Enlace químico

Covalente unión de dos átomos de hidrógeno para formar una molécula de hidrógeno, H
₂. En (a) los dos núcleos están rodeados por una nube de dos electrones en la órbita de unión que sostiene la molécula juntos. (b) muestra el orbital antibono de hidrógeno, que es más alto en energía y normalmente no está ocupado por ningún electrones.

Un enlace químico es una atracción duradera entre átomos o iones que permite la formación de moléculas y cristales. El enlace puede resultar de la fuerza electrostática entre iones de carga opuesta como en los enlaces iónicos, o mediante el intercambio de electrones como en los enlaces covalentes. La fuerza de los enlaces químicos varía considerablemente; hay "lazos fuertes" o "enlaces primarios" como enlaces covalentes, iónicos y metálicos, y "enlaces débiles" o "bonos secundarios" como las interacciones dipolo-dipolo, la fuerza de dispersión de London y los enlaces de hidrógeno. Los enlaces químicos fuertes surgen del intercambio o la transferencia de electrones entre los átomos participantes.

Dado que las cargas eléctricas opuestas se atraen, los electrones cargados negativamente que rodean el núcleo y los protones cargados positivamente dentro de un núcleo se atraen entre sí. Un electrón colocado entre dos núcleos será atraído por ambos, y los núcleos serán atraídos hacia los electrones en esta posición. Esta atracción constituye un enlace químico covalente. Debido a la naturaleza de onda de materia de los electrones y su masa más pequeña, ocupan un volumen mucho mayor que los núcleos, y este volumen mantiene los núcleos atómicos en un enlace muy separados en comparación con el tamaño de los núcleos.

Los átomos de las moléculas, los cristales, los metales y la mayor parte del entorno físico que nos rodea y dentro de nosotros se mantienen unidos mediante enlaces químicos, que determinan la estructura y las propiedades de la materia.

Todos los enlaces se pueden explicar mediante la teoría cuántica, pero, en la práctica, las reglas y teorías simplificadas permiten a los químicos predecir la fuerza, la direccionalidad y la polaridad de los enlaces. La regla del octeto y la teoría VSEPR son ejemplos. Las teorías más sofisticadas son la teoría del enlace de valencia, que incluye hibridación y resonancia de orbitales, y la teoría de orbitales moleculares, que incluye la combinación lineal de orbitales atómicos y la teoría de campos de ligandos. La electrostática se utiliza para describir las polaridades de los enlaces y los efectos que tienen sobre las sustancias químicas.

Resumen de los principales tipos de enlaces químicos

Un enlace químico es una atracción entre átomos. Esta atracción puede verse como el resultado de diferentes comportamientos de los electrones más externos o de valencia de los átomos. Estos comportamientos se fusionan entre sí a la perfección en diversas circunstancias, por lo que no hay una línea clara que trazar entre ellos. Sin embargo, sigue siendo útil y habitual diferenciar entre diferentes tipos de enlaces, que dan como resultado diferentes propiedades de la materia condensada.

En la vista más simple de un enlace covalente, uno o más electrones (a menudo un par de electrones) son atraídos hacia el espacio entre los dos núcleos atómicos. La energía se libera mediante la formación de enlaces. Esto no se debe a la reducción de la energía potencial, porque la atracción de los dos electrones hacia los dos protones se compensa con las repulsiones electrón-electrón y protón-protón. En cambio, la liberación de energía (y, por lo tanto, la estabilidad del enlace) surge de la reducción de la energía cinética debido a que los electrones se encuentran en un orbital más distribuido espacialmente (es decir, con una longitud de onda de De Broglie más larga) en comparación con cada electrón confinado más cerca de su núcleo respectivo.. Estos enlaces existen entre dos átomos identificables particulares y tienen una dirección en el espacio, lo que les permite mostrarse como líneas de conexión únicas entre átomos en los dibujos, o modelarse como palos entre esferas en los modelos.

