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Enlace doble

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Un enlace doble en química es un enlace covalente entre dos átomos que implica cuatro electrones de enlace en lugar de los dos de un enlace simple.[1] Los enlaces dobles ocurren con mayor frecuencia entre dos átomos de carbono, por ejemplo, en los alquenos.[2] 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).[3] En una fórmula esquelética, un enlace doble se dibuja como dos líneas paralelas (=) entre los dos átomos conectados; tipográficamente, el signo igual se utiliza para esto.[4] Los enlaces dobles fueron introducidos por primera vez en la notación química por el químico ruso Alexander Butlerov.[5]

Los enlaces dobles que involucran carbono son más fuertes y más cortos que los enlaces simples correspondientes.[6] El orden de enlace es dos. Los enlaces dobles también son ricos en electrones, lo que los hace más reactivos en presencia de aceptores de electrones fuertes (como en las reacciones de adición de halógenos).[7]

Compuestos químicos con enlaces dobles
Etileno
Enlace doble
carbono-carbono
Acetona
Enlace doble
carbono-oxígeno
Dimetilsulfóxido
Enlace doble
azufre-oxígeno
Diazeno
Enlace doble
nitrógeno-nitrógeno

Enlaces dobles en alquenos

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Geometría del etileno (longitudes de enlace en Ångströms).

El tipo de enlace se puede explicar en términos de hibridación orbital.[8] En el etileno, cada átomo de carbono tiene tres orbitales sp² y un orbital p. Los tres orbitales sp² se encuentran en un plano con ángulos de aproximadamente 120°. El orbital p es perpendicular a este plano. Cuando los átomos de carbono se acercan, dos de los orbitales sp² se superponen para formar un enlace sigma. Simultáneamente, los dos orbitales p se aproximan (en un plano paralelo) y juntos forman un enlace pi.[9] Para una superposición máxima, los orbitales p deben permanecer paralelos; por lo tanto, no es posible la rotación alrededor del enlace central. Esta propiedad da lugar a la isomería cis-trans.[4] Los enlaces dobles son más cortos que los simples porque se maximiza la superposición de los orbitales p.

Formación del enlace sigma en un doble enlace Formación del enlace pi en un doble enlace Enlace pi en el etileno
Dos orbitales sp² (total de tres orbitales de este tipo) se aproximan para formar un enlace sigma sp²-sp². Dos orbitales p se superponen para formar un enlace pi en un plano paralelo al plano sigma. Enlace pi (representado en verde) en el etileno.

Con 133 picómetros (pm), la longitud de enlace C=C en el etileno es más corta que la longitud del enlace C−C en el etano, que es de 154 pm.[10] El enlace doble también es más fuerte, con una energía de 636 kJ·mol−1 frente a 368 kJ·mol−1 del enlace simple, pero no es el doble de fuerte, ya que el enlace pi es más débil que el enlace sigma debido a una superposición menos eficaz.[3]

En una representación alternativa, el enlace doble puede describirse como la superposición de dos orbitales sp³ en un enlace doblado (banana bond).[11]

Variaciones

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En moléculas con enlaces dobles y enlaces simples alternos, la superposición de orbitales p puede extenderse sobre múltiples átomos en una cadena, dando lugar a un sistema conjugado. La conjugación se puede encontrar en sistemas como los dienos y las enonas (cetonas α,β-insaturadas).[12] En moléculas cíclicas, la conjugación puede conducir a la aromaticidad.[13] En los cumulenos, dos enlaces dobles son adyacentes (C=C=C).[14]

Los enlaces dobles son comunes para los elementos del período 2: carbono, nitrógeno y oxígeno, y menos comunes para elementos de períodos superiores según la regla del enlace doble (double-bond rule).[15] Los metales de transición también pueden participar en enlaces múltiples en complejos metal-ligando.[16]

Homólogos de alquenos del grupo 14

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Los compuestos con enlace doble homólogos a los alquenos, de fórmula general R₂E=ER₂, se conocen actualmente para todos los elementos pesados del grupo 14 (Si, Ge, Sn, Pb). A diferencia de los alquenos, estos compuestos no son planos, sino que adoptan estructuras torcidas (twisted) y/o transdobladas (trans-bent). Estos efectos se vuelven más pronunciados para los elementos más pesados.[17]

