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Demócrito y Leucipo argumentaban que los átomos de las
sustancias sólidas se encontraban enganchados, lo cual les permitía moverse
juntos creando la ilusión de un objeto único. Una característica de dicho
enganche es que debería mantener las distancias relativas de cada átomo
constante de forma que la estructura enganchada mantuviera su forma al entrar
en contacto con otros átomos (Bantz, 1980).
Lucrecio extendió los razonamientos de Demócrito hacia el
estado líquido, asumiendo que los átomos poseían una especie de superficie, de
esta forma los líquidos deberían estar compuestos por átomos lisos que jamás se
enganchan entre sí, mientras que los átomos de los sólidos tenían estructuras
de superficie que les permitía acoplar de forma específica (Dunitz &
Gavezzotti, 2009; Mackay, 2002).
Este razonamiento permitirá explicar cómo líquidos con alta
cohesión como el aceite existían, asumiendo que esos átomos eran una especie de
intermedio, siendo lisos, pero con algunos enganches que hacían que el líquido
tuviera una cohesión más alta que otros como el agua o el alcohol (Dunitz &
Gavezzotti, 2009; Mackay, 2002). Sin embargo, debido a la autoridad de
Aristóteles, la teoría atómica sería suprimida durante unos cuantos siglos, y
en consecuencia también las especulaciones sobre en enlace químico (Dunitz
& Gavezzotti, 2009; Mackay, 2002).
Aunque estamos acostumbrados a pensar que Dalton fue quien
revivió la teoría atómica, ya en el siglo XVIII tenemos unas especulaciones
bastante serias de la existencia del átomo y del enlace entre átomos de la mano
de filósofos naturales tan influyentes como Isaac Newton (Pyle, 1995), aunque
otros autores también razonaron al respecto como: William Cullen, Roger
Boscovich, Torbern Bergman, William Higgins o Robert Boyle (Lindsay, 2009).
Esta versión del átomo extraía directamente de las ideas de Lucrecio y
Democrito imaginaba a los átomos con diferentes formas en sus superficies, lo
cual les permitiría engancharse entre sí. El problema radicaba en que las
sustancias se unen entre sí de formas complejas, tanto así que aun las actuales
teorías del átomo tienen problemas para predecir todos los enlaces posibles. La
importancia o problema que trajo esto fue que los alquimistas o filósofos
naturales que intentaron sistematizar las combinaciones de sustancias por medio
de una teoría de superficies de átomos fracasaron de forma estrepitosa (Kuhn,
1945).
En 1819 gracias al invento de la pila voltaica Berzelius
desarrolló una teoría del enlace que se basaba en ideas del electromagnetismo,
en otras palabras, de la atracción electrostática de dos polos opuestos. Para
la mitad del siglo XIX una serie de científicos encabezados por Edward
Frankland, pero dentro de los cuales también se puede destacar a Kekulé,
Couper, Butlerov y Kolvbe desarrollaron en conjunto el gran concepto de
Valencia, aunque en aquel entonces se lo conocía por el más descriptivo término
“Poder de Combinación” (Larder, 1971).
En lo personal preferiría que se hubiera mantenido el
término “poder de combinación” en lugar de valencia ya que te indica de forma
más intuitiva para que sirve esa propiedad periódica. El poder de combinación
implicaría la cantidad de sustancia que podía combinarse con otras cantidades
estandarizadas que denominamos moles. En un lenguaje más atomista la valencia
indica la capacidad de combinación de un átomo con otros átomos.
Uno de los conceptos más alabados en la química del enlace
es la regla del octeto, conocida originalmente como la ley de Abegg (Jensen,
1984). La ley de Abegg fue propuesta en 1904 por el químico alemán Richard
Abegg, la cual establecía que la diferencia máxima positiva o negativa de
valencia de un elemento es frecuentemente de ocho. En palabras más modernas se
interpreta en el sentido de que los elementos ganan o pierden electrones de
forma tal que su última capa de electrones (s, p) completa ocho electrones, de
forma tal que se asemejan a su gas noble más cercano. En 1916 el químico
Gilbert N. Lewis desarrolló el concepto de par de electrones enlazantes, en la
cual un átomo puede compartir electrones con otro átomo para poder cumplir la
regla del octeto. Un átomo puede compartir con otro átomo hasta seis electrones
formando enlaces simples, dobles o triples. En otras palabras, Lewis expandió
la idea de los octetos (Jensen, 1984).
Las representaciones originales no son para nada parecidas a
las que empleamos en la actualidad, ya que originalmente Lewis trabajó con
átomos en forma de cubo en su capa externa, los electrones se encontraban fijos
en las aristas del cubo, lugar donde “se enganchaban” los átomos para formar
moléculas compuestas por varios cubos (Kohler, 1971; Niaz, 2001). En 1916
Walter Kossel publicó una teoría semejante a la de Lewis, solo que en su modelo
los electrones no se compartían formando puentes de unión, sino que eran
transferidos completamente, de forma tal que la unión se generaba por la
atracción electrostática de un átomo que se tornaba negativo con otro que se
tornaba positivo (Christe, 2013; Soukup, 2005). De esta forma obtenemos los
conceptos básicos que enseñamos en el tema del enlace químico, los enlaces
covalente “Lewis” y iónico “Kossel” ambos organizados de forma tal que
respectan la ley de Abegg “octeto”.
La versión del enlace químico que enseñamos es una extraña
mezcla entre los conceptos pre-cuánticos y los conceptos cuánticos, esto se
debe probablemente a que el enlace químico a la vista del modelo cuántico es un
poco más difícil de interpretar, después de todo hay más matemáticas y de las
complejas (Bakowies & Thiel, 1996; Cremer & Kraka, 1984). En cualquier
caso, para 1927 el físico danés Oyvind Burrau describió por primera vez el
enlace covalente perfecto de la molécula de hidrógeno gaseoso. Este trabajo
demostró que una aproximación desde la teoría mecánico-cuántica del átomo era
posible con resultados cuantitativamente precisos, aunque el problema seguía
siendo el poder describir moléculas con más de un electrón (Rhodes &
Macrae, 2015).
Debido a la complejidad matemática del asunto se emplearon
aproximaciones menos rigurosas en el mismo año por parte de Walter Weitler y
Fritz London. El método de Heitler-London conformaría la base de una de las
visiones predominantes del enlace químico moderno, es decir la Teoría del Enlace
de Valencia (Hund, 1977). En 1929 se propuso las aproximaciones linear de la
combinación de orbitales atómicas y moleculares por parte de Sir John
Lennard-Jones, la cual será conocida en la actualidad simplemente como la
teoría del orbital molecular. En la actualidad se emplean las dos teorías del
enlace lo cual demuestra que debe existir alguna otra explicación más general,
pero que no ha sido formulada aun (Lennard-Jones, 1949).
Este breve resumen de la historia del enlace químico nos
permite hacer una serie de afirmaciones. Los modelos del enlace químico son
todos imperfectos, y cualquiera que enseñemos tendrá una serie de problemas,
moléculas no explicadas y errores garrafales si se toman los ejemplos donde no
aplican. El punto importante es dar una visión del enlace químico que nos
permita entender el modo en que se combinan los átomos, en otras palabras,
poder describir el poder de combinación de los átomos y que propiedades poseen
en términos cualitativos, sin tener que meternos demasiado en la mecánica
cuántica. En otras palabras, hay que tratar de generar un modelo funcional.
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