Lenllaç químic és el fenomen fisicoquímic pel qual dos o més àtoms o ions s'uneixen, obtenint així una major estabilitat. Per tant, per norma general, dos o més àtoms s'enllacen si l'energia assolida en la seva unió és inferior a la que tenia cadascun per separat. La gran majoria de les substàncies presents en la natura estan formades per conjunts d'àtoms vinculats entre si que, depenent dels tipus d'enllaços que presenten i les seves disposicions espacials, determinen les diferents propietats de les substàncies. Aquests fets atorguen una gran importància a l'estudi de l'enllaç químic, convertint-lo així en una de les disciplines més importants de la química.
Com s'ha dit anteriorment, les espècies químiques realitzen unions entre si per a assolir estadis de major estabilitat, tot disminuint l'energia del sistema; aquesta estabilitat se sol donar quan el nombre d'electrons que posseeix un àtom en el seu últim nivell energètic és igual a vuit (ns²np⁶), estructura que coincideix amb la del gas noble més proper en la taula periòdica. A més, perquè aquest obtingui una total estabilitat, haurà de formar un enllaç amb una altra espècie. Així doncs, d'aquesta descripció podem obtenir dues conclusions: la primera, que els gasos nobles (tal com indica el seu nom) no requereixen enllaçar-se amb cap altra substància, ja que són electrònicament estables per si sols, d'aquesta manera, podem trobar àtoms d'heli (He), de neó (Ne), d'argó (Ar), de criptó (Kr) i de xenó (Xe) aïllats; i la segona, la més important i la que atorga el sentit a la disciplina de la química com a ciència bàsica és que tota la resta d'elements químics tendiran a relacionar-se i reaccionar amb d'altres per aconseguir una major estabilitat. L'objectiu fonamental de la química serà doncs l'estudi d'aquestes reaccions, així com aprofundir en la composició de la matèria i el seu comportament. L'enllaç químic és, per tant, la disciplina encarregada de descriure les característiques de les unions entre les espècies químiques i les seves conseqüències, tant en l'àmbit microscòpic com macroscòpic.
Història Els primers plantejaments sobre la naturalesa dels enllaços químics van sorgir a principis del , i suposaven que certs tipus d'espècies químiques estaven vinculades per certs tipus d'afinitats químiques.
A mitjans del Edward Frankland, Friedrich Kekulé, A.S. Couper, Aleksandr Mikhailovich Butlerov i Hermann Kolbe, van desenvolupar teories de radicals, de valències anomenades en un principi "poder de combinar" en la qual els compostos s'atreien gràcies a l'atracció de pols positius i negatius.
El 1916, el químic Gilbert Newton Lewis va desenvolupar la idea de la unió per parells d'electrons i conjuntament amb Kössel van proposar que l'estabilitat atòmica s'obté quan els àtoms arriben a l'octet electrònic, que en l'actualitat s'identifica amb una configuració electrònica de gas noble (ns²np⁶). Walter Heitler i Fritz London van ser els autors de la primera explicació quàntica de la connexió química, especialment la de l'hidrogen molecular, el 1927, utilitzant la teoria de connexions de valència. Adaptació a l'anglès «Interaction between neutral atoms and homopolar binding according to quantum mechanics», a El 1930, la primera descripció matemàtica quàntica de l'enllaç químic simple la va fer Edward Teller en el seu doctorat.
El 1931, el químic Linus Pauling va publicar el que a vegades es considera el text més important de la història de la química: "The Nature of the Chemical Bond".
