Orden de bonos
Diferencia entre el número de enlaces y antienlaces en una molécula

En química , el orden de enlace es una medida formal de la multiplicidad de un enlace covalente entre dos átomos. Tal como lo introdujo Linus Pauling , el orden de enlace se define como la diferencia entre el número de pares de electrones en orbitales moleculares enlazantes y antienlazantes .

El orden de enlace proporciona una indicación aproximada de la estabilidad de un enlace . Las especies isoelectrónicas tienen el mismo orden de enlace. [1]

Ejemplos

El orden de enlace en sí es el número de pares de electrones ( enlaces covalentes ) entre dos átomos . [2] Por ejemplo, en el nitrógeno diatómico N≡N, el orden de enlace entre los dos átomos de nitrógeno es 3 ( triple enlace ). En el acetileno H–C≡C–H, el orden de enlace entre los dos átomos de carbono también es 3, y el orden de enlace C–H es 1 ( enlace simple ). En el monóxido de carbono , − C≡O + , el orden de enlace entre el carbono y el oxígeno es 3. En el trifluoruro de tiazilo N≡SF3 , el orden de enlace entre el azufre y el nitrógeno es 3, y entre el azufre y el flúor es 1. En el oxígeno diatómico O=O el orden de enlace es 2 ( doble enlace ). En el etileno H 2 C=CH 2 el orden de enlace entre los dos átomos de carbono también es 2. El orden de enlace entre el carbono y el oxígeno en el dióxido de carbono O=C=O también es 2. En el fosgeno O=CCl 2 , el orden de enlace entre el carbono y el oxígeno es 2, y entre el carbono y el cloro es 1.

En algunas moléculas, los órdenes de enlace pueden ser 4 ( enlace cuádruple ), 5 ( enlace quíntuple ) o incluso 6 ( enlace séxtuple ). Por ejemplo, la sal de octaclorodimolibdato de potasio ( K ​​4 [Mo 2 Cl 8 ] ) contiene el anión [Cl 4 Mo≣MoCl 4 ] 4− , en el que los dos átomos de Mo están unidos entre sí por un enlace de orden 4. Cada átomo de Mo está unido a cuatro ligandos Cl − por un enlace de orden 1. El compuesto ( terfenil )– CrCr –(terfenil) contiene dos átomos de cromo unidos entre sí por un enlace de orden 5, y cada átomo de cromo está unido a un ligando de terfenilo por un enlace sencillo. Se detecta un enlace de orden 6 en las moléculas de ditungsteno W 2 , que existen solo en fase gaseosa .

Órdenes de bonos no enteros

En las moléculas que tienen resonancia o enlace no clásico, el orden de enlace puede no ser un número entero . En el benceno , los orbitales moleculares deslocalizados contienen 6 electrones pi sobre seis carbonos, lo que produce esencialmente medio enlace pi junto con el enlace sigma para cada par de átomos de carbono, lo que da un orden de enlace calculado de 1,5 (un enlace y medio). Además, los órdenes de enlace de 1,1 (enlace de once décimas), 4/3 (o 1,333333..., enlace de cuatro tercios) o 0,5 ( medio enlace ), por ejemplo, pueden aparecer en algunas moléculas y se refieren esencialmente a la fuerza del enlace en relación con los enlaces con orden 1. En el anión nitrato ( NO−3), el orden de enlace para cada enlace entre el nitrógeno y el oxígeno es 4/3 (o 1,333333...). Enlace en el catión dihidrógeno H+2puede describirse como un enlace covalente de un electrón , por lo que el enlace entre los dos átomos de hidrógeno tiene un orden de enlace de 0,5. [3]

Orden de enlace en la teoría de orbitales moleculares

En la teoría de orbitales moleculares , el orden de enlace se define como la mitad de la diferencia entre el número de electrones de enlace y el número de electrones antienlazantes según la siguiente ecuación. [4] [5] Esto a menudo, pero no siempre, produce resultados similares para enlaces cerca de sus longitudes de equilibrio, pero no funciona para enlaces estirados. [6] El orden de enlace también es un índice de la fuerza del enlace y también se utiliza ampliamente en la teoría del enlace de valencia .

orden de enlace = ⁠Número de electrones de enlace - Número de electrones de antienlace/2⁠

En general, cuanto mayor sea el orden de enlace, más fuerte será el enlace. Los órdenes de enlace de la mitad pueden ser estables, como lo demuestra la estabilidad de H+2(longitud de enlace 106 pm, energía de enlace 269 kJ/mol) y He+2(longitud de enlace 108 pm, energía de enlace 251 kJ/mol). [7]

