Resonancia (química)

En química, la resonancia, también llamada mesomerismo, es una forma de describir la unión en ciertas moléculas o iones poliatómicos mediante la combinación de varias estructuras que contribuyen. b> (o formas, también conocidas como estructuras de resonancia o estructuras canónicas) en un híbrido de resonancia (o estructura híbrida) en la teoría del enlace de valencia. Tiene un valor particular para analizar electrones deslocalizados donde el enlace no puede expresarse mediante una sola estructura de Lewis.

Resumen

Bajo el marco de la teoría del enlace de valencia, la resonancia es una extensión de la idea de que el enlace en una especie química puede describirse mediante una estructura de Lewis. Para muchas especies químicas, una sola estructura de Lewis, que consta de átomos que obedecen la regla del octeto, posiblemente con cargas formales y conectados por enlaces de orden entero positivo, es suficiente para describir el enlace químico y racionalizar propiedades moleculares determinadas experimentalmente como longitudes de enlace, ángulos y momento dipolar. Sin embargo, en algunos casos, se podría dibujar más de una estructura de Lewis y las propiedades experimentales son inconsistentes con cualquier estructura. Para abordar este tipo de situación, varias estructuras contribuyentes se consideran juntas como un promedio, y se dice que la molécula está representada por un híbrido de resonancia en el que varias estructuras de Lewis se usan colectivamente para describir su verdadera estructura.

Por ejemplo, en NO₂^–, anión nitrito, las dos longitudes de enlace N–O son iguales, aunque ninguna estructura de Lewis tiene dos enlaces N–O. con la misma orden formal de fianza. Sin embargo, su estructura medida es consistente con una descripción como un híbrido de resonancia de las dos principales estructuras contribuyentes que se muestran arriba: tiene dos enlaces N-O iguales de 125 pm, de longitud intermedia entre un N- típico Enlace simple O (145 pm en hidroxilamina, H₂N–OH) y enlace doble N–O (115 pm en ion nitronio, [O=N=O]⁺). De acuerdo con las estructuras contribuyentes, cada enlace N-O es un promedio de un enlace formal simple y doble formal, lo que lleva a un orden de enlace verdadero de 1.5. En virtud de este promedio, la descripción de Lewis del enlace en NO₂^– se concilia con el hecho experimental de que el anión tiene enlaces N–O equivalentes.

El híbrido de resonancia representa la molécula real como el "promedio" de las estructuras contribuyentes, con longitudes de enlace y cargas parciales que toman valores intermedios en comparación con los esperados para las estructuras de Lewis individuales de los contribuyentes, si existieran como "reales" entidades químicas. Las estructuras contribuyentes difieren solo en la distribución formal de electrones a los átomos, y no en la densidad real física y químicamente significativa de electrones o espín. Si bien las estructuras contribuyentes pueden diferir en los órdenes de enlace formales y en las asignaciones de carga formales, todas las estructuras contribuyentes deben tener el mismo número de electrones de valencia y la misma multiplicidad de espín.

Debido a que la deslocalización de electrones reduce la energía potencial de un sistema, cualquier especie representada por un híbrido de resonancia es más estable que cualquiera de las estructuras contribuyentes (hipotéticas). La deslocalización de electrones estabiliza una molécula porque los electrones se distribuyen más uniformemente sobre la molécula, lo que disminuye la repulsión electrón-electrón. La diferencia de energía potencial entre la especie real y la energía (calculada) de la estructura contribuyente con la energía potencial más baja se denomina energía de resonancia o energía de deslocalización. La magnitud de la energía de resonancia depende de las suposiciones hechas sobre el hipotético "no estabilizado" especie y los métodos computacionales utilizados y no representa una cantidad física medible, aunque las comparaciones de energías de resonancia calculadas bajo suposiciones y condiciones similares pueden ser químicamente significativas.

Las moléculas con un sistema π extendido, como los polienos lineales y los compuestos poliaromáticos, se describen bien mediante híbridos de resonancia, así como mediante orbitales deslocalizados en la teoría de orbitales moleculares.

