En química, un doble enlace es un enlace covalente entre dos átomos que involucra cuatro electrones de enlace en lugar de dos en un enlace simple . Los enlaces dobles ocurren más comúnmente entre dos átomos de carbono, por ejemplo en alquenos . Existen muchos enlaces dobles entre dos elementos diferentes: por ejemplo, en un grupo carbonilo entre un átomo de carbono y un átomo de oxígeno. Otros enlaces dobles comunes se encuentran en compuestos azo (N=N), iminas (C=N) y sulfóxidos (S=O). En una fórmula esquelética , un enlace doble se dibuja como dos líneas paralelas (=) entre los dos átomos conectados; tipográficamente, se usa el signo igual para esto. [1] [2] Los enlaces dobles fueron introducidos en la notación química por el químico ruso Alexander Butlerov . [ cita requerida ]
Los enlaces dobles que involucran carbono son más fuertes y más cortos que los enlaces simples . El orden de enlace es dos. Los enlaces dobles también son ricos en electrones, lo que los hace potencialmente más reactivos en presencia de un aceptor fuerte de electrones (como en las reacciones de adición de los halógenos ).
El tipo de enlace se puede explicar en términos de hibridación orbital . En el etileno, cada átomo de carbono tiene tres orbitales sp 2 y un orbital p . Los tres orbitales sp 2 se encuentran en un plano con ángulos de ~120°. El orbital p es perpendicular a este plano. Cuando los átomos de carbono se aproximan, dos de los orbitales sp 2 se superponen para formar un enlace sigma . Al mismo tiempo, los dos orbitales p se aproximan (de nuevo en el mismo plano) y juntos forman un enlace pi . Para una superposición máxima, los orbitales p tienen que permanecer paralelos y, por lo tanto, no es posible la rotación alrededor del enlace central. Esta propiedad da lugar a la isomería cis-trans . Los enlaces dobles son más cortos que los enlaces simples porque se maximiza la superposición de orbitales p.
Con 133 pm, la longitud del enlace C=C del etileno es más corta que la longitud C−C del etano, con 154 pm. El doble enlace también es más fuerte, 636 kJ mol −1 frente a 368 kJ mol −1 , pero no el doble, ya que el enlace pi es más débil que el enlace sigma debido a una superposición de pi menos efectiva.
En una representación alternativa, el doble enlace resulta de dos orbitales sp 3 superpuestos como en un enlace doblado . [3]
En las moléculas con enlaces dobles y enlaces simples alternados, puede existir una superposición de orbitales p en varios átomos de una cadena, lo que da lugar a un sistema conjugado . La conjugación se puede encontrar en sistemas como los dienos y las enonas . En las moléculas cíclicas , la conjugación puede dar lugar a la aromaticidad . En los cumulenos , dos enlaces dobles son adyacentes.
Los enlaces dobles son comunes en elementos del periodo 2, como el carbono , el nitrógeno y el oxígeno , y menos comunes en elementos de periodos superiores . Los metales también pueden formar enlaces múltiples en un enlace múltiple de ligando metálico .
Compuestos con doble enlace, homólogos de alquenos , R 2 E=ER 2 son ahora conocidos para todos los elementos más pesados del grupo 14. A diferencia de los alquenos, estos compuestos no son planos sino que adoptan estructuras torcidas y/o transdobladas. Estos efectos se vuelven más pronunciados para los elementos más pesados. El disileno (Me 3 Si) 2 CHSn=SnCH(SiMe 3 ) 2 tiene una longitud de enlace estaño-estaño apenas más corta que un enlace simple, una estructura transdoblada con coordinación piramidal en cada átomo de estaño, y se disocia fácilmente en solución para formar (Me 3 Si) 2 CHSn: (stannanediyl, un análogo de carbeno). El enlace comprende dos enlaces donantes aceptores débiles, el par solitario en cada átomo de estaño superpuesto con el orbital p vacío en el otro. [4] [5] Por el contrario, en los disilenos cada átomo de silicio tiene coordinación plana pero los sustituyentes están torcidos de modo que la molécula en su conjunto no es plana. En los diplumbenos, la longitud del enlace Pb=Pb puede ser mayor que la de muchos enlaces simples correspondientes [5]. Los plumbenos y los estannenos generalmente se disocian en solución en monómeros con entalpías de enlace que son solo una fracción de los enlaces simples correspondientes. Algunos enlaces dobles de los plumbenos y estannenos son similares en fuerza a los enlaces de hidrógeno. [4] El modelo de Carter-Goddard-Malrieu-Trinquier se puede utilizar para predecir la naturaleza del enlace. [4]
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