En un enlace covalente polar, uno o más electrones se comparten de manera desigual entre dos núcleos. Los enlaces covalentes a menudo dan como resultado la formación de pequeñas colecciones de átomos mejor conectados llamados moléculas, que en sólidos y líquidos están unidos a otras moléculas por fuerzas que a menudo son mucho más débiles que los enlaces covalentes que mantienen unidas a las moléculas internamente. Tales enlaces intermoleculares débiles dan a las sustancias moleculares orgánicas, como ceras y aceites, su carácter de masa blanda y sus puntos de fusión bajos (en los líquidos, las moléculas deben dejar de tener contacto entre sí más estructurado u orientado). Sin embargo, cuando los enlaces covalentes unen largas cadenas de átomos en moléculas grandes (como en polímeros como el nailon), o cuando los enlaces covalentes se extienden en redes a través de sólidos que no están compuestos de moléculas discretas (como el diamante o el cuarzo o los minerales de silicato en muchos tipos de roca), entonces las estructuras resultantes pueden ser fuertes y resistentes, al menos en la dirección orientada correctamente con redes de enlaces covalentes. Además, los puntos de fusión de dichas redes y polímeros covalentes aumentan considerablemente.

En una vista simplificada de un enlace iónico, el electrón de enlace no se comparte en absoluto, sino que se transfiere. En este tipo de enlace, el orbital atómico exterior de un átomo tiene una vacante que permite la adición de uno o más electrones. Estos electrones recién agregados ocupan potencialmente un estado de energía más bajo (efectivamente más cerca de más carga nuclear) que el que experimentan en un átomo diferente. Por lo tanto, un núcleo ofrece una posición de unión más estrecha a un electrón que otro núcleo, con el resultado de que un átomo puede transferir un electrón al otro. Esta transferencia hace que un átomo asuma una carga neta positiva y el otro asuma una carga neta negativa. El enlace entonces resulta de la atracción electrostática entre los iones cargados positiva y negativamente. Los enlaces iónicos pueden verse como ejemplos extremos de polarización en enlaces covalentes. A menudo, tales enlaces no tienen una orientación particular en el espacio, ya que resultan de la misma atracción electrostática de cada ion hacia todos los iones que lo rodean. Los enlaces iónicos son fuertes (y, por lo tanto, las sustancias iónicas requieren altas temperaturas para fundirse), pero también son frágiles, ya que las fuerzas entre los iones son de corto alcance y no se unen fácilmente a las grietas y fracturas. Este tipo de enlace da lugar a las características físicas de los cristales de sales minerales clásicas, como la sal de mesa.

Un tipo de unión que se menciona con menos frecuencia es la unión metálica. En este tipo de enlace, cada átomo de un metal dona uno o más electrones a un "mar" de electrones que residen entre muchos átomos de metal. En este mar, cada electrón es libre (en virtud de su naturaleza ondulatoria) para asociarse con una gran cantidad de átomos a la vez. El enlace se produce porque los átomos metálicos se cargan algo positivamente debido a la pérdida de sus electrones, mientras que los electrones permanecen atraídos por muchos átomos, sin ser parte de ningún átomo dado. El enlace metálico puede verse como un ejemplo extremo de deslocalización de electrones sobre un gran sistema de enlaces covalentes, en el que participa cada átomo. Este tipo de unión suele ser muy fuerte (lo que da como resultado la resistencia a la tracción de los metales). Sin embargo, los enlaces metálicos son de naturaleza más colectiva que otros tipos, por lo que permiten que los cristales metálicos se deformen más fácilmente, porque están compuestos de átomos que se atraen entre sí, pero no de una forma particularmente orientada. Esto da como resultado la maleabilidad de los metales. La nube de electrones en los enlaces metálicos causa la conductividad eléctrica y térmica característicamente buena de los metales, y también su brillo brillante que refleja la mayoría de las frecuencias de la luz blanca.

Historia

Ejemplos de diagramas de puntos Lewis utilizados para representar electrones en los vínculos químicos entre átomos, aquí mostrando carbono (C), hidrógeno (H), y oxígeno (O). Los diagramas de Lewis fueron desarrollados en 1916 por Gilbert N. Lewis para describir la unión química y siguen siendo ampliamente utilizados hoy. Cada segmento de línea o par de puntos representa un par de electrones. Los pares situados entre átomos representan bonos.