La teoría de orbitales moleculares de Hückel ofrece otro enfoque para definir órdenes de enlace basados ​​en coeficientes de orbitales moleculares, para moléculas planares con enlaces π deslocalizados. La teoría divide el enlace en un marco sigma y un sistema pi. El orden de enlace π entre los átomos r y s derivado de la teoría de Hückel fue definido por Charles Coulson utilizando los coeficientes orbitales de los OM de Hückel: [8] [9] [ aclaración necesaria ]

pag a s = ∑ i norte i do a i do s i {\displaystyle p_{rs}=\sum _{i}n_{i}c_{ri}c_{si}} ,

Aquí la suma se extiende solamente sobre los orbitales moleculares π, y n i es el número de electrones que ocupan el orbital i con coeficientes c ri y c si en los átomos r y s respectivamente. Suponiendo una contribución de orden de enlace de 1 del componente sigma, esto da un orden de enlace total (σ + π) de 5/3 = 1,67 para el benceno, en lugar del orden de enlace comúnmente citado de 1,5, lo que muestra cierto grado de ambigüedad en cómo se define el concepto de orden de enlace.

Para formas más elaboradas de teoría de orbitales moleculares que involucran conjuntos de bases más grandes , se han propuesto otras definiciones. [10] Una definición mecánica cuántica estándar para el orden de enlace ha sido debatida durante mucho tiempo. [11] En 2017 se publicó un método integral para calcular los órdenes de enlace a partir de cálculos de química cuántica. [6]

Otras definiciones

El concepto de orden de enlace se utiliza en dinámica molecular y potenciales de orden de enlace . La magnitud del orden de enlace está asociada con la longitud del enlace . Según Linus Pauling en 1947, el orden de enlace entre los átomos i y j se describe experimentalmente como

s i yo = exp ⁡ [ d 1 − d i yo b ] {\displaystyle s_{ij}=\exp {\left[{\frac {d_{1}-d_{ij}}{b}}\right]}}

donde d 1 es la longitud del enlace simple, d ij es la longitud del enlace medida experimentalmente y b es una constante que depende de los átomos. Pauling sugirió un valor de 0,353 Å para b para enlaces carbono-carbono en la ecuación original: [12]

d 1 − d i yo = 0,353   En ( s i yo ) {\displaystyle d_{1}-d_{ij}=0,353~{\text{ln}}(s_{ij})}

El valor de la constante b depende de los átomos. Esta definición de orden de enlace es un tanto ad hoc y sólo es fácil de aplicar a moléculas diatómicas .

Referencias

  1. ^ Dr. SP Jauhar. El abc de la química moderna .
  2. ^ IUPAC , Compendio de terminología química , 2.ª ed. (el "Libro de oro") (1997). Versión corregida en línea: (2006–) "Número de enlace". doi :10.1351/goldbook.B00705
  3. ^ Clark R. Landis; Frank Weinhold (2005). Valencia y enlace: una perspectiva de enlace natural entre orbitales donadores y aceptores . Cambridge, Reino Unido: Cambridge University Press. pp. 91–92. ISBN 978-0-521-83128-4.
  4. ^ Jonathan Clayden ; Greeves, Nick; Stuart Warren (2012). Química orgánica (2.ª ed.). Oxford University Press. pág. 91. ISBN 978-0-19-927029-3.
  5. ^ Housecroft, CE; Sharpe, AG (2012). Química inorgánica (4.ª ed.). Prentice Hall. pp. 35–37. ISBN 978-0-273-74275-3.
  6. ^ ab TA Manz (2017). "Introducción al análisis de población atómica DDEC6: parte 3. Método integral para calcular órdenes de enlace". RSC Adv . 7 (72): 45552–45581. Bibcode :2017RSCAd...745552M. doi : 10.1039/c7ra07400j .
  7. ^ Bruce Averill y Patricia Eldredge, Química: principios, patrones y aplicaciones (Pearson/Prentice Hall, 2007), 409.
  8. ^ Levine, Ira N. (1991). Química cuántica (4.ª ed.). Prentice-Hall. pág. 567. ISBN 0-205-12770-3.
  9. ^ Coulson, Charles Alfred (7 de febrero de 1939). "La estructura electrónica de algunos polienos y moléculas aromáticas. VII. Enlaces de orden fraccionario por el método de orbitales moleculares". Actas de la Royal Society A . 169 (938): 413–428. Bibcode :1939RSPSA.169..413C. doi : 10.1098/rspa.1939.0006 .
  10. ^ Sannigrahi, AB; Kar, Tapas (agosto de 1988). "Teoría de orbitales moleculares del orden de enlace y valencia". Journal of Chemical Education . 65 (8): 674–676. Bibcode :1988JChEd..65..674S. doi :10.1021/ed065p674 . Consultado el 5 de diciembre de 2020 .
  11. ^ Orden de emisión de bonos del Libro Dorado de la IUPAC
  12. ^ Pauling, Linus (1 de marzo de 1947). "Radios atómicos y distancias interatómicas en metales". Revista de la Sociedad Química Americana . 69 (3): 542–553. doi :10.1021/ja01195a024.
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