Teories d'enllaç És important indicar que l'enllaç químic és una situació d'equilibri de tipus elèctric, on les forces de repulsió entre nuclis i entre els núvols electrònics d'ambdós àtoms són mínimes i les forces d'atracció entre els nuclis i els electrons de tots dos són màximes. El punt d'equilibri acostuma a estar caracteritzat per la longitud i l'energia d'enllaç, on la longitud d'enllaç representa la distància en què l'energia és mínima (energia d'enllaç) i, per tant, l'estabilitat de la molècula és màxima. Si quan dos àtoms s'acosten les forces de repulsió superen les d'atracció, no es formarà l'enllaç, ja que no s'assoleix una longitud que estabilitzi la substància. L'explicació de les forces involucrades en un enllaç químic són descrites per les lleis de l'electrodinàmica quàntica. Nogensmenys, en ser un problema de molts cossos s'acostumen a utilitzar teories simplificades. Aquestes teories ofereixen una idea més o menys bona i aproximada de la situació real.
Teoria de Lewis L'any 1916, el fisicoquímic estatunidenc Gilbert Newton Lewis va desenvolupar una teoria en què descrivia l'enllaç químic com la combinació d'un o més electrons entre dos àtoms, amb l'objectiu d'assolir l'octet electrònic i, per tant, una estructura de gas noble. Aquest enllaç té lloc entre àtoms que gairebé tenen complet el seu nivell de valència. Així doncs, amb l'octet aconsegueixen una estabilitat que no tenien com a àtoms independents.
El terme regla de l'octet per descriure aquest fenomen fou definit per Irving Langmuir, que va ampliar i refinar la teoria de Lewis.
Algunes idees bàsiques d'aquesta teoria són: Els electrons, especialment els que es troben en la capa més externa o de valència, tenen un paper fonamental en l'enllaç químic. En alguns casos es transfereixen electrons d'un àtom a un altre, formant-se ions positius i negatius que s'atrauen entre si per mitjà de forces electroestàtiques denominades enllaços iònics. En d'altres casos es comparteixen entre els àtoms un o més parells d'electrons; aquesta compartició es denomina enllaç covalent. Per a representar l'octet electrònic, Lewis va suggerir una estructura anomenada electró-punt, en la qual cada àtom es representa amb el seu símbol químic i al seu voltant es van marcant tants punts com electrons tingui en la seva capa de valència. A aquestes estructures se les va anomenar, en honor del seu inventor, estructures de Lewis. Aquests són uns dels procediments més senzills i més utilitzats a l'hora d'indicar com es distribueixen els electrons en les molècules i els ions.
Per a representar espècies químiques mitjançant estructures de Lewis, se solen seguir els següents passos: Sumar els electrons de valència dels àtoms presents en la molècula. Si es tracta d'un anió, se li afegeix un electró per cada càrrega negativa, i si és un catió, es resten tants electrons com càrregues positives. Dibuixar la molècula amb els àtoms units per enllaços senzills i calcular el nombre d'electrons que s'han afegit; s'ha de tenir especial cura al dibuixar l'esquelet molecular correctament. Algunes premisses en què recolzar-se a l'hora de dibuixar la molècula són l'elecció d'un àtom central (que mai pot ser l'hidrogen i rarament ho és l'oxigen), que l'hidrogen sempre s'uneix formant enllaços simples, l'oxigen, majoritàriament, amb dos enllaços, el carboni amb quatre, el nitrogen amb tres, etc. Calcular el nombre d'electrons que manquen, distribuir-los per parelles entre els diferents àtoms procurant que es compleixi la regla de l'octet i formar, si s'escau, dobles enllaços. Tanmateix, val a dir que els elements més enllà del segon període poden sobrepassar la regla de l'octet.
Estructures ressonants Quan una molècula pot ser representada per més d'una estructura de Lewis, sempre que l'esquelet molecular es mantingui, es tracta d'una estructura ressonant. Les formes ressonants són cadascuna de les maneres de representar la molècula. L'híbrid de ressonància és la suma de totes aquestes maneres, per tant, cada forma ressonant contribueix a la descripció de la molècula. Les formes ressonants porten associada una energia de ressonància, que provoca una disminució energètica, fet que atorga més estabilitat al sistema; per tant, l'estabilitat del sistema augmentarà quantes més estructures ressonants se li atribueixin.