Las primeras especulaciones sobre la naturaleza del enlace químico, desde el siglo XII, suponían que ciertos tipos de especies químicas estaban unidas por un tipo de afinidad química. En 1704, Sir Isaac Newton esbozó su famosa teoría del enlace atómico en "Query 31" de su Óptica, mediante la cual los átomos se unen entre sí por alguna "fuerza". Específicamente, después de reconocer las diversas teorías populares en boga en ese momento, de cómo se razonó que los átomos se unían entre sí, es decir, 'átomos enganchados', 'pegados entre sí por el resto', o ' #34;pegadas entre sí por movimientos conspirativos", Newton afirma que preferiría inferir de su cohesión que "las partículas se atraen unas a otras por alguna fuerza, que en contacto inmediato es extremadamente fuerte, a distancias pequeñas realiza la química operaciones, y no llega lejos de las partículas con ningún efecto sensible."

En 1819, inmediatamente después de la invención de la pila voltaica, Jöns Jakob Berzelius desarrolló una teoría de combinación química que destacaba los caracteres electronegativos y electropositivos de los átomos que se combinan. A mediados del siglo XIX, Edward Frankland, F.A. Kekulé, A.S. Couper, Alexander Butlerov y Hermann Kolbe, basándose en la teoría de los radicales, desarrollaron la teoría de la valencia, originalmente llamada "poder de combinación", en la que los compuestos se unían debido a la atracción de los polos positivo y negativo. En 1904, Richard Abegg propuso su regla de que la diferencia entre las valencias máxima y mínima de un elemento suele ser ocho. En este punto, la valencia todavía era un número empírico basado solo en propiedades químicas.

Sin embargo, la naturaleza del átomo se hizo más clara con el descubrimiento de Ernest Rutherford en 1911 de un núcleo atómico rodeado de electrones en el que citó a Nagaoka y rechazó el modelo de Thomson con el argumento de que las cargas opuestas son impenetrables. En 1904, Nagaoka propuso un modelo planetario alternativo del átomo en el que un centro con carga positiva está rodeado por una serie de electrones giratorios, a la manera de Saturno y sus anillos.

El modelo de Nagaoka hizo dos predicciones:

• un centro atómico muy masivo (en analogía con un planeta muy masivo)
• electrones girando alrededor del núcleo, atado por fuerzas electrostáticas (en analogía con los anillos girando alrededor de Saturno, atado por fuerzas gravitatorias).

Rutherford menciona el modelo de Nagaoka en su artículo de 1911 en el que se propone el núcleo atómico.

En la Conferencia Solvay de 1911, en la discusión sobre qué podría regular las diferencias de energía entre los átomos, Max Planck afirmó: "Los intermediarios podrían ser los electrones". Estos modelos nucleares sugirieron que los electrones determinan el comportamiento químico.

Luego vino el modelo de Niels Bohr de 1913 de un átomo nuclear con órbitas de electrones. En 1916, el químico Gilbert N. Lewis desarrolló el concepto de enlaces de pares de electrones, en los que dos átomos pueden compartir de uno a seis electrones, formando así el enlace de un solo electrón, un enlace simple, un enlace doble o un enlace triple; en las propias palabras de Lewis, 'un electrón puede formar parte de la capa de dos átomos diferentes y no se puede decir que pertenezca a ninguno de ellos exclusivamente'.

También en 1916, Walther Kossel presentó una teoría similar a la de Lewis' sólo su modelo asumía transferencias completas de electrones entre átomos y, por lo tanto, era un modelo de enlace iónico. Tanto Lewis como Kossel estructuraron sus modelos de vinculación a partir de la regla de Abegg (1904).

Niels Bohr también propuso un modelo del enlace químico en 1913. Según su modelo para una molécula diatómica, los electrones de los átomos de la molécula forman un anillo giratorio cuyo plano es perpendicular al eje de la molécula y equidistante de los núcleos atómicos. El equilibrio dinámico del sistema molecular se logra mediante el equilibrio de fuerzas entre las fuerzas de atracción de los núcleos al plano del anillo de electrones y las fuerzas de repulsión mutua de los núcleos. El modelo de Bohr del enlace químico tuvo en cuenta la repulsión de Coulomb: los electrones en el anillo están a la máxima distancia entre sí.

