Bonos Múltiples

Habilidades para Desarrollar

• Definir enlaces múltiples (nombre, características)
• Describir y dibujar estructuras de resonancia
• Predecir hibridación y números de enlaces σ y π

Ya sabes que a veces tenemos que usar múltiples enlaces (dobles o triples enlaces) para dibujar buenas estructuras de Lewis. La idea de Lewis de los enlaces múltiples sugiere que deben ser más cortos que los enlaces simples (porque los tetraedros comparten un borde o una cara, no solo un punto). Esto resulta que coincide con los datos de las estructuras cristalinas. En la sección anterior, utilizamos orbitales híbridos para mostrar cómo podemos hacer enlaces usando orbitales superpuestos. ¡Esto en realidad coincide bastante bien con la imagen de Lewis de los tetraedros! Entonces podríamos pensar en que se hagan múltiples enlaces con orbitales híbridos justo de la manera en que Lewis imaginó, que ahora se llaman “enlaces doblados” porque la densidad de electrones no parece estar en la línea entre los núcleos. Esta no es una mala manera de pensar para algunas moléculas. Sin embargo, ¡se vuelve muy confuso en casos de resonancia de enlaces múltiples!

El etileno (C ₂ H ₄) se muestra (de arriba a abajo) como una estructura de punto de Lewis, usando “enlaces doblados” e hibridación sp ³, y usando enlaces σ y π con hibridación sp ² (orbitales de unión σ y π mostrados separados, luego combinados).

Resonancia de enlace múltiple

Pensemos en las estructuras de Lewis para el ion nitrato, NO ₃ ^—. Tenemos que dibujar 1 doble enlace y 2 enlaces simples entre N y O para dar N exactamente 8 electrones. Esto sugiere que debe haber 1 enlace corto y 2 enlaces largos en el ion nitrato. Sin embargo, no hay diferencia entre los átomos O, entonces, ¿cómo elegiríamos cuál obtiene el doble enlace? Podríamos ponerlo en cualquier posición, dando 3 estructuras diferentes con la misma energía. Si recuerdas la idea de la energía de resonancia podrías esperar que la disponibilidad de 3 estructuras diferentes con la misma energía permita la resonancia entre las estructuras, de manera que cada enlace sea en realidad 4/3 de un enlace, y la molécula sea mucho más estable debido a la energía de resonancia.

Dos descripciones de la estructura de Lewis del ion nitrato. Top: nitrato con 1 doble enlace corto y 2 enlaces sencillos largos. Abajo: nitrato se muestra usando estructuras de resonancia, lo que indica que cada enlace es equivalente, con el doble enlace compartido sobre los 3 oxígenos.

Cuando estudiamos la estructura del nitrato, no podemos encontrar ninguna diferencia entre los oxígenos. Si hacemos cristalografía de rayos X en CSnO ₃, digamos, podemos verificar cuáles son todas las longitudes de enlace y ángulos de unión, y parecen iguales. Otros métodos dan el mismo resultado. Las moléculas o iones en los que la resonancia de múltiples enlaces es importante (al igual que los enlaces en los que la resonancia iónica es importante) son más estables de lo que podríamos predecir de otra manera, y parecen tener enlaces “fraccionarios”. El benceno, otro ejemplo importante de resonancia, se muestra en la figura. Otros ejemplos incluyen los iones sulfato y fosfato. Intente dibujar estructuras de resonancia para estos iones, usando la “flecha de resonancia” ↔.

Estructuras de resonancia para benceno, C ₆ H ₆

Orbitales para resonancia de enlace múltiple

Es difícil imaginar cómo puede suceder la resonancia de enlaces múltiples usando la idea de “enlace doblado”. Sin embargo, podemos usar un modelo diferente de enlaces múltiples que lo haga mucho más claro. Piensa en una molécula de oxígeno. Cada átomo hace 2 enlaces y tiene 2 pares solitarios. Podríamos pensar en hacer esto con híbridos sp ³, pero también hay otra manera si asumimos que el segundo enlace es diferente al primero. Imagínese usando híbridos sp ² en cada átomo. Un orbital p es sobrante, perpendicular a los 3 híbridos. Hacemos un enlace recto normal con un híbrido de cada átomo, al que llamaremos un enlace σ. Ponemos los pares solitarios en los otros híbridos. El último par de enlaces va en un vínculo hecho de los orbitales p sobrantes. Esto se llama un enlace π. Esto se ilustra en la figura.

Formación de enlaces σ y π en O ₂. El enlace σ y los pares solitarios utilizan híbridos sp ², mostrados en rojo. El enlace π está hecho del orbital p sobrante, mostrado en azul.

Ahora imagina orbitales para el ion nitrato. N hace 4 bonos y no tiene pares solitarios. Queremos hacer 3 enlaces normales, y un enlace más compartido sobre los 3 átomos de oxígeno. Cada átomo de oxígeno tiene un enlace normal al N, y 2 o 3 pares solitarios. Usemos híbridos sp ² en cada átomo. N hace 3 enlaces σ usando los híbridos sp ² y tiene 1 p sobrante orbital. Cada O hace un enlace σ normal con un híbrido y pone pares solitarios en el otro 2. Todos los orbitales híbridos de cada átomo están en el mismo plano, y los orbitales p sobrantes de cada átomo están sobresaliendo hacia arriba y hacia abajo de este plano. Los 4 orbitales p sobrantes contienen 3 pares de electrones, y todos estos orbitales pueden mezclarse. No podemos decir fácilmente a partir de este modelo qué electrones son electrones de par solitario y cuáles están uniendo electrones, pero podemos ver que el enlace se comparte por igual sobre todos los 3 átomos O.

Orbitales en ión nitrato. Izquierda: el sistema π, usando orbitales p, mostrado en azul. Derecha: el sistema σ, incluyendo enlaces σ y pares solitarios, usando híbridos sp ², en rojo.

El etileno, C ₂ H ₄, es una molécula plana (todos los átomos están en el mismo plano). Esto tiene sentido usando la descripción del enlace doblado o la descripción del enlace σ y π. En este último caso, si giramos la molécula alrededor del doble enlace, los orbitales p no se alinearán entre sí, por lo que el doble enlace se rompería. Debido a que los dobles enlaces no pueden rotar fácilmente, la molécula puede ser diferente si hay diferentes grupos unidos a cada extremo del doble enlace. Estos se llaman isómeros.

Predicción de Hibridación y Números de Enlaces σ y π

Solo se puede hacer 1 enlace σ entre 2 átomos. Si hay más bonos o enlaces parciales, deben ser enlaces π. Así que es fácil contar el número de enlaces σ y π en una estructura de Lewis. Una vez que hayas hecho eso, puedes encontrar fácilmente qué tipo de híbridos hace cada átomo (solo para átomos con 8 electrones totales; no deberías usar híbridos para átomos que tengan más de 8). Cada enlace π necesita un orbital p. La hibridación será sp ^x, donde

\[x=3-(number\; of\; \pi \; bonds)\]

Por ejemplo, un átomo que hace 2 dobles enlaces hace 2 enlaces π, por lo que se hibridará sp, al igual que un átomo que hace 1 triple enlace. Un átomo que hace 1 doble enlace es sp ² hibridado.

Colaboradores y Atribuciones

• Emily V Eames (City College of San Francisco)