Resonance vs isomers

La resonancia debe distinguirse del isomerismo. Los senos son moléculas con la misma fórmula química pero son especies químicas distintas con diferentes arreglos de núcleos atómicos en el espacio. Los contribuyentes de resonancia de una molécula, por otro lado, sólo pueden diferir en la forma en que los electrones se asignan formalmente a los átomos en la estructura de Lewis representaciones de la molécula. Específicamente, cuando se dice que una estructura molecular está representada por un híbrido de resonancia, lo hace no significa que los electrones de la molécula están "resonando" o cambiando de una y otra vez entre varios conjuntos de posiciones, cada uno representado por una estructura de Lewis. Más bien, significa que el conjunto de estructuras contribuyentes representa una estructura intermedia (un promedio ponderado de los contribuyentes), con una geometría única y bien definida y distribución de electrones. Es incorrecto considerar los híbridos de resonancia como isómeros que interconvierten rápidamente, aunque el término "resonancia" podría evocar tal imagen. (Como se describe a continuación, el término "resonancia" se originó como una analogía física clásica para un fenómeno mecánico cuántico, por lo que no debe ser interpretado demasiado literalmente). Simbólicamente, la flecha de doble dirección <math alttext="{displaystyle {ce {AB}}}" xmlns="http://www.w3.org/1998/Math/MathML">A⟷ ⟷ B{fnMicrosoft {fnMicrosoft {fnMicrosoft {fnMicrosoft {fnMicrosoft {f}\fnMicrosoft {\fnMicrosoft {fnMicrosoft {fnMicrosoft\\fnMicrosoft {\fnMicrosoft\\fnMicrosoft {\\\fnMicrosoft}\\\\fnMicrosoft\\\\\\\\\\\\\\\\\\\\\\\\\\\\fnMicrosoft\\\\\\\\\\\\\\\\\\\\\\\\\\\\\\\\\\\ [A]<img alt="{displaystyle {ce {AB}}}" aria-hidden="true" class="mwe-math-fallback-image-inline" src="https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/d5666688c58c88d1d2491584888eb1db4497e254" style="vertical-align: -0.338ex; width:8.998ex; height:2.176ex;"/> se utiliza para indicar que A y B están aportando formas de una sola especie química (en oposición a una flecha de equilibrio, por ejemplo, <math alttext="{displaystyle {ce {A B}}}" xmlns="http://www.w3.org/1998/Math/MathML">A↽ ↽ − − − − ⇀ ⇀ B{displaystyle {ce {cH00} {fnK}}}}<img alt="{displaystyle {ce {A B}}}" aria-hidden="true" class="mwe-math-fallback-image-inline" src="https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/e4dc08872cf438765f61ac2dd004609976b28311" style="vertical-align: -0.002ex; margin-bottom: -0.502ex; width:8.037ex; height:2.843ex;"/>; ver abajo para detalles sobre el uso).

Una analogía no química es ilustrativa: se pueden describir las características de un animal real, el narval, en términos de las características de dos criaturas míticas: el unicornio, una criatura con un solo cuerno en la cabeza, y el leviatán., una gran criatura parecida a una ballena. El narval no es una criatura que va y viene entre ser un unicornio y ser un leviatán, ni el unicornio y el leviatán tienen existencia física fuera de la imaginación humana colectiva. Sin embargo, describir al narval en términos de estas criaturas imaginarias proporciona una descripción razonablemente buena de sus características físicas.

Debido a la confusión con el significado físico de la palabra resonancia, ya que ninguna entidad en realidad "resuena" físicamente, se ha sugerido que se abandone el término resonancia en favor de deslocalización y energía de resonancia abandonada en favor de energía de deslocalización. Una estructura de resonancia se convierte en una estructura contribuyente y el híbrido de resonancia se convierte en la estructura híbrida. Las flechas de dos puntas se reemplazarían por comas para ilustrar un conjunto de estructuras, ya que las flechas de cualquier tipo pueden sugerir a los estudiantes principiantes que se está produciendo un cambio químico.

Representación en diagramas

Estructura híbrida del nitrato

Estructura híbrida de benceno.

En los diagramas, las estructuras contribuyentes suelen estar separadas por flechas de dos puntas (↔). La flecha no debe confundirse con la flecha de equilibrio que apunta hacia la derecha y hacia la izquierda (⇌). Todas las estructuras juntas pueden encerrarse entre corchetes grandes, para indicar que representan una sola molécula o ion, no especies diferentes en un equilibrio químico.

Como alternativa al uso de estructuras contribuyentes en los diagramas, se puede utilizar una estructura híbrida. En una estructura híbrida, los enlaces pi que están involucrados en la resonancia generalmente se representan como curvas o líneas discontinuas, lo que indica que estos son enlaces pi parciales en lugar de completos normales. En el benceno y otros anillos aromáticos, los electrones pi deslocalizados a veces se representan como un círculo sólido.