En 1927, el físico danés Øyvind Burrau derivó la primera descripción cuántica matemáticamente completa de un enlace químico simple, es decir, el producido por un electrón en el ion molecular de hidrógeno, H2+. Este trabajo demostró que el enfoque cuántico de los enlaces químicos podía ser fundamental y cuantitativamente correcto, pero los métodos matemáticos utilizados no podían extenderse a moléculas que contenían más de un electrón. Un enfoque más práctico, aunque menos cuantitativo, fue presentado en el mismo año por Walter Heitler y Fritz London. El método de Heitler-London forma la base de lo que ahora se llama teoría del enlace de valencia. En 1929, Sir John Lennard-Jones, quien también sugirió métodos para derivar estructuras electrónicas de moléculas de F₂ (flúor) y O, introdujo la aproximación del método de orbitales moleculares de combinación lineal de orbitales atómicos (LCAO). ₂ (oxígeno) moléculas, a partir de principios cuánticos básicos. Esta teoría de los orbitales moleculares representaba un enlace covalente como un orbital formado por la combinación de los orbitales atómicos de Schrödinger de la mecánica cuántica que se habían formulado como hipótesis para los electrones en átomos individuales. Las ecuaciones para unir electrones en átomos multielectrónicos no pudieron resolverse a la perfección matemática (es decir, analíticamente), pero las aproximaciones para ellos aún dieron muchas buenas predicciones y resultados cualitativos. La mayoría de los cálculos cuantitativos en la química cuántica moderna utilizan el enlace de valencia o la teoría del orbital molecular como punto de partida, aunque un tercer enfoque, la teoría del funcional de la densidad, se ha vuelto cada vez más popular en los últimos años.

En 1933, H. H. James y A. S. Coolidge realizaron un cálculo sobre la molécula de dihidrógeno que, a diferencia de todos los cálculos anteriores que usaban funciones solo de la distancia del electrón al núcleo atómico, usaba funciones que también sumaban explícitamente la distancia entre el dos electrones Con hasta 13 parámetros ajustables obtuvieron un resultado muy cercano al resultado experimental para la energía de disociación. Las extensiones posteriores han utilizado hasta 54 parámetros y dieron una excelente concordancia con los experimentos. Este cálculo convenció a la comunidad científica de que la teoría cuántica podía dar concordancia con la experimentación. Sin embargo, este enfoque no tiene ninguna de las imágenes físicas del enlace de valencia y las teorías de orbitales moleculares y es difícil de extender a moléculas más grandes.

Enlaces en fórmulas químicas

Debido a que los átomos y las moléculas son tridimensionales, es difícil usar un solo método para indicar orbitales y enlaces. En las fórmulas moleculares los enlaces químicos (orbitales de unión) entre átomos se indican de diferentes formas según el tipo de discusión. A veces, se descuidan algunos detalles. Por ejemplo, en química orgánica a veces uno se preocupa sólo por el grupo funcional de la molécula. Por lo tanto, la fórmula molecular del etanol se puede escribir en forma conformacional, forma tridimensional, forma bidimensional completa (que indica cada enlace sin direcciones tridimensionales), forma bidimensional comprimida (CH₃–CH₂–OH), separando el grupo funcional de otra parte de la molécula (C₂H₅OH), o sus constituyentes atómicos (C₂H₆O), según lo discutido. A veces, incluso los electrones de la capa de valencia no enlazantes (con las direcciones aproximadas bidimensionales) están marcados, p. para carbono elemental _.^'C^'. Algunos químicos también pueden marcar los orbitales respectivos, p. el hipotético anión eteno⁻⁴ (^/C=C_/ < sup>−4) indicando la posibilidad de formación de enlaces.

Enlaces químicos fuertes

Los enlaces químicos fuertes son las fuerzas intramoleculares que mantienen unidos a los átomos en las moléculas. Un enlace químico fuerte se forma a partir de la transferencia o el intercambio de electrones entre centros atómicos y se basa en la atracción electrostática entre los protones en los núcleos y los electrones en los orbitales.

