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LibreTexts Español

8.3: Los enlaces múltiples

  • Page ID
    1864
  • Habilidades para desarrollar

    • Describir los enlaces covalentes múltiples en términos de superposición orbital atómica.
    • Relacionar el concepto de resonancia con los enlaces π y la deslocalización de los electrones

    El modelo orbital híbrido parece explicar bien la geometría de las moléculas que involucran enlaces covalentes únicos. ¿También es capaz de describir moléculas que contienen enlaces dobles y triples? Ya hemos discutido que los enlaces múltiples consisten en enlaces σ y π. A continuación, podemos considerar cómo visualizamos estos componentes y cómo se relacionan con los orbitales híbridos. La estructura de Lewis del eteno, C2H4, nos muestra que cada átomo de carbono está rodeado por otro átomo de carbono y dos átomos de hidrógeno.

     A Lewis structure is shown in which two carbon atoms are bonded together by a double bond. Each carbon atom is bonded to two hydrogen atoms by a single bond.

    Las tres regiones de enlace forman una geometría de par de electrones plana trigonal. Por lo tanto, esperamos que los enlaces σ de cada átomo de carbono se formen usando un conjunto de orbitales híbridos sp2 que resultan de la hibridación de dos de los orbitales 2p y el orbital 2s (Figura \(\PageIndex{1}\)). Estos orbitales forman los enlaces simples de C – H y el enlace σ en el enlace doble C = C (Figura \(\PageIndex{2}\)).

    A diagram is shown in two parts, connected by a right facing arrow labeled, “Hybridization.” The left diagram shows an up-facing arrow labeled, “E.” To the lower right of the arrow is a short, horizontal line labeled, “2 s,” that has two vertical half-arrows facing up and down on it. To the upper right of the arrow are a series of three short, horizontal lines labeled, “2 p.” Above both sets of lines is the phrase, “Orbitals in an isolated C atom.” Two of the lines have vertical, up-facing arrows drawn on them. The right side of the diagram shows three short, horizontal lines placed halfway up the space and each labeled, “s p superscript 2.” An upward-facing half arrow is drawn vertically on each line. Above these lines is one other short, horizontal line, labeled, “p.” Above both sets of lines is the phrase, “Orbitals in the s p superscript 2 hybridized C atom in C subscript 2 H subscript 4.”

     Figura \(\PageIndex{1}\): En el eteno, cada átomo de carbono se hibrida sp2, y los orbitales sp2 y el orbital p están individualmente ocupados. Los orbitales híbridos se superponen para formar enlaces σ, mientras que los orbitales p en cada átomo de carbono se superponen para formar un enlace π.

    El enlace π en el enlace doble de C = C resulta de la superposición del tercer orbital 2p (restante) en cada átomo de carbono que no está involucrado en la hibridación. Este orbital p no hibridado (lóbulos que se muestran en rojo y azul en la Figura \(\PageIndex{2}\)) es perpendicular al plano de los orbitales híbridos sp2. Por lo tanto, los orbitales 2p no hibridados se superponen uno al lado del otro, por encima y por debajo del eje internuclear y forman un enlace π.

    Two diagrams are shown labeled, “a” and “b.” Diagram a shows two carbon atoms with three purple balloon-like orbitals arranged in a plane around them and two red balloon-like orbitals arranged vertically and perpendicularly to the plane. There is an overlap of two of the purple orbitals in between the two carbon atoms, and the other four purple orbitals that face the outside of the molecule are shown interacting with spherical blue orbitals from four hydrogen atoms. Diagram b depicts a similar image to diagram a, but the red, vertical orbitals are interacting above and below the plane of the molecule to form two areas labeled, “One pi bond.”

     Figura \(\PageIndex{2}\): En la molécula del eteno, C2H4, hay (a) cinco enlaces σ. Un enlace C – C σ que resulta de la superposición de orbitales híbridos sp2 en el átomo de carbono con un orbital híbrido sp2 en el otro átomo de carbono. Cuatro enlaces C – H resultan de la superposición entre los orbitales sp2 de los átomos de C con los orbitales s en los átomos de hidrógeno. (b) El enlace π está formado por la superposición de lado a lado de los dos orbitales p no hibridados en los dos átomos de carbono. Los dos lóbulos del enlace π están arriba y abajo del plano del sistema σ.

