Hibridación y tipos de enlace del carbono

El átomo de carbono

El carbono tiene $Z = 6$, es decir, 6 protones y 6 electrones. Su configuración electrónica en estado fundamental es:

Los electrones de la última capa (la segunda) son los electrones de valencia: $2 + 2 = 4$. Por eso el carbono tiende a formar cuatro enlaces covalentes y completar el octeto.

Fijate en un detalle raro: en el estado fundamental, el carbono tiene solo dos electrones desapareados (los dos del subnivel $2p$). Con eso debería formar solo dos enlaces, pero en el metano forma cuatro, todos iguales. ¿Cómo se explica?

Un electrón del $2s$ «sube» al $2p$ vacío. Cuesta algo de energía, pero se recupera de sobra al formar cuatro enlaces en lugar de dos. Aun así, queda un problema: un orbital $s$ y tres $p$ son distintos, y en el metano los cuatro enlaces son idénticos. La solución es la hibridación.

Hibridación sp³: enlaces simples

En el metano, $CH_4$, el $2s$ se mezcla con los tres $2p$ y da cuatro orbitales $sp^3$ iguales. Cada uno tiene 25 % de carácter $s$ y 75 % de carácter $p$. Para estar lo más lejos posible, se dirigen a los vértices de un tetraedro.

• Hibridación: $sp^3$

• Geometría: tetraédrica

• Ángulo de enlace: 109,5°

Cada enlace C–H se forma por solapamiento frontal de un orbital $sp^3$ del carbono con el orbital $1s$ del hidrógeno. Ese tipo de enlace, con el solapamiento sobre el eje que une los núcleos, se llama enlace sigma ($\sigma$).

Lo mismo ocurre con cada carbono con cuatro enlaces simples en cualquier molécula: en el etano, $CH_3-CH_3$, los dos carbonos son $sp^3$ y el enlace C–C es un enlace $\sigma$ entre dos orbitales $sp^3$.

Hibridación sp²: el doble enlace

En el eteno, $CH_2=CH_2$, cada carbono está unido a tres grupos: dos hidrógenos y el otro carbono. Entonces el $2s$ se mezcla con solo dos de los $2p$ y da tres orbitales $sp^2$ (33 % de carácter $s$). Queda un orbital $p$ sin hibridar, perpendicular al plano.

• Los tres $sp^2$ forman los enlaces $\sigma$ (dos C–H y uno C–C) en un plano, a 120° entre sí: geometría trigonal plana.

• Los dos orbitales $p$ puros, uno en cada carbono, son paralelos y se solapan lateralmente, por encima y por debajo del plano. Eso forma un enlace pi ($\pi$).

El doble enlace C=C es entonces un $\sigma$ + un $\pi$.

Dos consecuencias importantes:

• El solapamiento lateral del $\pi$ es más débil que el frontal del $\sigma$, así que el $\pi$ es más reactivo. Por eso los alquenos dan reacciones de adición.

• Para girar un carbono respecto del otro habría que romper el enlace $\pi$. Por eso el doble enlace no rota libremente; en cambio, el enlace simple $\sigma$ del etano sí gira.

Hibridación sp: el triple enlace

En el etino (acetileno), $HC\equiv CH$, cada carbono se une a dos grupos: un hidrógeno y el otro carbono. El $2s$ se mezcla con un solo $2p$ y da dos orbitales $sp$ (50 % de carácter $s$), opuestos a 180°. Quedan dos orbitales $p$ puros, perpendiculares entre sí y a la línea de los núcleos.

• Los dos $sp$ forman los enlaces $\sigma$ (C–H y C–C) sobre una recta: geometría lineal, ángulo H–C–C de 180°.

• Los dos $p$ de cada carbono se solapan lateralmente con los del otro y forman dos enlaces $\pi$, en planos perpendiculares.

El triple enlace es 1 $\sigma$ + 2 $\pi$.

Comparar enlaces y moléculas completas

Resumen de los tres casos:

Tendencias: a más enlaces entre los carbonos, el enlace es más corto y más fuerte. Además, a más carácter $s$, el orbital es más compacto y se mantiene más cerca del núcleo, lo que acorta los enlaces del carbono.

Volvé al principio: el eteno de la banana tiene un doble enlace con un $\pi$ reactivo y plano rígido, mientras que el etano tiene solo enlaces $\sigma$ que giran libremente. Esa diferencia de hibridación explica sus comportamientos tan distintos.

Resumen