Los tipos de enlace fuerte difieren debido a la diferencia de electronegatividad de los elementos constituyentes. La electronegatividad es la tendencia de un átomo de un elemento químico dado a atraer electrones compartidos cuando forma un enlace químico, donde cuanto mayor es la electronegatividad asociada, más electrones atrae. La electronegatividad sirve como una forma sencilla de estimar cuantitativamente la energía de enlace, que caracteriza un enlace a lo largo de la escala continua desde el enlace covalente al iónico. Una gran diferencia en electronegatividad conduce a un carácter más polar (iónico) en el enlace.

Enlace iónico

Estructura de cristal de cloruro de sodio (NaCl) con caciones de sodio (Na⁺En púrpura y los iones de cloruroCl⁻En verde. Los estiplos amarillos representan la fuerza electrostática entre los iones de carga opuesta.

El enlace iónico es un tipo de interacción electrostática entre átomos que tienen una gran diferencia de electronegatividad. No existe un valor preciso que distinga el enlace iónico del covalente, pero es probable que una diferencia de electronegatividad superior a 1,7 sea iónica, mientras que una diferencia inferior a 1,7 probablemente sea covalente. El enlace iónico conduce a separar iones positivos y negativos. Las cargas iónicas suelen estar entre −3e y +3e. El enlace iónico ocurre comúnmente en sales metálicas como el cloruro de sodio (sal de mesa). Una característica típica de los enlaces iónicos es que las especies forman cristales iónicos, en los que ningún ion se empareja específicamente con ningún otro ion en un enlace direccional específico. Más bien, cada especie de ion está rodeada por iones de carga opuesta, y el espacio entre ella y cada uno de los iones de carga opuesta cercanos es la misma para todos los átomos circundantes del mismo tipo. Por lo tanto, ya no es posible asociar un ion con ningún otro átomo ionizado único específico cerca de él. Esta es una situación diferente a la de los cristales covalentes, donde los enlaces covalentes entre átomos específicos aún son discernibles a partir de las distancias más cortas entre ellos, medidos a través de técnicas como la difracción de rayos X.

Los cristales iónicos pueden contener una mezcla de especies iónicas y covalentes, como por ejemplo sales de ácidos complejos como el cianuro de sodio, NaCN. La difracción de rayos X muestra que en NaCN, por ejemplo, los enlaces entre los cationes de sodio (Na⁺) y los aniones de cianuro (CN⁻) son iónicos, sin iones de sodio asociados con ningún cianuro en particular. Sin embargo, los enlaces entre los átomos de carbono (C) y nitrógeno (N) en el cianuro son del tipo covalente, de modo que cada carbono está fuertemente unido a un solo nitrógeno, al cual está físicamente mucho más cerca que a otros carbonos o nitrógenos en un cristal de cianuro de sodio.

Cuando estos cristales se funden en líquidos, los enlaces iónicos se rompen primero porque no son direccionales y permiten que las especies cargadas se muevan libremente. De manera similar, cuando dichas sales se disuelven en agua, los enlaces iónicos generalmente se rompen por la interacción con el agua, pero los enlaces covalentes continúan. Por ejemplo, en solución, los iones de cianuro, aún unidos como iones CN⁻ individuales, se mueven independientemente a través de la solución, al igual que los iones de sodio, como Na⁺. En el agua, los iones cargados se separan porque cada uno de ellos se atrae con más fuerza hacia varias moléculas de agua que entre sí. La atracción entre los iones y las moléculas de agua en tales soluciones se debe a un tipo de enlace químico de tipo dipolo-dipolo débil. En los compuestos iónicos fundidos, los iones siguen atrayéndose entre sí, pero no de forma ordenada o cristalina.

Enlace covalente

Bonos covalentes no polares en metano (CH)₄). La estructura de Lewis muestra electrones compartidos entre los átomos C y H.

El enlace covalente es un tipo común de enlace en el que dos o más átomos comparten electrones de valencia más o menos por igual. El tipo más simple y común es un enlace simple en el que dos átomos comparten dos electrones. Otros tipos incluyen el enlace doble, el enlace triple, los enlaces de uno y tres electrones, el enlace de dos electrones de tres centros y el enlace de cuatro electrones de tres centros.

