Enlace doble

Un doble enlace en química es un enlace covalente entre dos átomos que implica cuatro electrones de enlace en lugar de dos en un enlace simple. Los dobles enlaces ocurren con mayor frecuencia entre dos átomos de carbono, por ejemplo, en los alquenos. Existen muchos dobles enlaces entre dos elementos diferentes: por ejemplo, en un grupo carbonilo entre un átomo de carbono y un átomo de oxígeno. Otros dobles enlaces comunes se encuentran en compuestos azo (N = N), iminas (C = N) y sulfóxidos (S = O). En una fórmula esquelética, un doble enlace se dibuja como dos líneas paralelas (=) entre los dos átomos conectados; tipográficamente, el signo igual se utiliza para esto.^[1]​^[2]​ Los dobles enlaces fueron introducidos por primera vez en notación química por el químico ruso Alexander Butlerov.

Los enlaces dobles que involucran carbono son más fuertes que los enlaces simples y también son más cortos. El orden de enlace es dos. Los dobles enlaces también son ricos en electrones, lo que los hace potencialmente más reactivos en presencia de un aceptor de electrones fuerte (como reacciones adicionales 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 sp² y un orbital p. Los tres orbitales sp² se encuentran en un plano con ángulos de ~120°. El orbital p es perpendicular a este plano. Cuando los átomos de carbono se acercan entre sí, dos de los orbitales sp² se superponen para formar un enlace sigma. Al mismo tiempo, los dos orbitales p se acercan (nuevamente en el mismo plano) y juntos forman un enlace pi. Para una superposición máxima, los orbitales p deben permanecer paralelos y, por lo tanto, no es posible la rotación alrededor del enlace central. Esta propiedad da lugar a isomería cis-trans. Los enlaces dobles son más cortos que los enlaces simples porque se maximiza la superposición del orbital p.

Con 133 pm, la longitud del enlace del etileno C = C es más corta que la longitud de C − C en etano con 154 pm. El doble enlace también es más fuerte, 636 kJ mol⁻¹ contra 368 kJ mol^{− 1}, pero no el doble de lo que el enlace pi es más débil que el enlace sigma debido a una superposición pi menos eficaz.

En una representación alternativa, el doble enlace resulta de dos orbitales sp³ superpuestos como en un enlace doblado.^[3]​

En moléculas con enlaces dobles y enlaces simples alternos, la superposición de orbitales p puede existir sobre múltiples átomos en una cadena, dando lugar a un sistema conjugado. La conjugación se puede encontrar en sistemas como dienos y enonos. En moléculas cíclicas, la conjugación puede conducir a la aromaticidad. En los cumulenos, dos dobles enlaces son adyacentes.

Los dobles enlaces son comunes para los elementos del período 2, carbono, nitrógeno y oxígeno, y menos comunes con elementos de períodos más altos. Los metales también pueden participar en enlaces múltiples en un enlace múltiple de ligando metálico.

Los compuestos de doble enlace, homólogos de alquenos, R₂E = ER₂ ahora se conocen 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 distanneno (Me₃Si)₂ CHSn = SnCH (SiMe₃)₂ tiene una longitud de enlace estaño-estaño apenas un poco más corta que un enlace simple, una estructura transdoblada con coordinación piramidal en cada átomo de estaño, y se disocia fácilmente en solución para forma (Me₃Si)₂CHSn: (estannanodiilo, un análogo de carbeno). El enlace comprende dos enlaces aceptores donantes débiles, el par solitario de cada átomo de estaño se superpone con el orbital p vacío del otro.^[4]​^[5]​ Por el contrario, en los disilenos, cada átomo de silicio tiene una coordinación plana, pero los sustituyentes están retorcidos de modo que la molécula en su conjunto no es plana. En diplumbenos, la longitud del enlace Pb = Pb puede ser más larga que la de muchos enlaces sencillos correspondientes. Los plumbenos y estannenos generalmente se disocian en solución en monómeros con entalpías de enlace que son solo una fracción de los enlaces sencillos correspondientes. Algunos dobles enlaces plumbenos y estannenos son similares en fuerza a los enlaces de hidrógeno. El modelo Carter-Goddard-Malrieu-Trinquier se puede utilizar para predecir la naturaleza del vínculo.