Orbitales híbridos: sp

Parte 9

1.9 Orbitales híbridos: sp

A continuación, consideremos el cloruro de berilio, BeCI2.

El berilio (Tabla 1.1) carece de electrones no apareados. ¿Cómo podemos explicar su combinación con dos átomos de cloro? La formación de enlaces es un proceso que libera energía (estabilizante) y tiende a formar enlaces el máximo posible aunque esto conduzca a orbitales que tengan poca relación con los orbitales atómicos considerados hasta ahora. Si queremos aplicar aquí nuestro método mental de construcción de moléculas, habrá que modificarlo. Debemos inventar un tipo imaginario de átomo de berilio, uno que esté a punto de enlazarse con dos átomos de cloro.

Para llegar a este átomo divalente de berilio, efectuamos un pequeño cálculo electrónico. En primer lugar, <<promovemos>> uno de los electrones 2s a un orbital p vacío.

Esto proporciona dos electrones no apareados, necesarios para enlazar con dos átomos de cloro. Sería de esperar ahora que el berilio formase un enlace de un tipo empleando el orbital p y uno de otro tipo con el orbital s. Nuevamente, esto no corresponde a los hechos: se sabe que los dos enlaces del cloruro de berilio son equivalentes.

Entonces hibridizemos los orbitales. Tomamos matemáticamente varias posibles combinaciones de un orbital s y otro p, y se hallan los orbitales mixtos (híbridos) con el grado máximo de carácter direccional (Fig. 1.5). Cuando más se concentra un orbital atómico en la dirección del enlace, mayor será el solapamiento y más fuerte el enlace que puede formar. De estos cálculos se obtienen tres resultados muy significativos: (a) el <<mejor>> orbital híbrido resulta mucho más direccional que el orbital s o el p; (b) los dos orbitales mejores son exactamente equivalentes, y (c) estos orbitales apuntan en direcciones opuestas, la disposición que les permite alejarse al máximo entre sí (recuérdese el principio de exclusión de Pauli). El ángulo entre los orbitales es entonces de 180º.

Fig. 1.5 Orbitales atómicos: orbitales híbridos sp (a) Corte transversal y forma aproximada de un orbital individual, definitivamente dirigido a lo largo de un eje. (b) Representación como una esfera, con omisión del pequeño lóbulo posterior. (c) Dos orbitales con ejes a lo largo de una línea recta.

Estos orbitales híbridos específicos se conocen como orbitales sp, puesto que se consideran como el resultado de la mezcla de un orbital s y uno p, y tienen la forma indicada en la figura 1.5a; por conveniencia, depreciaremos el pequeño lóbulo posterior y representaremos el delantero como una esfera.

Construyamos el cloruro de berilio usando este berilio sp-hibridizado. Surge aquí un concepto extremadamente importante: el ángulo de enlace. Para lograr el solapamiento máximo entre los orbitales sp del berilio y los p de los cloruros, los dos núcleos de cloro deben encontrarse sobre los ejes de los orbitales sp, es decir, deben estar localizados en lados exactamente opuestos del átomo de berilio (Fig. 1.6). Por tanto, el ángulo entre los enlaces berilio-cloro debe ser de 180º.

Fig. 1.6 Formación de enlaces: molécula de BeCI2. (a) Solapamiento de orbitales sp y p. (b) Los orbitales de enlace o. (c) Forma de la molécula.

Experimentalmente, se ha demostrado que, según lo calculado, el cloruro de berilio es una molécula lineal, con los tres átomos ubicados sobre una sola línea recta.

No hay nada de mágico en el aumento del carácter direccional que acompaña a la hibridación; los dos lóbulos del orbital p son de fase opuesta (Sec. 33.2); la combinación con un orbital s significa adición a un lado del núcleo, pero sustracción en el otro.

Si se tiene curiosidad con respecto a las fases y su efecto sobre los enlaces, léanse las secciones 33.1 a 33.4, que permitirán entender este punto.

Parte 10

1.10 Orbitales híbridos: sp2

Veamos ahora el trifluoruro de boro, BF3. El boro (Tabla 1.1) tiene sólo un electrón no apareado, que ocupa un orbital 2p. Para tres enlaces necesitamos tres electrones no apareados, por lo que promovemos uno de los electrones 2s a un orbital 2p:

Si ahora queremos <<construir>> la molécula más estable posible, debemos <<hacer>> los enlaces más fuertes posibles, para lo que hay que proporcionar los orbitales atómicos más intensamente direccionales que se pueda. Nuevamente, la hibridación nos proporciona tales orbitales: tres de ellos híbridos y exactamente equivalente entre sí. Cada uno tiene la forma indicada en la figura 1.7 y, como antes, despreciaremos el pequeño lóbulo posterior y representaremos el delantero como una esfera.

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