Más allá del enlace: de iónico a ‘charge-shift’ — Cómo los nuevos tipos de unión transforman la química y los materiales”
Más allá del enlace: de iónico a “charge-shift” — Cómo los nuevos tipos de unión transforman la química y los materiales
Los enlaces químicos son como los “lazos invisibles” que mantienen unidos a los átomos para formar moléculas y materiales. Gracias a ellos existen desde la sal de mesa hasta el ADN que guarda nuestra información genética.
En la escuela se nos enseñan tres tipos básicos:
- Iónico: cuando un átomo le “pasa” electrones a otro, como en la sal (NaCl).
- Covalente: cuando comparten electrones, como en el agua (H₂O) o el oxígeno (O₂).
- Metálico: cuando los átomos metálicos comparten una “nube” de electrones, lo que hace que los metales sean buenos conductores.
Pero la química moderna ha descubierto que la realidad es más variada. Existen otros enlaces y fuerzas que también son fundamentales:
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Puente de hidrógeno: une las moléculas de agua y mantiene estable el ADN.
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Fuerzas de dispersión (van der Waals): aunque son débiles, mantienen juntas moléculas grandes y ayudan a formar materiales como el grafito.
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Enlace coordinado (dativo): un átomo “presta” electrones a otro, clave en enzimas y catalizadores.
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Enlaces multicéntricos: dos electrones mantienen unidos a tres átomos, como en compuestos especiales de boro.
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Enlace de halógeno: útil en el diseño de medicamentos y materiales cristalinos.
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Enlace pancake: aparece entre moléculas planas con electrones especiales, interesante para nuevos materiales electrónicos.
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Enlace charge-shift: descubierto más recientemente, mezcla características de lo iónico y lo covalente; ayuda a explicar enlaces “raros” que antes no encajaban en ninguna categoría.
Estos descubrimientos no son solo curiosidades: permiten crear nuevos fármacos, materiales electrónicos, baterías más duraderas y catalizadores más eficientes. La química ya no se trata solo de clasificar enlaces, sino de usar este conocimiento para diseñar el futuro.
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Versión Universitaria (español)
Más allá del enlace: de iónico a ‘charge-shift’ — Cómo los nuevos tipos de unión transforman la química y los materiales
Los enlaces químicos son las fuerzas que mantienen juntos átomos y moléculas y, más allá de definir simples conectividades, gobiernan la geometría, energía, reactividad y propiedades funcionales (conductividad, magnetismo, solubilidad, puntos de fusión, etc.) de la materia. La clasificación clásica —iónico, covalente y metálico— sigue siendo la base pedagógica, pero la química moderna reconoce un continuo y familias adicionales (puentes de hidrógeno, interacciones de dispersión/London, enlaces coordinados/dativos, enlaces multicéntricos, halogen bonds, enlaces “pancake”, y la familia emergente de charge-shift bonds) que requieren marcos teóricos (MO, VB, EDA) y herramientas experimentales modernas para su descripción. Estas familias no son meras curiosidades: se usan activamente en diseño de materiales, catálisis y química medicinal.
Enlace iónico: se origina por atracción electrostática entre iones de carga opuesta formando redes cristalinas. En la práctica, los enlaces iónicos generan materiales con altos puntos de fusión, conductividad iónica en fase fundida o en solución, y comportamientos de solubilidad y dureza que los hacen claves en cerámicos, sales industriales, baterías y materiales refractarios. Experimentalmente se caracterizan por estructura cristalina (difracción de rayos X), medidas de constante dieléctrica y conductividad iónica, y energías de red calculadas por modelos electrostáticos avanzados. Ejemplos clásicos: NaCl (cloruro de sodio) —red octaédrica y referencia didáctica—; MgO (óxido de magnesio) —material refractario con fuerte carácter iónico—; CaF₂ (fluorita) —estructura y propiedades ópticas/ópticas dependientes de su red iónica—. Para descripción termodinámica y modelos de red revisa textos de físico-química e inorgánica.
