Enlaces en compuestos orgánicos

Historia de la teoría de los enlaces de carbono en compuestos orgánicos

Ya en 1858, dos científicos, August Kekule y Archibald Couper, publicaron trabajos independientes en los que afirmaban que el átomo de carbono en todos los compuestos orgánicos es capaz de unir cuatro sustituyentes. Luego se definió que el carbono tenía cuatro centros de afinidad con otras unidades, lo que significaba en la práctica que los átomos de carbono de cuatro valencias son capaces de producir cuatro enlaces químicos, lo que conduce a la formación de compuestos estables. August Kekule también ha afirmado que los átomos de carbono pueden unirse entre sí para producir cadenas de carbono más largas. El siguiente paso fueron las teorías sobre la posible existencia de enlaces múltiples. Alexander Crum Brown propuso la existencia de un doble enlace C=C en el etileno, mientras que Emil Erlenmeyer – la existencia de un triple enlace C≡C en la molécula de acetileno. En 1865, Kekule hizo otra contribución al desarrollar el concepto de átomos de carbono que se unen no solo de una manera simple sino también al doblarse y cerrarse para formar anillos. En 1874, Jacobus vant’t Hoff y Joseph Le Bel introdujeron otra dimensión en la química de las moléculas al suponer que los enlaces de carbono que existen en el espacio no están orientados de manera caótica sino que tienen una disposición espacial específica. De esta manera, hemos llegado al modelo actualmente existente del átomo de carbono tetravalente, cuyos enlaces en el espacio forman un tetraedro, y sus esquinas están dispuestas no solo en una línea plana sino también por delante y por detrás del plano de la línea del observador.

¿Por qué se forman los enlaces químicos?

Los átomos se unen entre sí para hacer que la molécula producida sea lo más estable posible. Tal forma es más duradera y tiene una energía más baja que los átomos individuales por separado. Tras la formación de un enlace químico, la energía del sistema se libera y se reduce. El análisis de la formación de dichos enlaces también se basa en la información sobre el estado de su capa de valencia de electrones. El caso es que la mayor estabilidad la muestran aquellos elementos que tienen un octeto en esa capa, mientras que los elementos que no tienen un octeto en estado libre son propensos a adoptar la configuración electrónica de un gas noble . Dependiendo del grupo, el camino a ese estado puede requerir la pérdida de un electrón, por ejemplo. La cantidad de energía necesaria para realizar tal operación está definida por la energía de ionización (E _j ).

Enlaces iónicos

Los metales situados en el lado izquierdo de la tabla periódica tienden a producir iones positivos (cationes) al ceder sus electrones. Por el contrario, los halógenos y otros no metales reactivos atraen electrones adicionales, produciendo así iones negativos (aniones). El elemento clave que afecta el comportamiento de los átomos en relación con los electrones es su afinidad electrónica (E _pe ), que es específica de cada uno de los átomos analizados. Un electrón que se une a la mayoría de los elementos provoca la liberación de energía, por lo que la mayoría de los valores de E _pe son negativos. El enlace iónico es el caso más simple de análisis: existe entre un metal con un valor E _j bajo y un no metal con un valor E _pe absoluto alto.

El enlace atómico

Los elementos ubicados en el medio de la tabla periódica no pueden formar enlaces iónicos debido a su configuración electrónica . El carbono, el elemento más importante para la química orgánica, si consideramos la estructura más simple del metano (CH ₄ ), tiene la siguiente configuración: 1s ¹ 2s ² 2p ² , por lo que le sería muy difícil aceptar o ceder electrones para lograr la configuración de un gas noble. Los átomos de este tipo actúan de forma diferente, compartiendo sus electrones con otros átomos. Este esquema fue propuesto por primera vez por Gilbert N. Lewis en 1916. El enlace se denominó enlace covalente y el conjunto de átomos unidos a él se denominó molécula. El método de presentar la notación de dichos enlaces se basa en las fórmulas estructurales de Lewis, en las que los electrones de valencia se representan mediante puntos. La mayor estabilidad molecular se logra cuando la configuración del átomo alcanza la configuración electrónica de un gas noble y tiene sus orbitales de valencia s y p llenos. El número de enlaces atómicos que se pueden formar depende del número de electrones de valencia del átomo. Si el átomo contiene uno, dos o tres electrones de valencia, este es el número de enlaces que puede producir. Si el átomo tiene cuatro o más electrones de valencia, produce tantos enlaces como sean suficientes para llenar los niveles s y p de sus capas, hasta que se alcanza un octeto.