Por ejemplo, el distanneno (Me₃Si)₂CHSn=SnCH(SiMe₃)₂ presenta una longitud de enlace estaño-estaño apenas un poco más corta que la de un enlace simple, una estructura transdoblada con coordinación piramidal en cada átomo de estaño, y se disocia fácilmente en solución para formar (Me₃Si)₂CHSn: (estannanodiilo, un análogo de carbeno). El enlace comprende dos enlaces donor-aceptor débiles: el par solitario de cada átomo de estaño se superpone con el orbital p vacío del otro.[18]

Por el contrario, en los disilenos (R₂Si=SiR₂), cada átomo de silicio tiene una coordinación plana, pero los sustituyentes están torsionados de modo que la molécula en su conjunto no es plana. En los diplumbenos (R₂Pb=PbR₂), la longitud del enlace Pb=Pb puede ser mayor que la de muchos enlaces simples correspondientes. Los plumbenos y estannenos generalmente se disocian en solución para formar monómeros, con entalpías de enlace que son solo una fracción de las de los enlaces simples correspondientes. Algunos enlaces dobles en plumbenos y estannenos son similares en fuerza a los enlaces de hidrógeno.[17] El modelo Carter-Goddard-Malrieu-Trinquier se puede utilizar para predecir la naturaleza de estos enlaces.[19]

Tipos de enlaces dobles entre átomos

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La siguiente tabla resume los tipos más comunes de enlaces dobles entre pares de elementos:

C O N S Si Ge Sn Pb
C Alqueno
(C=C)		 Grupo carbonilo
(C=O)		 Imina
(C=N)		 Tiocetona, tial
(C=S)
O Dioxígeno
(O=O)		 Compuesto nitroso
(N=O)		 Sulfóxido, sulfona,
ácido sulfínico, ácido sulfónico
(S=O)
N Compuesto azo
(N=N)
S Disulfuro
(S=S)
Si Alquilidensilanos
(C=Si)		 Síleno
(Si=Si)
Ge Germeno
(Ge=Ge)
Sn Estanneno
(Sn=Sn)
Pb Plumbeno
(Pb=Pb)

