enlace

Lugar onde empalman os trens.

Cruzamento de vías deseñado de xeito que se suprimen ou limitan os puntos en que os vehículos que circulan por unha calzada interceptan os que circulan por outra. Os recursos máis utilizados son o paso a diferente nivel das vías, o establecemento de ramas de conexión entre as calzadas, a prolongación dos tramos de trenzado, a amplitude do espacio ocupado, etc. Segundo os movementos que permite e os puntos de conflito que limita, recibe diversos nomes, alusivos en xeral a elementos físicos de silueta similar á súa planta. Os tipos principais son os enlaces de trevo, de trompeta e de diamante.

Interacción entre dous ou máis atómos que ten como resultado a formación dun composto, é dicir, dun agregado que é estable dentro dun certo intervalo de temperaturas e presións. O enlace resulta das forzas de Coulomb entre as cargas eléctricas positivas e negativas do núcleo e dos electróns. A creación dun enlace entre dous ou máis átomos vai acompañada, obrigatoriamente, de liberación de enerxía e implica o seu achegamento ata unha certa distancia de equilibrio chamada distancia de enlace. Un enlace é máis forte e libera máis enerxía cando máis pequena é esta distancia. Pódense considerar separadamente tres enlaces diferentes, o  iónico, o  covalente e o metálico, que representan cada un deles un caso límite, aínda que todos os casos intermedios tamén son posibles. En todos os casos, cada núcleo conserva preto del os electróns da capa de valencia. Por outra parte, os electróns de valencia localízanse de xeitos diversos. No enlace iónico ou enlace heteropolar os electróns de valencia redistribúense ata obter, para cada átomo, unha configuración electrónica de gas nobre ou de pseudogas nobre; isto dá lugar á formación de ións de signo contrario. A densidade electrónica pasa por un mínimo no espazo entre ambos os dous ións, e as forzas de enlace son pouco direccionais. A formación conxunta dos ións absorbe sempre enerxía, e a enerxía liberada ao formarse o enlace provén do seu achegamento. Chámase enerxía reticular a que resulta da formación dun retículo cristalino iónico a partir dos ións libres en estado gasoso. No enlace covalente, dous átomos, caso do enlace dicéntrico, ou diversos átomos, caso do enlace policéntrico, comparten todos ou algúns dos seus electróns de valencia. Os electróns en común, situados nun nivel de enerxía máis baixo ca nos átomos primitivos, localízanse sobre todo en certas rexións do espacio. En xeral, a densidade electrónica presenta valores máximos na rexión intermedia entre os átomos enlazados, e as forzas de enlace son moi direccionais. A enerxía liberada ao formarse o enlace está en relación directa coa superposición dos orbitais atómicos. No enlace metálico ou enlace de bandas os electróns permanecen totalmente deslocalizados, é dicir, non hai ningunha rexión do espazo privilexiada e o enlace é totalmente non direccional. Destes tres enlaces o máis importante desde o punto de vista químico é o enlace covalente, que é o único que permite a existencia de sólidos moleculares, é dicir, de sólidos formados pola agregación de moléculas discretas, unidas entre elas mediante forzas de Van der Waals. No caso do enlace iónico ou do metálico, é o cristal no seu conxunto o que debe ser considerado como unha soa molécula, pois neles os enlaces esténdense indefinidamente nas tres direccións do espacio. As propiedades mecánicas e outras propiedades físicas das substancias dependen en gran parte do tipo de enlace. Os sólidos metálicos son bos condutores da calor e da electricidade, a diferenza dos sólidos covalentes, propiedades que se explican pola presenza dos electróns libres. A teoría do enlace covalente utiliza obrigatoriamente métodos de aproximación e emprega como punto de partida dous modelos distintos, o do enlace de valencia e o dos orbitais moleculares. Malia as súas diferencias, os dous levan a resultados converxentes. Na teoría do enlace de valencia, suponse que os orbitais atómicos conservan a súa individualidade e que todo pasa coma se houbese entre eles un intercambio de electróns segundo o concepto de mesomería. Os orbitais atómicos que participan no enlace poden ser os normais ou ben orbitais híbridos, que permiten acadar valores máximos do recubrimento. Na teoría dos orbitais moleculares substitúense os orbitais atómicos monocéntricos por un número igual de orbitais policéntricos que se estenden ao conxunto da molécula e que se obteñen, xeralmente, combinando linealmente orbitais atómicos de valencia de enerxías similares. Dependendo de que a súa ocupación por un par de electróns conduza a forzas atractivas, repulsivas ou a unha resultante nula, os orbitais moleculares denomínanse, respectivamente, enlazantes, antienlazantes ou non enlazantes. Chámase orde de enlace  ao número de pares de electróns en orbitais enlazantes, agás o de pares en orbitais non enlazantes. As ordes de enlace 1, 2 e 3 corresponden ao enlace simple, ao enlace dobre e ao enlace triple da teoría do enlace de valencia, segundo compartan un, dous ou tres pares de electróns, respectivamente. Canto máis elevada é a orde, máis forte é o enlace, hai máis enerxía liberada e a distancia é menor. Os orbitais moleculares e os enlaces que resultan da súa ocupación clasifícanse segundo a súa simetría en relación ao eixe de enlace. Os máis correntes son os que teñen simetría cilíndrica ao redor deste eixe, que son os enlaces σ, e os que teñen un plano nodal, de densidade electrónica nula, que pasa por este eixe, que son os enlaces π. Un enlace simple corresponde en xeral a un enlace σ, un dobre corresponde á superposición dun enlace σ e dun enlace π, e un tripla á superposición dun enlace σ e de dous enlaces π con planos nodais perpendiculares. Malia que no enlace covalente os electróns que participan nel estean compartidos polos átomos enlazados, cando o enlace é heteronuclear, é dicir, cando ten lugar entre átomos diferentes, a distribución das cargas eléctricas non é simétrica e o enlace ten unha certa polaridade. Cando nun enlace covalente entre dous átomos os electróns do par que forman o enlace non proveñen un de cada átomo senón ambos os dous do mesmo, o enlace chámase covalente dativo, semipolar ou de coordinación. O enlace de coordinación é un enlace covalente ordinario pero con polaridade xeralmente elevada.

Enlace de feble enerxía, de natureza fundamentalmente electrostática, que está constituído por un átomo de hidróxeno unido covalentemente a un elemento electronegativo, como o fluor, o osíxeno ou o nitróxeno, que provoca unha forte polaridade no enlace covalente. Arredor do núcleo de hidróxeno diminúe a nube electrónica, de xeito que este enlace pode atraer os pares electrónicos libres do átomo electronegativo doutra molécula adxacente. Ten, xa que logo, un marcado carácter direccional. Chámase intermolecular cando se establece entre dúas moléculas dunha mesma substancia ou de substancias distintas, e intramolecular cando se establece entre dous átomos dunha mesma molécula. Tamén se denomina ponte de hidróxeno.

Enlace -CO-NH- que resulta da condensación do grupo carboxilo dun aminoácido e o grupo amino doutro, e no que os catro átomos están localizados no mesmo plano. É a unidade estrutural fundamental dos péptidos e proteínas. Tamén se denomina unión peptídica.

Mecanismo que permite que o control pase dun programa a outro.

Medio para conectar os elementos dunha estrutura de datos ou ficheiros, instrucións ou programas. A miúdo consiste nunha dirección e denomínase punteiro. Un enlace que conecta ficheiros tamén se chama encadeamento.