Historia

El concepto apareció por primera vez en 1899 en la "Hipótesis de valencia parcial" de Johannes Thiele. para explicar la estabilidad inusual del benceno que no se esperaría de la estructura de August Kekulé propuesta en 1865 con enlaces simples y dobles alternados. El benceno sufre reacciones de sustitución, en lugar de reacciones de adición típicas de los alquenos. Propuso que el enlace carbono-carbono en el benceno es intermedio de un enlace simple y doble.

La propuesta de resonancia también ayudó a explicar el número de isómeros de los derivados del benceno. Por ejemplo, la estructura de Kekulé predeciría cuatro isómeros de dibromobenceno, incluidos dos isómeros orto con los átomos de carbono bromados unidos por un enlace simple o doble. En realidad solo hay tres isómeros de dibromobenceno y solo uno es orto, de acuerdo con la idea de que solo hay un tipo de enlace carbono-carbono, intermedio entre un enlace simple y uno doble.

El mecanismo de resonancia fue introducido en la mecánica cuántica por Werner Heisenberg en 1926 en una discusión sobre los estados cuánticos del átomo de helio. Comparó la estructura del átomo de helio con el sistema clásico de osciladores armónicos acoplados resonantes. En el sistema clásico, el acoplamiento produce dos modos, uno de los cuales tiene una frecuencia más baja que cualquiera de las vibraciones desacopladas; mecánicamente cuántica, esta frecuencia más baja se interpreta como una energía más baja. Linus Pauling usó este mecanismo para explicar la valencia parcial de las moléculas en 1928 y lo desarrolló aún más en una serie de artículos en 1931-1933. El término alternativo mesomerismo popular en las publicaciones alemanas y francesas con el mismo significado fue introducido por C. K. Ingold en 1938, pero no se popularizó en la literatura inglesa. El concepto actual de efecto mesomérico ha adquirido un significado relacionado pero diferente. La flecha de dos puntas fue introducida por el químico alemán Fritz Arndt, quien prefirió la frase alemana zwischenstufe o etapa intermedia.

La teoría de la resonancia dominó al método Hückel de la competencia durante dos décadas gracias a que era relativamente más fácil de entender para los químicos sin conocimientos básicos de física, incluso si no podían entender el concepto de superposición cuántica y lo confundían con tautomerismo. Pauling y Wheland caracterizaron el enfoque de Erich Hückel como "engorroso" en ese momento, y su falta de habilidades de comunicación contribuyó: cuando Robert Robinson le envió una solicitud amistosa, respondió con arrogancia que no está interesado en la química orgánica.

En la Unión Soviética, la teoría de la resonancia, especialmente la desarrollada por Pauling, fue atacada a principios de la década de 1950 por ser contraria a los principios marxistas del materialismo dialéctico, y en junio de 1951 la Academia Soviética de Ciencias, bajo la dirección de Alexander Nesmeyanov, convocó una conferencia sobre la estructura química de los compuestos orgánicos, a la que asistieron 400 físicos, químicos y filósofos, donde "se expuso y desenmascaró la esencia pseudocientífica de la teoría de la resonancia".

Contribuidores mayores y menores

Una estructura contribuyente puede parecerse más a la molécula real que otra (en el sentido de energía y estabilidad). Las estructuras con un valor bajo de energía potencial son más estables que aquellas con valores altos y se asemejan más a la estructura real. Las estructuras contribuyentes más estables se denominan contribuyentes principales. Las estructuras energéticamente desfavorables y, por lo tanto, menos favorables son contribuyentes menores. Con las reglas enumeradas en orden aproximado de importancia decreciente, los principales contribuyentes son generalmente estructuras que

1. obedezca lo más posible la regla del octeto (8 electrones de valencia alrededor de cada átomo en lugar de tener deficiencias o excedentes, o 2 electrones para elementos del período 1);
2. tienen un número máximo de bonos covalentes;
3. llevar un mínimo de átomos formalmente cargados, con la separación por cargos a diferencia y similares minimizado y maximizado, respectivamente;
4. colocar la carga negativa, si la hay, en los átomos más electronegativos y la carga positiva, si la hay, en el más electropositivo;
5. no se desvíen sustancialmente de longitudes y ángulos de unión idealizados (por ejemplo, la relativa inimportancia de los contribuyentes de resonancia tipo Dewar para benceno);
6. mantener subestructuras aromáticas localmente evitando las antiaromáticas (ver Clar sextet y bifenileno).