En los enlaces covalentes no polares, la diferencia de electronegatividad entre los átomos enlazados es pequeña, normalmente de 0 a 0,3. Los enlaces dentro de la mayoría de los compuestos orgánicos se describen como covalentes. La figura muestra el metano (CH₄), en el que cada hidrógeno forma un enlace covalente con el carbono. Consulte los enlaces sigma y los enlaces pi para ver las descripciones de LCAO de dichos enlaces.

Las moléculas que se forman principalmente a partir de enlaces covalentes no polares suelen ser inmiscibles en agua u otros disolventes polares, pero mucho más solubles en disolventes no polares como el hexano.

Un enlace covalente polar es un enlace covalente con un carácter iónico significativo. Esto significa que los dos electrones compartidos están más cerca de uno de los átomos que del otro, creando un desequilibrio de carga. Dichos enlaces ocurren entre dos átomos con electronegatividades moderadamente diferentes y dan lugar a interacciones dipolo-dipolo. La diferencia de electronegatividad entre los dos átomos en estos enlaces es de 0,3 a 1,7.

Bonos simples y múltiples

Un enlace simple entre dos átomos corresponde a compartir un par de electrones. El átomo de hidrógeno (H) tiene un electrón de valencia. Dos átomos de hidrógeno pueden entonces formar una molécula, unidos por el par de electrones compartidos. Cada átomo de H ahora tiene la configuración electrónica de gas noble del helio (He). El par de electrones compartidos forma un enlace covalente simple. La densidad electrónica de estos dos electrones de enlace en la región entre los dos átomos aumenta a partir de la densidad de dos átomos de H que no interactúan.

Dos p-orbitales formando un pi-bond.

Un enlace doble tiene dos pares de electrones compartidos, uno en un enlace sigma y otro en un enlace pi con densidad electrónica concentrada en dos lados opuestos del eje internuclear. Un enlace triple consta de tres pares de electrones compartidos, formando un enlace sigma y dos enlaces pi. Un ejemplo es el nitrógeno. Los enlaces cuádruples y superiores son muy raros y ocurren solo entre ciertos átomos de metales de transición.

Enlace covalente coordinado (enlace dipolar)

Adduct of ammonia and boron trifluoride

Un enlace covalente coordinado es un enlace covalente en el que los dos electrones de enlace compartidos son del mismo átomo de los involucrados en el enlace. Por ejemplo, el trifluoruro de boro (BF₃) y el amoníaco (NH₃) forman un aducto o complejo de coordinación F₃B←NH ₃ con un enlace B–N en el que un par solitario de electrones en N se comparte con un orbital atómico vacío en B. BF₃ con un orbital vacío se describe como un aceptor de pares de electrones o ácido de Lewis, mientras que el NH₃ con un par solitario que se puede compartir se describe como donante de pares de electrones o base de Lewis. Los electrones se comparten aproximadamente por igual entre los átomos en contraste con el enlace iónico. Tal enlace se muestra con una flecha que apunta al ácido de Lewis.

Los complejos de metales de transición generalmente están unidos por enlaces covalentes coordinados. Por ejemplo, el ion Ag⁺ reacciona como un ácido de Lewis con dos moléculas de la base de Lewis NH₃ para formar el ion complejo Ag(NH₃)₂⁺, que tiene dos enlaces covalentes coordinados Ag←N.

Enlace metálico

En el enlace metálico, los electrones de enlace se deslocalizan sobre una red de átomos. Por el contrario, en los compuestos iónicos, las ubicaciones de los electrones de enlace y sus cargas son estáticas. El libre movimiento o deslocalización de los electrones de enlace conduce a propiedades metálicas clásicas como el brillo (reflectividad de la luz superficial), conductividad eléctrica y térmica, ductilidad y alta resistencia a la tracción.

Enlace intermolecular

Existen cuatro tipos básicos de enlaces que se pueden formar entre dos o más moléculas, iones o átomos (de otro modo no asociados). Las fuerzas intermoleculares hacen que las moléculas se atraigan o rechacen entre sí. A menudo, estos definen algunas de las características físicas (como el punto de fusión) de una sustancia.

