Enlace químico y geometría molecular

a) Hibridación del berilio

Configuraciones electrónicas:$$\text{Be}\ (Z = 4):\ 1s^2\,2s^2\qquad \text{Cl}\ (Z = 17):\ [\text{Ne}]\,3s^2\,3p^5$$En su estado fundamental el Be no tiene electrones desapareados y no podría formar enlaces covalentes. Para formar dos enlaces, un electrón $2s$ promociona a un orbital $2p$:$$\text{Be}^*:\ 1s^2\,2s^1\,2p^1$$Como los dos enlaces $\text{Be–Cl}$ son idénticos, el orbital $2s$ y el $2p$ semiocupados se combinan y dan dos orbitales híbridos $sp$ equivalentes, orientados en la misma recta y en sentidos opuestos ($180^\circ$). Cada uno solapa frontalmente con el orbital $3p$ semiocupado de un cloro y forma un enlace $\sigma$.

Lo mismo se deduce con la TRPECV: alrededor del Be hay dos pares enlazantes y ningún par solitario (tipo $\text{AB}_2$). Los dos pares se repelen al máximo a $180^\circ$: geometría lineal, que corresponde a la hibridación $sp$.$$\text{Cl–Be–Cl}\qquad (180^\circ)$$Observa que el Be se queda con solo cuatro electrones a su alrededor: es una excepción a la regla del octeto (octeto incompleto).

b) Polaridad de los enlaces y de la molécula

Enlaces. El cloro es mucho más electronegativo que el berilio ($\chi_\text{Cl} = 3{,}2$ frente a $\chi_\text{Be} = 1{,}6$ en la escala de Pauling). El par de electrones de cada enlace está desplazado hacia el Cl, que queda con una carga parcial negativa, y el Be con una positiva:$$\overset{\delta-}{\text{Cl}}\text{–}\overset{\delta+}{\text{Be}}\text{–}\overset{\delta-}{\text{Cl}}$$Los dos enlaces $\text{Be–Cl}$ son covalentes polares, cada uno con un momento dipolar $\vec\mu$ dirigido hacia el cloro.

Molécula. Al ser lineal y simétrica, los dos momentos dipolares de enlace tienen el mismo módulo, la misma dirección y sentidos opuestos, así que se anulan:$$\vec\mu_\text{total} = \vec\mu_1 + \vec\mu_2 = \vec 0$$La molécula de $\text{BeCl}_2$ es apolar, aunque sus enlaces sean polares.

c) Dos propiedades de las sustancias moleculares covalentes

Las moléculas covalentes se mantienen unidas entre sí por fuerzas intermoleculares débiles (Van der Waals o enlace de hidrógeno), no por enlaces. De ahí:

• Puntos de fusión y de ebullición bajos: basta poca energía para separar unas moléculas de otras, por eso muchas son gases o líquidos a temperatura ambiente (o sólidos blandos que funden con facilidad).
• No conducen la electricidad, ni en estado sólido ni fundidas, porque no tienen iones ni electrones libres.

Otra propiedad característica: las apolares se disuelven bien en disolventes apolares (como el hexano) y mal en agua; las polares, en disolventes polares.

No hay que confundirlas con los sólidos covalentes (diamante, cuarzo), redes de átomos unidos todos por enlaces covalentes, que son durísimos y tienen puntos de fusión altísimos.