    En una molécula del eteno, los cuatro átomos de hidrógeno y los dos átomos de carbono están todos en el mismo plano. Si los dos planos de los orbitales híbridos sp2 se inclinaran uno con respecto al otro, los orbitales p no estarían orientados para superponerse de manera eficiente para crear el enlace π. La configuración plana para la molécula del eteno ocurre porque es la disposición de unión más estable. Esta es una diferencia significativa entre los enlaces σ y π; la rotación alrededor de enlaces simples (σ) ocurre fácilmente porque la superposición orbital de extremo a extremo no depende de la orientación relativa de los orbitales en cada átomo en el enlace. En otras palabras, la rotación alrededor del eje internuclear no cambia la medida en que los orbitales de enlace σ se superponen porque la densidad del electrón de enlace es simétrica alrededor del eje. La rotación sobre el eje internuclear es mucho más difícil para enlaces múltiples; sin embargo, esto alteraría drásticamente la superposición fuera del eje de los orbitales de enlace π, esencialmente rompiendo el enlace π.

     A diagram of a carbon atom with two balloon-like purple orbitals labeled, “sp” arranged in a linear fashion around it is shown. Four red balloon-like orbitals are aligned in pairs in the y and z axes around the carbon and are labeled, “unhybridized p orbital,” and, “Second unhybridized p orbital.”

    Figura \(\PageIndex{3}\): Un diagrama de los dos orbitales híbridos sp lineales de un átomo de carbono, que se encuentran en línea recta, y los dos orbitales p no hibridados en ángulos perpendiculares.

    En las moléculas con orbitales híbridos sp, quedan dos orbitales p no hibridados en el átomo (Figura \(\PageIndex{3}\)). Encontramos esta situación en el acetileno, H − C≡C − H, que es una molécula lineal. Los orbitales sp híbridos de los dos átomos de carbono se superponen de extremo a extremo para formar un enlace σ entre los átomos de carbono (Figura \(\PageIndex{4}\)). Los orbitales sp restantes forman enlaces σ con átomos de hidrógeno. Los dos orbitales p no hibridados por el carbono se colocan de tal manera que se superponen uno al lado del otro y, por lo tanto, forman dos enlaces π. Los dos átomos de carbono del acetileno están unidos por un enlace σ y dos enlaces π, dando un triple enlace.

    Two diagrams are shown and labeled, “a” and “b.” Diagram a shows two carbon atoms with two purple balloon-like orbitals arranged in a plane around each of them, and four red balloon-like orbitals arranged along the y and z axes perpendicular to the plane of the molecule. There is an overlap of two of the purple orbitals in between the two carbon atoms. The other two purple orbitals that face the outside of the molecule are shown interacting with spherical blue orbitals from two hydrogen atoms. Diagram b depicts a similar image to diagram a, but the red, vertical orbitals are interacting above and below and to the front and back of the plane of the molecule to form two areas labeled, “One pi bond,” and, “Second pi bond,” each respectively.

     Figura \(\PageIndex{4}\): (a) En la molécula del acetileno, C2H2, hay dos enlaces C – H σ y un enlace triple C≡C que involucra un enlace C – C σ y dos enlaces C – C π. Las líneas punteadas, cada una conectando dos lóbulos, indican la superposición de los cuatro orbitales p no hibridados. (b) Esto muestra el esquema general de los enlaces en C2H2. Los dos lóbulos de cada uno de los enlaces π se colocan uno frente al otro alrededor de la línea del enlace C – C σ.

    La hibridación involucra solo enlaces σ, pares de electrones solitarios y electrones únicos no apareados (radicales). Las estructuras que explican estas características describen la hibridación correcta de los átomos. Sin embargo, muchas estructuras también incluyen formas de resonancia. Recuerde que las formas de resonancia ocurren cuando son posibles varios arreglos de enlaces π. Dado que la disposición de los enlaces π involucra solo los orbitales no hibridados, la resonancia no influye en la asignación de la hibridación.