Un máximo de ocho electrones de valencia es estricto para los elementos Be, B, C, N, O y F del Período 2, al igual que un máximo de dos para H y He y efectivamente también para Li. El tema de la expansión de la capa de valencia del tercer período y los elementos del grupo principal más pesados es controvertido. Una estructura de Lewis en la que un átomo central tiene un recuento de electrones de valencia superior a ocho implica tradicionalmente la participación de orbitales d en el enlace. Sin embargo, la opinión de consenso es que si bien pueden hacer una contribución marginal, la participación de los orbitales d no es importante, y el enlace de las llamadas moléculas hipervalentes se explica, en su mayor parte, mejor por formas contribuyentes separadas por carga que representan tres enlace de cuatro electrones en el centro. Sin embargo, por tradición, las estructuras de octeto expandido todavía se dibujan comúnmente para grupos funcionales como sulfóxidos, sulfonas e iluros de fósforo, por ejemplo. Considerado como un formalismo que no refleja necesariamente la verdadera estructura electrónica, la IUPAC prefiere tales representaciones a las estructuras que presentan enlaces parciales, separación de carga o enlaces dativos.

Los contribuyentes equivalentes contribuyen por igual a la estructura real, mientras que la importancia de los contribuyentes no equivalentes está determinada por la medida en que se ajustan a las propiedades enumeradas anteriormente. Un mayor número de estructuras contribuyentes significativas y un espacio más voluminoso disponible para los electrones deslocalizados conducen a la estabilización (disminución de la energía) de la molécula.

Ejemplos

Moléculas aromáticas

En el benceno, las dos estructuras de ciclohexatrieno Kekulé, propuestas por primera vez por Kekulé, se toman juntas como estructuras contribuyentes para representar la estructura total. En la estructura híbrida de la derecha, el hexágono discontinuo reemplaza tres dobles enlaces y representa seis electrones en un conjunto de tres orbitales moleculares de simetría π, con un plano nodal en el plano de la molécula.

En el furano, un par solitario del átomo de oxígeno interactúa con los orbitales π de los átomos de carbono. Las flechas curvas representan la permutación de electrones π deslocalizados, lo que da como resultado diferentes contribuyentes.

Moléculas ricas en electrones

La molécula de ozono está representada por dos estructuras contribuyentes. En realidad, los dos átomos de oxígeno terminales son equivalentes y la estructura híbrida se dibuja a la derecha con una carga de −1⁄ 2 tanto en átomos de oxígeno como en enlaces dobles parciales con una línea completa y discontinua y orden de enlace 1+1⁄2.

Para las moléculas hipervalentes, la racionalización descrita anteriormente se puede aplicar para generar estructuras contribuyentes para explicar el enlace en dichas moléculas. A continuación se muestran las estructuras contribuyentes de un enlace 3c-4e en difluoruro de xenón.

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Moléculas deficientes en electrones

El catión alilo tiene dos estructuras contribuyentes con una carga positiva en los átomos de carbono terminales. En la estructura híbrida su carga es +1⁄2. La carga positiva completa también se puede representar como deslocalizada entre tres átomos de carbono.

La molécula de diborano se describe mediante estructuras contribuyentes, cada una con deficiencia de electrones en diferentes átomos. Esto reduce la deficiencia de electrones en cada átomo y estabiliza la molécula. A continuación se muestran las estructuras contribuyentes de un enlace 3c-2e individual en diborano.

Intermedios reactivos

A menudo, los intermedios reactivos, como los carbocationes y los radicales libres, tienen una estructura más deslocalizada que sus reactivos originales, lo que da lugar a productos inesperados. El ejemplo clásico es el reordenamiento alílico. Cuando 1 mol de HCl se suma a 1 mol de 1,3-butadieno, además del producto normalmente esperado 3-cloro-1-buteno, también encontramos 1-cloro-2-buteno. Los experimentos de marcado de isótopos han demostrado que lo que sucede aquí es que el doble enlace adicional cambia de la posición 1,2 a la posición 2,3 en parte del producto. Esta y otras pruebas (como la RMN en soluciones de superácidos) muestran que el carbocatión intermedio debe tener una estructura altamente deslocalizada, diferente de su molécula original mayoritariamente clásica (existe deslocalización pero es pequeña). Este catión (un catión alílico) se puede representar usando resonancia, como se muestra arriba.