Enlace covalente: consiste en la compartición de pares electrónicos entre átomos; puede exhibir carácter apolar, polar, y manifestarse como enlaces sencillos, dobles, triples o enlaces con multicentrismo π. Sus consecuencias prácticas incluyen la formación de moléculas con geometrías definidas, controles estereoquímicos (química orgánica, síntesis), polímeros con propiedades mecánicas y biopolímeros con funciones precisas (proteínas, ácidos nucleicos). Se detecta por espectroscopía (IR, Raman, NMR, UV–Vis), por datos estructurales (rayos X, RMN), y por cálculos de energías de enlace con métodos MO y VB. Ejemplos pedagógicos: H₂ (simple); CH₄ (metano, tetraédrico); O₂ (doble enlace, reactividad en química redox y bioquímica).
Enlace metálico: descrito clásicamente como “mareas” de electrones deslocalizados que ligan cationes metálicos en una red; explica fenómenos macroscópicos como conductividad eléctrica y térmica, maleabilidad y ductilidad. Desde el punto de vista moderno los metales se describen con bandas electrónicas y densidad electrónica del estado sólido; su ingeniería permite aleaciones, sensores y materiales funcionales. Ejemplos corrientes: Cu (cobre) —conductor eléctrico de referencia—; Fe (hierro) —base de aceros y magnetismo—; Al (aluminio) —ligereza y conductividad térmica en materiales estructurales. Textos de físico-química y química de materiales tratan la transición de la visión molecular a la de bandas.
Puente de hidrógeno (H-bond): interacción direccional entre un hidrógeno parcialmente positivo (unido a O, N, F típicamente) y un donador de par electrónico. Su importancia práctica es enorme: estructura del agua, plegamiento y estabilidad de proteínas, apareamiento de bases en ADN y reconocimiento molecular en receptores, además de afectar solubilidad y puntos de ebullición. Experimentalmente se estudia por cristalografía, espectroscopía (IR, NMR), calorimetría y análisis de redes de H-bond en estructuras biológicas (cristales, macromoléculas). Revistas y monografías clásicas describen en detalle métrica y energía de H-bonds en sistemas biológicos y materiales. Ejemplos: H₂O···H₂O (red de agua); A–T en ADN (adenina–timina); HF···F⁻ en complejos de flúor.
Fuerzas de van der Waals / London dispersion: interacciones débiles originadas en fluctuaciones electrónicas temporales (dispersion de London) que, sin embargo, pueden dominar la estabilización en sistemas apolares, apilamientos π y agregación molecular. En la última década se ha demostrado que las fuerzas de dispersión son un elemento de diseño en catálisis y en la arquitectura de moléculas grandes, y requieren correcciones específicas en métodos de química computacional (dispersion-corrected DFT). Ejemplos: interacción Ne–Ne (gases nobles); apilamiento π–π en benceno; interacciones entre capas en grafito/graphene. Las revisiones modernas y perspectivas muestran su relevancia en selectividad catalítica y ensamblaje supramolecular.
Enlace coordinado (dativo): se forma cuando un ligando dona un par de electrones a un centro que lo acepta (complejos de coordinación). Es central en catálisis homogénea, bioinorgánica (hemoproteínas, centros metálicos en enzimas) y en materiales coordinados (MOFs). Se caracterizan por espectroscopía (UV–Vis de d–d, EPR en metales paramagnéticos), técnicas estructurales y estudios cinéticos de ligación/desligación. Ejemplos ilustrativos: NH₃→BF₃ (aducto amina-boro); CO→Fe en la hemoglobina (retroalimentación entre ligación y función biológica); [Ag(NH₃)₂]⁺ (complejo sencillo con aplicaciones analíticas). Ejemplos y teoría se resumen en textos de inorgánica avanzada.
Enlaces multicéntricos (3c–2e y variantes): en estos enlaces dos electrones estabilizan tres (o más) núcleos; aparecen en boranos, carboranos, cationes leves (H₃⁺) y en intermediarios carbocatiónicos. Son claves para entender geometrías y reactividad en compuestos electron-deficientes y en compuestos cluster; su estudio moderno combina AIM, NBO y métodos cuánticos para clasificar clases de 3c–2e y su contribución a la estabilidad. Ejemplos: diborano B₂H₆ (puentes B–H–B); H₃⁺ (especie intermedia en astroquímica y en teoría de reactividad); CH₅⁺ (carbocationes con vínculos no convencionales). Estas familias tienen implicaciones prácticas en síntesis y en comprensión de mecanismos catalíticos.