• Una gran diferencia en la electronegatividad entre dos átomos unidos causará una separación de carga permanente, o dipolo, en una molécula o ión. Dos o más moléculas o iones con dipoles permanentes pueden interactuar dentro de interacciones dipole-dipole. Los electrones de unión en una molécula o ión, en promedio, estarán más cerca del átomo electronegativo más frecuentemente que el menos electronegativo, dando lugar a cargos parciales en cada átomo y causando fuerzas electrostáticas entre moléculas o iones.
• Un enlace de hidrógeno es efectivamente un ejemplo fuerte de una interacción entre dos dipoles permanentes. La gran diferencia en electronegatividades entre hidrógeno y cualquier fluorina, nitrógeno y oxígeno, junto con sus pares solitarios de electrones, causan fuertes fuerzas electrostáticas entre moléculas. Los bonos de hidrógeno son responsables de los altos puntos de ebullición de agua y amoníaco con respecto a sus análogos más pesados.
• La fuerza de dispersión de Londres surge debido a dipoles instantáneos en los átomos vecinos. Como la carga negativa del electrón no es uniforme alrededor de todo el átomo, siempre hay un desequilibrio de carga. Esta pequeña carga inducirá una dipole correspondiente en una molécula cercana, causando una atracción entre los dos. El electrón entonces se mueve a otra parte de la nube de electrones y la atracción está rota.
• Una interacción cation–pi ocurre entre un enlace pi y una cation.

Teorías del enlace químico

En el (poco realista) límite de "puro" enlace iónico, los electrones están perfectamente localizados en uno de los dos átomos en el enlace. Tales enlaces pueden ser entendidos por la física clásica. Las fuerzas entre los átomos se caracterizan por potenciales electrostáticos continuos isotrópicos. Su magnitud es en proporción simple a la diferencia de carga.

Los enlaces covalentes se entienden mejor mediante la teoría del enlace de valencia (VB) o la teoría del orbital molecular (MO). Las propiedades de los átomos involucrados se pueden entender utilizando conceptos como el número de oxidación, la carga formal y la electronegatividad. La densidad de electrones dentro de un enlace no se asigna a átomos individuales, sino que se deslocaliza entre átomos. En la teoría del enlace de valencia, el enlace se conceptualiza como formado por pares de electrones que están localizados y compartidos por dos átomos a través de la superposición de orbitales atómicos. Los conceptos de hibridación orbital y resonancia aumentan esta noción básica del enlace del par de electrones. En la teoría de los orbitales moleculares, el enlace se considera deslocalizado y repartido en orbitales que se extienden por toda la molécula y se adaptan a sus propiedades de simetría, normalmente considerando combinaciones lineales de orbitales atómicos (LCAO). La teoría del enlace de valencia es más intuitiva desde el punto de vista químico al estar localizada espacialmente, lo que permite centrar la atención en las partes de la molécula que experimentan un cambio químico. Por el contrario, los orbitales moleculares son más "naturales" desde el punto de vista de la mecánica cuántica, siendo las energías orbitales físicamente significativas y directamente vinculadas a las energías de ionización experimentales de la espectroscopia de fotoelectrones. En consecuencia, la teoría del enlace de valencia y la teoría del orbital molecular a menudo se consideran marcos competitivos pero complementarios que ofrecen diferentes conocimientos sobre los sistemas químicos. Como enfoques para la teoría de la estructura electrónica, los métodos MO y VB pueden dar aproximaciones a cualquier nivel deseado de precisión, al menos en principio. Sin embargo, en los niveles más bajos, las aproximaciones difieren, y un enfoque puede ser más adecuado para los cálculos que involucran un sistema o propiedad en particular que el otro.

A diferencia de las fuerzas de Coulombic esféricamente simétricas en los enlaces iónicos puros, los enlaces covalentes son generalmente dirigidos y anisotrópicos. Estos a menudo se clasifican en función de su simetría con respecto a un plano molecular como enlaces sigma y enlaces pi. En el caso general, los átomos forman enlaces que son intermedios entre iónicos y covalentes, dependiendo de la electronegatividad relativa de los átomos involucrados. Los enlaces de este tipo se conocen como enlaces covalentes polares.