3 QUIMICA Schaum

134 CAPÍTULO 9 ENLACE QUÍMICO Y ESTRUCTURA MOLECULAR
Examinemos de nuevo las configuraciones electrónicas anteriores para tratar de explicar la carga (número de oxidación,
valencia) de +3 que tiene el boro, como en BI 3 que se acaba de mencionar. Las electronegatividades de estos
dos elementos son muy cercanas, lo que implica que el enlace entre ellos es, de hecho, covalente. Como debe haber
tres pares de electrones compartidos, pero la configuración electrónica es [He]2s ↑↓ 2p ↑ x y sólo permite que se forme
un enlace covalente, tuvo que haber otra configuración electrónica antes de que se formaran los tres enlaces. Como los
subniveles (orbitales) 2s y 2p están en el mismo nivel (órbita) y sus niveles de energía son razonablemente cercanos,
la aplicación de la energía suficiente a los electrones 2s causará la promoción de uno de los electrones hacia el siguiente
subnivel vacío, 2p y , y se tendrán tres electrones desapareados.
[He]2s ↑↓ 2p ↑ x
se transforma en [He]2 s ↑ 2p ↑ x 2p ↑ y
En los libros de texto se dice que las flechas representan las características opuestas de los electrones, que ↑↓
representa un par de electrones, pero que ↑ es un electrón desapareado. Observe que el electrón 2s, que se promovió
al subnivel 2p y , invirtió sus características, lo que se indica con la flecha hacia abajo en 2s, que se vuelve hacia arriba
en el subnivel 2p t . Se necesita cierta energía para formar este orbital híbrido y, en forma menos estricta, el enlace
híbrido, cuando se promueve un electrón desde un nivel menor de energía a otro de enegía mayor; también se usa algo
de energía para invertir las características del electrón.
La descripción anterior explica la cantidad de enlaces covalentes que forman el boro y el carbono, pero no explica
la equivalencia de esos enlaces. La diferencia en el carácter espacial de los orbitales s y p (figura 8-3) y sus energías
podrían indicar diferencias en los enlaces que forman, medidas por la energía de enlace, la longitud del enlace o los
ángulos de enlace. Los experimentos demuestran que los tres enlaces en el BF 3 son equivalentes, que los ángulos entre
dos enlaces cualesquiera son iguales y que los tres átomos de flúor están en los vértices de un triángulo equilátero, con
el átomo de boro en el centro. De manera parecida, en el CH 4 todos los enlaces son equivalentes, los ángulos entre dos
enlaces cualesquiera son iguales y los cuatro átomos de hidrógeno están en los vértices de un tetraedro regular (figura
9-4), con el átomo de carbono en el centro.
Figura 9-4
Linus Pauling fue quien explicó la equivalencia de los enlaces en BF 3 , CH 4 y compuestos similares. Para acomodar
los átomos vecinos, los orbitales s y p de determinado átomo pueden mezclarse entre sí, o hibridarse. Las fórmulas
matemáticas de los orbitales híbridos son combinaciones lineales simples de las fórmulas matemáticas de los orbitales
s y p por separado. La descripción geométrica de cada orbital híbrido es una clase de superposición de los mapas de
los orbitales s y p separados. Pauling demostró que un orbital s y tres orbitales p se hibridan para tener una concentración
máxima de probabilidad de distribución electrónica a lo largo de cierta dirección particular (para formar mejor
un enlace, a lo largo de esa dirección); los cuatro llamados orbitales híbridos sp 3 que resultan, realmente apuntan a los
vértices de un tetraedro regular. El ángulo de 109°289′ se forma entre dos enlaces (líneas) cualesquiera que unen el
centro de un tetraedro regular con átomos en los vértices (problema 9.18). Éste es el caso que se observa en CH 4 , CCl 4 ,
SiF 4 y muchos compuestos de los elementos del grupo IVA.
Una hibridación parecida de un orbital s con dos orbitales p forma un conjunto de orbitales híbridos sp 2 que tienen
sus concentraciones máximas a lo largo de un conjunto de líneas en un plano, con ángulos de 120° entre sí. Es la
situación que se observa en BF 3 . Los ángulos son cercanos a 120° en el C 2 H 4 , en donde cada uno de los dos átomos
de carbono forma un conjunto de orbitales híbridos sp 2 , como en la figura 9-5. El primero de otros dos tipos importantes
de orbitales híbridos es el tipo sp, cuyos dos orbitales apuntan en direcciones con ángulo de enlace de 180°
(figura 9-6). La otra hibridación es del tipo d 2 sp 3 , donde los seis orbitales apuntan hacia los vértices de un octaedro
regular (figura 9-7), que es el caso de SF 6 y de muchos compuestos de coordinación.