Enlace de halógeno (halogen bond / sigma-hole): interacción no covalente dirigida entre una región electrostáticamente positiva localizada en un halógeno (sigma-hole) y un nucleófilo; es análoga y complementaria al puente de hidrógeno. Ha pasado de una curiosidad a una herramienta de diseño supramolecular, cristalización dirigida y optimización de fármacos (para dirigir orientación y afinidad en sitios activos). Se cuantifica por cristalografía, cálculos electrostáticos y estudios termodinámicos. Ejemplos: I···O en cristales orgánicos; Br···N en autoensamblajes moleculares; Cl···O en complejos orgánicos cristalinos. Revisiones vienen de la literatura de la ACS y son ampliamente citadas en diseño de materiales y fármacos.
Enlace pancake (π–π multicéntrico entre radicales): surge entre radicales π-planos que, al acercarse, comparten la densidad de sus SOMOs y forman dimers apilados más cortos que el apilamiento van-der-Waals típico; se sitúa en el límite entre interacción no covalente y formación de un enlace parcialmente covalente. Su interés actual radica en materiales radicalarios conductores, semiconductores orgánicos y en la emergente espintrónica molecular; los estudios recientes reportan dimers y trimers con orden de enlace “pancake” ajustable por carga y sustitución. Ejemplos: dímeros de phenalenyl (modelo prototípico); dímeros de acenos cationizados; sistemas apilados con actínidos que muestran interacciones multicéntricas más complejas. Investigación moderna usa DFT, cristalogafía y espectroscopía magnética para caracterizar estas interacciones.
Enlace de carga (charge-shift bond, CSB): propuesto y desarrollado por Shaik y colaboradores, los CSB constituyen una familia de enlaces cuya estabilidad proviene predominantemente de la resonancia entre estructuras covalentes e iónicas más que de la simple compartición electrónica. Este enfoque reinterpreta la naturaleza de ciertas uniones (por ejemplo algunos enlaces entre halógenos o en compuestos hipervalentes) y obliga a incorporar términos de resonancia y EDA en la caracterización. Las manifestaciones experimentales/computacionales del CSB han sido discutidas en Angewandte/JACS y en revisiones posteriores: su reconocimiento tiene impacto en la teoría del enlace y en cómo se predice reactividad y estabilidad en sistemas “atípicos”. Ejemplos reportados (principalmente en la literatura teórica y combinado con evidencia experimental): ciertos enlaces F–F analizados desde perspectiva CSB, enlaces en especies hipervalentes donde la resonancia iónica-covalente domina, y enlaces en algunos compuestos del grupo p pesado. La familia CSB refuerza la idea de que la clasificación del enlace es un continuo con nuevas categorías útiles para describir observaciones experimentales.
Nuevos descubrimientos y tendencias recientes: la literatura señala varias líneas de avance: (1) la consolidación del concepto de charge-shift bonding con ensayos computacionales y discusiones conceptuales que lo separan de covalencia/ionicidad clásica; (2) el renacimiento del estudio de enlaces pancake con reports de variantes más fuertes y aplicaciones en materiales electronicos radicalarios; (3) la normalización y explotación del halogen bonding en diseño supramolecular y farmacéutico; (4) la profundización teórica y clasificación de enlaces multicéntricos (3c–2e y variantes) con impacto en boranos, catalizadores y clusters; y (5) el reconocimiento de London dispersion como herramienta de diseño molecular en catálisis y ensamblaje. Estos avances combinan cristalografía de alta resolución, espectroscopía avanzada y cálculos cuánticos (DFT con correcciones de dispersión, EDA, VB y MO), trasladando conceptos teóricos a herramientas prácticas en diseño molecular y materiales.