L'explicació d'aquesta disminució energètica és perquè aquestes formes no són úniques, sinó que la molècula resultant és un híbrid de les diferents representacions. Per exemple, l'anió nitrat, exposat més avall, presenta tres formes en ressonància, de manera que els tres enllaços nitrogen-oxigen tenen la mateixa distància i propietats, car que són una combinació entre ambdues representacions, l'enllaç simple (N-O) i l'enllaç doble (N=O).
Exemples d'estructures de Lewis
Teoria RPECV Les estructures de Lewis ens donen informació sobre l'esquelet molecular i l'estructura electrònica d'aquesta, però no ens donen informació sobre la geometria de la molècula. És de gran importància conèixer la geometria de les molècules, ja que depenent de com es trobin orientats els àtoms en l'espai, la molècula tindrà unes propietats fisicoquímiques diferents, tant a nivell microscòpic com macroscòpic. Per a determinar-ne l'estructura, el científic Ronald Gillespie va idear la teoria de la repulsió dels parells d'electrons de la capa de valència (RPECV).
Aquesta teoria es basa en la màxima que afirma que les molècules cerquen tenir l'orientació que provoqui la mínima repulsió entre els parells d'electrons que hi ha al voltant de l'àtom central. Aquesta teoria diferencia els parells d'electrons en dos tipus: Parells d'electrons no enllaçants, són els que no formen cap enllaç però ocupen un lloc en l'espai. Parells d'electrons enllaçants, són els que constitueixen els enllaços. Com que la teoria RPECV es basa en el fet que la molècula adopta la forma geomètrica de mínima repulsió entre els electrons de la capa de valència és important conèixer l'ordre de repulsió entre els parells d'electrons al voltant de l'àtom central. En aquest ordre, la repulsió màxima es produeix entre els parells d'electrons no enllaçants i la mínima entre els parells d'electrons enllaçants. Segons siguin el nombre de parells d'electrons al voltant de l'àtom central, podem diferenciar un gran nombre de geometries bàsiques o ideals. A partir d'elles, segons les repulsions dels parells d'enllaç, es pot determinar la geometria real de la molècula. Cal afegir que en la teoria RPECV, els enllaços dobles es consideren de la mateixa manera que els enllaços senzills. miniatura|Estructura electrònica tetraèdrica de la molècula d'aigua tenint en compte la teoria RPECV. Així doncs, es descriuen una sèrie de geometries per les diferents situacions en què l'àtom central de la molècula es vegi envoltat per dos, tres, quatre, cinc o sis grups d'electrons distribuïts al seu voltant (ja siguin enllaçants o no enllaçants): Dos grups d'electrons: lineal Tres grups d'electrons: trigonal plana Quatre grups d'electrons: tetraèdrica Cinc grups d'electrons: bipiramidal trigonal Sis grups d'electrons: octaèdrica Per exemple, en el cas del metà (CH₄), en què el carboni s'enllaça a 4 àtoms d'hidrogen per tal d'omplir la seva capa semiplena (2s²2p² → 2s²2p⁶), l'àtom de C central s'envolta de 4 parells d'electrons i, per tant, acaba tenint una estructura tetraèdrica. En el cas de l'aigua (H₂O), l'oxigen s'enllaça amb únicament 2 àtoms d'hidrogen per tal d'omplir la seva capa semiplena (2s²2p4 → 2s²2p⁶), el motiu és que l'O només necessita 2 electrons per tal de completar la segona capa electrònica i, per tant, amb rebre els electrons de dos àtoms d'hidrogen en té prou; ara bé, no s'ha pas d'errar dient que la molècula serà lineal, ja que si bé s'enllaça a solament dos àtoms d'hidrogen, l'oxigen ja disposa de dos parells d'electrons previs que no acaben enllaçant, per tant, l'oxigen de la molècula d'aigua es veu rodejat per 4 parells d'electrons, donant així una estructura electrònica tetraèdrica. Tanmateix, hom únicament té en compte l'estructura tridimensional que formen els àtoms entre si, raó per la qual la molècula d'aigua és considerada angular.
Teoria de l'enllaç de valència