Esta observación de una mayor deslocalización en moléculas menos estables es bastante general. Los estados excitados de los dienos conjugados se estabilizan más por conjugación que por sus estados fundamentales, lo que hace que se conviertan en colorantes orgánicos.

Un ejemplo bien estudiado de deslocalización que no involucra electrones π (hiperconjugación) se puede observar en el catión 2-norbornilo no clásico. Otro ejemplo es el metanio (CH⁺
₅). Se puede considerar que estos contienen enlaces de dos electrones de tres centros y se representan mediante estructuras contribuyentes que implican la reorganización de electrones σ o mediante una notación especial, una Y que tiene los tres núcleos en sus tres puntos.

Los electrones deslocalizados son importantes por varias razones; una importante es que una reacción química esperada puede no ocurrir porque los electrones se deslocalizan a una configuración más estable, lo que resulta en una reacción que ocurre en un lugar diferente. Un ejemplo es la alquilación de benceno de Friedel-Crafts con 1-cloro-2-metilpropano; el carbocatión se reorganiza en un grupo terc-butilo estabilizado por hiperconjugación, una forma particular de deslocalización. La deslocalización conduce al alargamiento de la longitud de onda del electrón, por lo tanto, disminuye la energía.

Benceno

Longitud de bonos

Al comparar las dos estructuras contribuyentes del benceno, todos los enlaces simples y dobles están intercambiados. Las longitudes de enlace se pueden medir, por ejemplo, usando difracción de rayos X. La longitud promedio de un enlace simple C-C es 154 pm; la de un doble enlace C=C es 133 pm. En el ciclohexatrieno localizado, los enlaces carbono-carbono deben alternarse 154 y 133 pm. En cambio, se encuentra que todos los enlaces carbono-carbono en el benceno tienen aproximadamente 139 pm, una longitud de enlace intermedia entre el enlace simple y el doble. Este carácter mixto de enlace simple y doble (o enlace triple) es típico de todas las moléculas en las que los enlaces tienen un orden de enlace diferente en diferentes estructuras contribuyentes. Las longitudes de enlace se pueden comparar utilizando órdenes de enlace. Por ejemplo, en ciclohexano el orden de enlace es 1 mientras que en benceno es 1 + (3 ÷ 6) = 1+1⁄2. En consecuencia, el benceno tiene más carácter de doble enlace y, por lo tanto, tiene una longitud de enlace más corta que el ciclohexano.

Energía de resonancia

La energía de resonancia (o deslocalización) es la cantidad de energía necesaria para convertir la verdadera estructura deslocalizada en la estructura contribuyente más estable. La energía de resonancia empírica se puede estimar comparando el cambio de entalpía de hidrogenación de la sustancia real con el estimado para la estructura contribuyente.

La hidrogenación completa de benceno a ciclohexano a través de 1,3-ciclohexadieno y ciclohexeno es exotérmica; 1 mol de benceno produce 208,4 kJ (49,8 kcal).

La hidrogenación de un mol de dobles enlaces produce 119,7 kJ (28,6 kcal), como se puede deducir del último paso, la hidrogenación del ciclohexeno. En el benceno, sin embargo, se necesitan 23,4 kJ (5,6 kcal) para hidrogenar un mol de dobles enlaces. La diferencia, que es de 143,1 kJ (34,2 kcal), es la energía de resonancia empírica del benceno. Debido a que el 1,3-ciclohexadieno también tiene una pequeña energía de deslocalización (7,6 kJ o 1,8 kcal/mol), la energía de resonancia neta, en relación con el ciclohexatrieno localizado, es un poco más alta: 151 kJ o 36 kcal/mol.

This measured resonance energy is also the difference between the hydrogenation energy of three 'non-resonances#39; double bonds and the measured hydrogenation energy:

(3 × 119.7) - 208.4 = 150,7 kJ/mol (36 kcal).

Descripción de la mecánica cuántica en la teoría del enlace de valencia (VB)

La resonancia tiene un significado más profundo en el formalismo matemático de la teoría del enlace de valencia (VB). La mecánica cuántica requiere que la función de onda de una molécula obedezca su simetría observada. Si una sola estructura contribuyente no logra esto, se invoca la resonancia.

Por ejemplo, en el benceno, la teoría del enlace de valencia comienza con las dos estructuras de Kekulé que individualmente no poseen la simetría séxtuple de la molécula real. La teoría construye la función de onda real como una superposición lineal de las funciones de onda que representan las dos estructuras. Como ambas estructuras de Kekulé tienen la misma energía, contribuyen por igual a la estructura general: la superposición es un promedio igualmente ponderado o una combinación lineal 1: 1 de los dos en el caso del benceno. La combinación simétrica da el estado fundamental, mientras que la combinación antisimétrica da el primer estado excitado, como se muestra.