La noción de “enlace químico” se ha enriquecido: desde los modelos clásicos hasta familias emergentes como CSB y enlaces pancake, la química contemporánea mezcla teoría y experimentación para convertir tipos de enlace en herramientas de diseño molecular y de materiales. Comprender estas distinciones permite aplicar principios a síntesis, catálisis, diseño de fármacos y creación de materiales avanzados.
TEXTO EN INGLÉS
Version for high school/general audience (English)
Beyond the Bond: From Ionic to “Charge-Shift” — How New Types of Connections Transform Chemistry and Materials
Chemical bonds are like invisible ties that hold atoms together to form molecules and materials. Thanks to them we have everything from table salt to DNA, which stores our genetic information.
In school, we usually learn about three main types:
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Ionic: when one atom gives electrons to another, like in table salt (NaCl).
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Covalent: when atoms share electrons, like in water (H₂O) or oxygen (O₂).
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Metallic: when metal atoms share a “sea” of electrons, which makes metals good conductors.
But modern chemistry has shown that bonding is more diverse. Scientists have identified other important types of bonds and interactions:
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Hydrogen bond: holds water molecules together and stabilizes DNA.
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Dispersion forces (van der Waals): weak but essential in holding big molecules together, and in materials like graphite.
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Coordinated (dative) bond: one atom donates electrons to another, central in enzymes and catalysts.
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Multicenter bonds: two electrons stabilize three atoms, found in special boron compounds.
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Halogen bond: now used in drug design and advanced materials.
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Pancake bond: appears between flat molecules with special electrons, promising for electronic materials.
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Charge-shift bond: a newer discovery, mixing features of ionic and covalent bonds, helping to explain unusual cases that didn’t fit traditional categories.
These discoveries are not just curiosities: they are the foundation for designing new medicines, electronic materials, better batteries, and more efficient catalysts. Chemistry today is not only about classifying bonds but about using them to shape the future.
Ionic: when one atom gives electrons to another, like in table salt (NaCl).
Covalent: when atoms share electrons, like in water (H₂O) or oxygen (O₂).
Metallic: when metal atoms share a “sea” of electrons, which makes metals good conductors.
Hydrogen bond: holds water molecules together and stabilizes DNA.
Dispersion forces (van der Waals): weak but essential in holding big molecules together, and in materials like graphite.
Coordinated (dative) bond: one atom donates electrons to another, central in enzymes and catalysts.
Multicenter bonds: two electrons stabilize three atoms, found in special boron compounds.
Halogen bond: now used in drug design and advanced materials.
Pancake bond: appears between flat molecules with special electrons, promising for electronic materials.
Charge-shift bond: a newer discovery, mixing features of ionic and covalent bonds, helping to explain unusual cases that didn’t fit traditional categories.
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University Version (English)
“Beyond the Bond: from Ionic to Charge-Shift — How New Types of Union Transform Chemistry and Materials”
Chemical bonds are the forces that hold atoms and molecules together and, beyond defining simple connectivities, they govern the geometry, energy, reactivity, and functional properties (conductivity, magnetism, solubility, melting points, etc.) of matter. The classical classification—ionic, covalent, and metallic—remains the pedagogical foundation, but modern chemistry recognizes a continuum and additional families (hydrogen bonds, dispersion/London forces, coordinate/dative bonds, multicenter bonds, halogen bonds, pancake bonds, and the emerging family of charge-shift bonds) that require theoretical frameworks (MO, VB, EDA) and modern experimental tools for their description. These families are not mere curiosities: they are actively used in materials design, catalysis, and medicinal chemistry.
Ionic bond: arises from electrostatic attraction between oppositely charged ions forming crystalline networks. In practice, ionic bonds yield materials with high melting points, ionic conductivity in the molten phase or in solution, and solubility and hardness behaviors that make them key in ceramics, industrial salts, batteries, and refractory materials. Experimentally, they are characterized by crystal structure (X-ray diffraction), dielectric constant and ionic conductivity measurements, and lattice energies calculated by advanced electrostatic models. Classic examples: NaCl (sodium chloride)—octahedral lattice and pedagogical reference; MgO (magnesium oxide)—refractory material with strong ionic character; CaF₂ (fluorite)—structure and optical properties dependent on its ionic lattice.