Véase también

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Referencias

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  1. ↑ «Double Bond». IUPAC Gold Book (en inglés). International Union of Pure and Applied Chemistry (IUPAC). Consultado el 15 de junio de 2026.
  2. ↑ Clayden, Jonathan; Greeves, Nick; Warren, Stuart (2012). «Chapter 8: Alkenes: Structure and Reactivity». Organic Chemistry (2.ª edición). Oxford: Oxford University Press. pp. 156-172. ISBN 978-0-19-927029-3.
  3. 1 2 March, Jerry (1992). «Chapter 2: Chemical Bonding and Molecular Structure». Advanced Organic Chemistry: Reactions, Mechanisms, and Structure (4.ª edición). New York: John Wiley & Sons. pp. 35-42. ISBN 978-0-471-60180-7.
  4. 1 2 McMurry, John (2016). «Chapter 3: Organic Compounds: Alkanes and Their Stereochemistry». Organic Chemistry (9.ª edición). Boston: Cengage Learning. pp. 98-104. ISBN 978-1-305-08048-5.
  5. ↑ Butlerov, Alexander (1861). «Über die chemische Struktur der Körper». Zeitschrift für Chemie (en alemán) 4: 549-560.
  6. ↑ Pauling, Linus (1960). «Chapter 6: The Resonance of Bonds». The Nature of the Chemical Bond (3.ª edición). Ithaca, NY: Cornell University Press. pp. 136-140. ISBN 978-0-8014-0333-0.
  7. ↑ Vollhardt, K. Peter C.; Schore, Neil E. (2018). «Chapter 10: Alkenes: Structure and Reactivity». Organic Chemistry: Structure and Function (8.ª edición). New York: W. H. Freeman. pp. 315-330. ISBN 978-1-319-27945-5.
  8. ↑ Pauling, Linus (1931). «The Nature of the Chemical Bond. Application of Results Obtained from the Quantum Mechanics and from a Theory of Paramagnetic Susceptibility to the Structure of Molecules». Journal of the American Chemical Society 53 (4): 1367-1400. doi:10.1021/ja01355a027.
  9. ↑ Atkins, Peter; Overton, Tina; Rourke, Jonathan; Weller, Mark (2006). «Chapter 6: Bonding in Molecules». Shriver and Atkins' Inorganic Chemistry (4.ª edición). New York: W. H. Freeman. pp. 215-230. ISBN 978-0-7167-4878-6.
  10. ↑ «Section 9: Molecular Structure and Bonding». CRC Handbook of Chemistry and Physics (100.ª edición). Boca Raton, FL: CRC Press. 2019. pp. 9-32 a 9-36. ISBN 978-1-138-56163-2.
  11. ↑ Carey, Francis A.; Sundberg, Richard J. (2007). «Chapter 2: Chemical Bonding and Molecular Structure». Advanced Organic Chemistry: Part A: Structure and Mechanisms (5.ª edición). New York: Springer. pp. 45-62. ISBN 978-0-387-44897-8.
  12. ↑ Fleming, Ian (2010). «Chapter 5: Conjugated and Aromatic Molecules». Molecular Orbitals and Organic Chemical Reactions (Student edición). Chichester: John Wiley & Sons. pp. 95-120. ISBN 978-0-470-74658-5.
  13. ↑ Solomons, T. W. Graham; Fryhle, Craig B.; Snyder, Scott A. (2016). «Chapter 14: Aromatic Compounds». Organic Chemistry (12.ª edición). Hoboken, NJ: John Wiley & Sons. pp. 512-535. ISBN 978-1-119-24755-3 |isbn= incorrecto (ayuda).
  14. ↑ «Cumulene». Encyclopædia Britannica (en inglés). Consultado el 15 de junio de 2026.
  15. ↑ Jensen, William B. (2006). «The Origin of the Double-Bond Rule». Journal of Chemical Education 83 (6): 829-834. doi:10.1021/ed083p829.
  16. ↑ Crabtree, Robert H. (2014). «Chapter 4: Bonding in Organometallic Compounds». The Organometallic Chemistry of the Transition Metals (6.ª edición). Hoboken, NJ: John Wiley & Sons. pp. 80-95. ISBN 978-1-118-13807-6.
  17. 1 2 Power, Philip P. (1999). «π-Bonding and the Lone Pair Effect in Multiple Bonds between Heavier Main Group Elements». Chemical Reviews 99 (12): 3463-3504. PMID 11849028. doi:10.1021/cr9408989.
  18. ↑ Wang, Yuzhong; Robinson, Gregory H. (2009). «Unique homonuclear multiple bonding in main group compounds». Chemical Communications (Royal Society of Chemistry) (35): 5201-5213. PMID 20448960. doi:10.1039/B908048A.
  19. ↑ Malrieu, Jean-Paul (2019). «Bonding in Heavy Main Group Elements». Chemical Reviews 119 (10): 6355-6380. PMID 30916939. doi:10.1021/acs.chemrev.8b00592.

Bibliografía adicional

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  • Pyykkö, Pekka; Riedel, Sebastian; Patzschke, Michael (2005). «Triple-Bond Covalent Radii». Chemistry: A European Journal 11 (12): 3511-3520. PMID 15832398. doi:10.1002/chem.200401299. 
  • Elschenbroich, Christoph (2016). Organometallics (3.ª edición). Weinheim: Wiley-VCH. ISBN 3-527-33921-3. 
  • Hoffmann, Roald (1988). Solids and Surfaces: A Chemist's View of Bonding in Extended Structures. New York: VCH Publishers. ISBN 978-0-89573-788-3 |isbn= incorrecto (ayuda). 
  • Anslyn, Eric V.; Dougherty, Dennis A. (2006). «Chapter 2: Bonding in Organic Molecules». Modern Physical Organic Chemistry. Sausalito, CA: University Science Books. pp. 25-45. ISBN 978-1-891389-31-3. 

Enlaces externos

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