La teoría de los enlaces de valencia

Supone que se forma un enlace químico de tipo atómico cuando los átomos se acercan entre sí a tal distancia que sus orbitales individualmente llenos se superponen. Los electrones emparejados de esa manera son atraídos a los núcleos de ambos átomos, mientras se enlazan entre sí. La fuerza de dicho enlace depende en gran medida del grado de superposición de los orbitales: cuanto mayor sea la superposición, más fuerte será el enlace. Esto nos lleva al siguiente punto de la teoría: la orientación de los enlaces en el caso de la superposición de orbitales distintos de s. Si hay una interacción, por ejemplo entre un orbital 2p y 1s, se desarrolla a lo largo del eje del orbital p direccional. Según la forma de los orbitales superpuestos, también podemos obtener la sección transversal del enlace. Para dar un ejemplo: si dos átomos de hidrógeno comparten electrones del orbital s con forma de esfera, la sección transversal de ese enlace también será un círculo y la simetría del enlace HH será cilíndrica. Un enlace formado por una superposición frontal de orbitales a lo largo de la línea entre los núcleos es un enlace sigma (σ), que es el más común. Otro es el enlace pi (π), que es el resultado de la superposición de orbitales 2p llenados individualmente. Evita la rotación, por ejemplo, alrededor del enlace CC. Es más débil que el enlace sigma y más fácil de romper, lo que lo hace más reactivo. Los supuestos más importantes de la teoría de los enlaces de valencia son los siguientes:

1. Los enlaces atómicos se pueden formar gracias a la superposición de orbitales moleculares que tienen un electrón con espín opuesto.
2. Cada átomo que participa en la formación del enlace mantiene sus orbitales atómicos, mientras que se comparte el par de electrones ubicado en los orbitales superpuestos.
3. Cuanto más se superponen los orbitales, más fuerte es el enlace químico.

Términos como fuerza de enlace o longitud de enlace son específicos de cada enlace atómico. Fuerza: define la cantidad de energía que debe suministrarse al sistema para romper la molécula en átomos. Se puede calcular comparando la energía del producto estable con la energía del sustrato. Por ejemplo, si la conexión de los átomos de hidrógeno hace que la molécula libere 436 kJ/mol, la energía del producto será menor en ese valor, y esta será la fuerza del enlace. Para romperlo, tendríamos que suministrar al menos esa cantidad de energía. La longitud de un enlace se refiere a la distancia óptima determinada entre los núcleos. Si están demasiado cerca, se empujarán entre sí debido a su carga positiva. Si están demasiado lejos el uno del otro, no podrán compartir sus electrones de enlace.

La teoría de los orbitales moleculares

Asume la definición de enlaces atómicos como combinaciones matemáticas de funciones de onda que forman orbitales moleculares. Se consideran componentes de la molécula completa, no de un átomo en particular. Por lo tanto, un orbital molecular define la parte del espacio de la molécula donde es más probable que estén presentes los electrones. Como en el caso de los orbitales atómicos, los valores característicos incluyen tamaño, forma y energía. A diferencia de ellos, los orbitales moleculares pueden interactuar de dos maneras diferentes: de forma aditiva o sustractiva. Tomando la molécula de hidrógeno como ejemplo, si los orbitales se unen de forma aditiva, su forma se parecerá a la de un huevo. El enlace sustractivo provocará la sustracción mutua de estos orbitales, y el espacio entre los núcleos solo incluirá un nodo de función de onda, lo que da como resultado una baja densidad de la nube de electrones y la falta de relleno. En el caso del enlace aditivo, la energía del orbital es menor que la de los orbitales 1s individuales de un átomo de hidrógeno y constituye un orbital de enlace. La energía de un orbital formado por combinación sustractiva es mayor que la energía de los orbitales atómicos individuales, y dicho orbital se conoce como orbital antienlazante. Esto se debe a que los electrones presentes en dicho orbital no pueden situarse en el espacio nodal y, en consecuencia, no pueden producir enlaces. Los supuestos básicos de la teoría de los orbitales moleculares incluyen lo siguiente:

1. Los orbitales moleculares son la misma parte en las moléculas que los orbitales atómicos en los átomos. Dado que son posibles de describir, podemos presentar la parte espacial de la molécula donde es más probable que estén presentes los electrones. Cada orbital molecular tiene su tamaño, forma y nivel de energía específicos.
2. Los orbitales moleculares se forman por la conversión de orbitales atómicos. Su número es igual al número de los orbitales atómicos presentes que produjeron las combinaciones.
3. Dependiendo de la energía de un orbital molecular en relación con los orbitales atómicos, pueden ser enlazantes o no enlazantes. Si la energía de un orbital molecular formado es menor, son orbitales enlazantes; si es mayor, son orbitales no enlazantes.