Covalent bond: consists of the sharing of electron pairs between atoms; it may be apolar, polar, and manifest as single, double, triple, or π-multicentered bonds. Its practical consequences include the formation of molecules with defined geometries, stereochemical control (organic chemistry, synthesis), polymers with mechanical properties, and biopolymers with precise functions (proteins, nucleic acids). It is detected by spectroscopy (IR, Raman, NMR, UV–Vis), by structural data (X-ray, NMR), and by bond energy calculations with MO and VB methods. Pedagogical examples: H₂ (single); CH₄ (methane, tetrahedral); O₂ (double bond, reactivity in redox chemistry and biochemistry).
Metallic bond: classically described as “seas” of delocalized electrons binding metallic cations in a lattice; it explains macroscopic phenomena such as electrical and thermal conductivity, malleability, and ductility. From a modern viewpoint, metals are described by electronic bands and solid-state electron density; their engineering enables alloys, sensors, and functional materials. Common examples: Cu (copper)—reference electrical conductor; Fe (iron)—basis of steels and magnetism; Al (aluminum)—lightweight with thermal conductivity in structural materials.
Hydrogen bond (H-bond): directional interaction between a partially positive hydrogen (typically bound to O, N, F) and an electron-pair donor. Its practical importance is vast: water structure, protein folding and stability, base pairing in DNA, and molecular recognition in receptors, in addition to influencing solubility and boiling points. Experimentally studied by crystallography, spectroscopy (IR, NMR), calorimetry, and analysis of H-bond networks in biological structures (crystals, macromolecules). Examples: H₂O···H₂O (water network); A–T in DNA (adenine–thymine); HF···F⁻ in fluorine complexes.
Van der Waals / London dispersion forces: weak interactions arising from temporary electronic fluctuations (London dispersion) that, however, can dominate stabilization in apolar systems, π-stacking, and molecular aggregation. In the last decade, dispersion forces have been shown to be a design element in catalysis and in the architecture of large molecules, requiring specific corrections in computational chemistry methods (dispersion-corrected DFT). Examples: Ne–Ne interaction (noble gases); π–π stacking in benzene; interactions between graphite/graphene layers. Modern reviews highlight their relevance in catalytic selectivity and supramolecular assembly.
Coordinate (dative) bond: formed when a ligand donates a pair of electrons to an accepting center (coordination complexes). It is central in homogeneous catalysis, bioinorganic chemistry (hemoproteins, metal centers in enzymes), and in coordination materials (MOFs). Characterized by spectroscopy (UV–Vis d–d transitions, EPR in paramagnetic metals), structural techniques, and kinetic studies of binding/dissociation. Illustrative examples: NH₃→BF₃ (amine–boron adduct); CO→Fe in hemoglobin (feedback between binding and biological function); [Ag(NH₃)₂]⁺ (simple complex with analytical applications).
Multicenter bonds (3c–2e and variants): in these bonds two electrons stabilize three (or more) nuclei; they occur in boranes, carboranes, light cations (H₃⁺), and carbocation intermediates. They are key to understanding geometries and reactivity in electron-deficient compounds and cluster compounds; modern study combines AIM, NBO, and quantum methods to classify 3c–2e classes and their contribution to stability. Examples: diborane B₂H₆ (B–H–B bridges); H₃⁺ (intermediate in astrochemistry and reactivity theory); CH₅⁺ (carbocations with unconventional bonds).
Halogen bond (sigma-hole interaction): directional noncovalent interaction between an electropositive region localized on a halogen (sigma-hole) and a nucleophile; it is analogous and complementary to hydrogen bonding. It has evolved from a curiosity to a tool for supramolecular design, directed crystallization, and drug optimization (to direct orientation and affinity in active sites). Quantified by crystallography, electrostatic calculations, and thermodynamic studies. Examples: I···O in organic crystals; Br···N in molecular self-assemblies; Cl···O in crystalline organic complexes.