En general, la superposición se escribe con coeficientes indeterminados, que luego se optimizan de forma variable para encontrar la energía más baja posible para el conjunto dado de funciones de onda base. Cuando se incluyen más estructuras contribuyentes, la función de onda molecular se vuelve más precisa y se pueden derivar más estados excitados a partir de diferentes combinaciones de las estructuras contribuyentes.

Comparación con la teoría de orbitales moleculares (OM)

En la teoría de orbitales moleculares, la principal alternativa a la teoría del enlace de valencia, los orbitales moleculares (OM) se aproximan como sumas de todos los orbitales atómicos (AO) en todos los átomos; hay tantos MO como AO. Cada AO_i tiene un coeficiente de ponderación c_i que indica el AO's contribución a un MO en particular. Por ejemplo, en el benceno, el modelo MO nos da 6 π MO que son combinaciones de los 2p_z AO en cada uno de los 6 átomos de C. Así, cada MO π está deslocalizado sobre toda la molécula de benceno y cualquier electrón ocupando un MO estará deslocalizado sobre toda la molécula. Esta interpretación de MO ha inspirado la imagen del anillo de benceno como un hexágono con un círculo dentro. Al describir el benceno, el concepto VB de enlaces σ localizados y el concepto MO de orbitales π deslocalizados se combinan con frecuencia en los cursos de química elemental.

Las estructuras contribuyentes en el modelo VB son particularmente útiles para predecir el efecto de los sustituyentes en los sistemas π como el benceno. Conducen a los modelos de estructuras contribuyentes para un grupo atractor de electrones y un grupo liberador de electrones en el benceno. La utilidad de la teoría MO es que se puede obtener una indicación cuantitativa de la carga del sistema π en un átomo a partir de los cuadrados del coeficiente de ponderación c_i en el átomo C_i. Carga q_i ≈ c²
_i. La razón para elevar al cuadrado el coeficiente es que si un AO describe un electrón, entonces el cuadrado del AO da la densidad electrónica. Los AO se ajustan (normalizan) para que AO² = 1, y q_i ≈ (c_iAO_i)² ≈ c²
_i. En el benceno, q_i = 1 en cada átomo de C. Con un grupo atractor de electrones q_i < 1 en los átomos de C orto y para y q_i > 1 para un grupo liberador de electrones.

Coeficientes

La ponderación de las estructuras contribuyentes en términos de su contribución a la estructura general se puede calcular de varias maneras, usando métodos "Ab initio" derivados de la teoría del enlace de valencia, o bien de los enfoques de orbitales de enlace natural (NBO) de Weinhold NBO5 Archivado el 8 de febrero de 2008 en Wayback Machine, o finalmente de cálculos empíricos basados en el método de Hückel. Un software basado en el método Hückel para enseñar resonancia está disponible en el sitio web de HuLiS.

Deslocalización de cargos

En el caso de los iones es común hablar de carga deslocalizada (charge delocalization). Un ejemplo de carga deslocalizada en iones se puede encontrar en el grupo carboxilato, donde la carga negativa está centrada por igual en los dos átomos de oxígeno. La deslocalización de carga en los aniones es un factor importante que determina su reactividad (generalmente: cuanto mayor es el grado de deslocalización, menor es la reactividad) y, específicamente, la fuerza ácida de sus ácidos conjugados. Como regla general, cuanto mejor deslocalizada está la carga en un anión, más fuerte es su ácido conjugado. Por ejemplo, la carga negativa en el anión perclorato (ClO⁻
₄) se distribuye uniformemente entre los átomos de oxígeno orientados simétricamente (y un parte de ella también es conservada por el átomo de cloro central). Esta excelente deslocalización de carga combinada con el alto número de átomos de oxígeno (cuatro) y la alta electronegatividad del átomo central de cloro hace que el ácido perclórico sea uno de los ácidos más fuertes conocidos con un pK_a valor de −10. El grado de deslocalización de la carga en un anión se puede expresar cuantitativamente a través del parámetro WAPS (sigma positivo promedio ponderado) y se usa un parámetro WANS (sigma negativo promedio ponderado) análogo para los cationes.

WAVES and WANDS values are given in e/Å⁴. Larger values indicate more localized charge in the corresponding ion.