    Por ejemplo, la molécula de benceno tiene dos formas de resonancia (Figura \(\PageIndex{5}\)). Podemos usar cualquiera de estas formas para determinar que cada uno de los átomos de carbono está unido a otros tres átomos sin pares solitarios, por lo que la hibridación correcta es sp2. Los electrones en los orbitales p no hibridados forman enlaces π. Ninguna estructura de resonancia describe completamente los electrones en los enlaces π. Los electrones no están ubicados en una posición u otra, pero en realidad están deslocalizados a lo largo de la molécula. La teoría del enlace de valencia no describe fácilmente la deslocalización. La unión en moléculas con formas de resonancia se describe mejor mediante la teoria orbital molecular.

     A diagram is shown that is made up of two Lewis structures connected by a double ended arrow. The left image shows six carbon atoms bonded together with alternating double and single bonds to form a six-sided ring. Each carbon is also bonded to a hydrogen atom by a single bond. The right image shows the same structure, but the double and single bonds in between the carbon atoms have changed positions.

    Figura \(\PageIndex{5}\): Cada átomo de carbono en el benceno, C6H6, se hibrida sp2, independientemente de qué forma de resonancia se considere. Los electrones en los enlaces π no están ubicados en un conjunto de orbitales p u otro, sino que están deslocalizados en toda la molécula.

    Ejemplo \(\PageIndex{1}\): Asignación de Hibridación que involucra la resonancia 

    Alguna lluvia ácida resulta por la reacción del dióxido de azufre con el vapor del agua atmosférico, seguido por la formación del ácido sulfúrico. El dióxido de azufre, \(\ce{SO2}\), es un componente principal de los gases volcánicos, así como un producto de la combustión del carbón que contiene azufre. ¿Cuál es la hibridación del átomo \(S\) en \(\ce{SO2}\)?

    Solución

    Las estructuras de resonancia de \(\ce{SO2}\) son

     Two Lewis structures connected by a double-ended arrow are shown. The left structure shows a sulfur atom with one lone pair of electrons and a positive sign which is single bonded on one side to an oxygen atom with three lone pairs of electrons and a negative sign. The sulfur atom is double bonded on the other side to another oxygen atom with two lone pairs of electrons. The right-hand structure is the same as the left except that the position of the double bonded oxygen atom is switched. In both structures the attached oxygen atoms form an acute angle in terms of the sulfur atom.

    El átomo de azufre está rodeado por dos enlaces y un par solitario de electrones en cualquier estructura de resonancia. Por lo tanto, la geometría del par de electrones es trigonal plana, y la hibridación del átomo de azufre es sp2.

    Ejercicio \(\PageIndex{1}\)

    Otro ácido en la lluvia ácida es el ácido nítrico, HNO3, que se produce por la reacción del dióxido de nitrógeno, NO2, con el vapor del agua atmosférico. ¿Cuál es la hibridación del átomo de nitrógeno en NO2? (Nota: el electrón solitario en nitrógeno ocupa un orbital hibridado como lo haría un par solitario).

    Respuesta

    sp2

    Resumen

    Los enlaces múltiples consisten en un enlace σ ubicado a lo largo del eje entre dos átomos y uno o dos enlaces π. Los enlaces σ generalmente se forman por la superposición de los orbitales atómicos hibridados, mientras que los enlaces π se forman por la superposición de los orbitales no hibridados uno al lado del otro. La resonancia ocurre cuando hay múltiples orbitales no hibridados con la alineación apropiada para superponerse, por lo que la colocación de los enlaces π puede variar.

    Contribuyentes

    • Paul Flowers (Universidad de Carolina del Norte - Pembroke), Klaus Theopold (Universidad de Delaware) y Richard Langley (Stephen F. Austin Universidad del Estado) con autores contribuyentes. Contenido del libro de texto producido por la Universidad de OpenStax tiene licencia de Atribución de Creative Commons Licencia 4.0 licencia. Descarge gratis en http://cnx.org/contents/85abf193-2bd...a7ac8df6@9.110)."

    • Ana Martinez (amartinez02@saintmarys.edu) contribuyó a la traducción de este texto.