Pancake bond (π–π multicentered radical interaction): arises between planar π-radicals that, upon approaching, share the density of their SOMOs and form stacked dimers shorter than typical van der Waals stacking; it lies at the boundary between noncovalent interaction and partial covalent bond formation. Its current interest lies in conducting radical materials, organic semiconductors, and emerging molecular spintronics; recent studies report dimers and trimers with “pancake” bond order tunable by charge and substitution. Examples: phenalenyl dimers (prototypical model); cationized acene dimers; stacked systems with actinides showing more complex multicentered interactions.
Charge-shift bond (CSB): proposed and developed by Shaik and collaborators, CSBs constitute a family of bonds whose stability derives predominantly from resonance between covalent and ionic structures rather than from simple electron sharing. This approach reinterprets the nature of certain unions (for example, some bonds between halogens or in hypervalent compounds) and requires incorporating resonance terms and EDA into characterization. Experimental/computational manifestations of CSB have been discussed in Angewandte, JACS, and subsequent reviews: their recognition impacts bond theory and how reactivity and stability are predicted in “atypical” systems. Reported examples (mainly theoretical with some experimental evidence): certain F–F bonds analyzed from the CSB perspective, bonds in hypervalent species where ionic–covalent resonance dominates, and bonds in some heavier p-block compounds. The CSB family reinforces the idea that bond classification is a continuum with new categories useful to describe experimental observations.
Recent discoveries and trends: literature highlights several lines of progress: (1) consolidation of charge-shift bonding as distinct from classical covalency/ionicity, supported by computational studies; (2) resurgence of pancake bond studies with reports of stronger variants and applications in radical electronic materials; (3) normalization and exploitation of halogen bonding in supramolecular and pharmaceutical design; (4) deepening theoretical work and classification of multicenter bonds (3c–2e and variants) with impact on boranes, catalysts, and clusters; and (5) recognition of London dispersion as a molecular design tool in catalysis and assembly. These advances combine high-resolution crystallography, advanced spectroscopy, and quantum calculations (dispersion-corrected DFT, EDA, VB, MO), translating theoretical concepts into practical tools in molecular and materials design.
The notion of the “chemical bond” has been enriched: from classical models to emerging families such as CSB and pancake bonds, contemporary chemistry blends theory and experiment to turn types of bonds into tools for molecular and materials design. Understanding these distinctions enables their application to synthesis, catalysis, drug design, and the creation of advanced materials.
Referencias:
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Housecroft, C. E., & Sharpe, A. G. (2018). Inorganic Chemistry (5ª ed.). Pearson.
Miessler, G. L., Fischer, P. J., & Tarr, D. A. (2013). Inorganic Chemistry (5ª ed.). Pearson.
Cotton, F. A., Wilkinson, G., Murillo, C. A., & Bochmann, M. (1999). Advanced Inorganic Chemistry (6ª ed.). Wiley.
Jeffrey, G. A., & Saenger, W. (1991/2012). Hydrogen Bonding in Biological Structures. Springer.
Shaik, S., Danovich, D., Wu, W., et al. (2019). Charge-Shift Bonding: A New and Unique Form of Bonding. Angewandte Chemie International Edition. https://doi.org/10.1002/anie.201910085.
Cavallo, G., Metrangolo, P., Milani, R., et al. (2016). The Halogen Bond. Chemical Reviews, 116, 2478–2601. https://doi.org/10.1021/acs.chemrev.5b00484.
De Sousa, D. W. O., et al. (2022). Three-centre two-electron bonds from the quantum perspective. Physical Chemistry Chemical Physics.
Cui, Z., et al. (2015). Concave or convex π-dimers: the role of the pancake bond. Physical Chemistry Chemical Physics.
Rummel, L., et al. (2024). Advances and prospects in understanding London dispersion interactions in molecular chemistry. Angewandte Chemie International Edition.
Domanski, M. H. J., et al. (2015). London dispersion as a design element in molecular catalysis. Journal of the American Chemical Society.
Artículos y revisiones adicionales útiles (RSC, ACS, PMC) sobre pancake bonding, 3c–2e y aplicaciones materiales.
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