Bien, buenas tardes. Vamos a empezar esta segunda sesión, esta segunda
tutoría de la asignatura de Química en el grado en Física. Bien, como
teníamos previsto, vamos a trabajar hoy el tema del enlace químico y todo
lo que lleva consigo el enlace químico. Bien, es cierto que no vamos a
poderlo ver todo porque tiene unas derivaciones muy significativas, como
son las teorías de hibridación, como son la teoría de orbitales
moleculares, pero vamos a empezar en ello. Bien, ¿qué vamos a trabajar
hoy? Pues en un principio, por qué se unen los átomos, vamos a hablar de
distintos tipos de enlace, cómo es el enlace iónico, por qué se forman
las propiedades, el enlace covalente, la teoría de Lewis, las formas
resonantes, el modelo de repulsión de pares de electrones lo veremos de
una forma sencilla, geometría de las moléculas, lo que lleva a este
sistema, la polaridad de los enlaces y la polaridad de las moléculas.
Intentaremos llegar también a la teoría de enlace de valencia y después
tendríamos que ver la hibridación y la teoría de orbitales moleculares
y, evidentemente, de propiedades de los compuestos covalentes. Bien, vamos
a empezar comentando que por qué se unen los átomos, por qué se agrupan
los átomos para formar una molécula, ¿no? Ese es el problema, el quid de
la cuestión. ¿Por qué se forman las moléculas y no existen los átomos
por separado? Pues simplemente porque lo que se forma, porque la molécula
que se forma es más estable que los átomos por separado. Este proceso
lleva consigo un desprendimiento de energía y al llevar consigo un
desprendimiento de energía esto conduce a que sea más estable el producto
como tal que los átomos por separado. Por ello, así en naturaleza existen
moléculas de hidrógeno y moléculas de oxígeno y no los átomos por
separado. Los átomos por separado no existen. ¿De acuerdo? ¿Por qué?
Porque son mucho menos estables que las moléculas en sí. ¿De acuerdo?
Ahora bien, ¿cómo se unen estos átomos para formar las moléculas?
¿Qué electrones intercambian? ¿Por qué intervienen? Porque tenemos que
pensar que siempre en las reacciones químicas intervienen los electrones
de la capa de valencia, los electrones de la última capa, en definitiva.
Entonces, esos son los responsables de la unión de los átomos, de la
formación de moléculas y, a su vez, de que cuando se forma un compuesto
determinado se compartan un número determinado de electrones o bien se
transfieran un número determinado de electrones de una serie. Entonces,
¿cómo se unen estos átomos para formar las moléculas de hidrógeno y
moléculas de oxígeno? covalente, siempre está formado entre no metales,
asumiendo como un no metal también el átomo de hidrógeno. Bueno, si
ponemos aquí este diagrama de energía, donde esta línea nos indica la
distancia entre núcleos. Si nosotros vamos aproximando unos núcleos,
llega un momento en que se estabiliza el sistema y veis aquí que hay un
pozo de energía. Entonces, ese pozo de energía corresponde a lo que se
llama distancia de enlace o distancia de máxima estabilidad, que sería la
distancia a la cual quedarían los dos átomos al formarse una molécula
determinada. ¿De acuerdo? Entonces, esta distancia de enlace requiere o
determina la máxima estabilidad de esa agrupación, de esa molécula y ese
pozo de energía corresponde a lo que se llama el pozo de potencial, le
llamaríamos energía de enlace. Es la energía que se libera cuando los
átomos por separado se unen para formar una molécula. ¿De acuerdo? Y a
su vez, bueno, eso sería una energía negativa, desprendida, pero a su vez
coincide con la energía que habría que comunicar a la molécula para
romper el correspondiente enlace y tener los átomos por separado y
disponer los átomos por separado. ¿De acuerdo? ¿Qué tipos de enlace
vamos a trabajar? Bueno, pues tenemos los enlaces típicos que son entre
átomos o iones de una misma molécula, que son el enlace covalente y el
enlace iónico. Hablaremos que en el enlace iónico no existen propiamente
dicho las moléculas como tales, ¿no? Y después tenemos un enlace
metálico que tiene lugar solo entre metales entre metales, el enlace
metálico, y después unos enlaces que tienen lugar entre distintas
moléculas. Se llaman enlaces intermoleculares. Y ahí estaríamos hablando
del enlace de hidrógeno y las fuerzas de Van der Waals, esencialmente. Y
veremos cómo las fuerzas de Van der Waals se desglosan en otros tipos de
enlaces. Fuerzas de London, fuerzas de interacción dipolo-dipolo, etc.
Bueno, ¿en qué consiste el enlace iónico? El enlace iónico se da
siempre entre un metal que pierde uno o varios electrones y un no metal que
gana uno o varios electrones. Es decir, que los electrones que pierde un
átomo, un elemento metálico, los gana el elemento no metálico, porque
los electrones ni se crean ni se destruyen, se transfieren de un átomo a
otro. Entonces, para formar un compuesto químico, un átomo no pierde dos
electrones es porque hay otro átomo o átomos que ganan dos electrones.
Dependerá de la estequiometría de la reacción, porque puede ser que un
átomo pierda dos electrones y necesitemos dos átomos para que gane cada
uno de ellos un electrón. ¿Eh? Para que gane cada uno de ellos un
electrón. ¿De acuerdo? Bien. Entonces, los átomos, cuando ganan o
pierden electrones, dan lugar a los correspondientes iones. Iones negativos
si gana electrones e iones positivos. Si pierden electrones. Ya vimos en la
primera sesión cómo variaba el tamaño de estos iones con respecto a los
átomos neutros. El ión positivo siempre es más pequeño que el átomo
neutro y el ión negativo siempre es más grande que el átomo neutro.
¿Vale? Estos procesos de ganancia y pérdida de electrones se pueden
llamar también reacciones de ionización. Aquí tenéis el ejemplo del
sodio, del sodio metálico. Que pierde un electrón para dar el ión sodio.
Por una parte. Y el oxígeno no metálico, que ganaría dos electrones para
dar este ión de oxígeno con dos cargas negativas, el ión oxo. Aquí
tendríamos esta relación global de un átomo de oxígeno con dos de sodio
para dar estos iones. Ahora bien, esto en realidad no ocurre porque no
existen los átomos de sodio como tales, sino que es la molécula. Tenemos
que pensar en la molécula, que se ha de disociar, etc. Bueno, ¿por qué
se forman los compuestos iónicos? ¿Qué es lo que hace que el balance
energético sea favorable para que tenga lugar la formación de un
compuesto iónico? ¿Qué es lo que determina la formación de un compuesto
iónico? Bueno, es que la formación de un compuesto iónico viene
determinado esencialmente por su... energía reticular. Esa energía
reticular es la energía que se libera, que se desprende, cuando los
átomos, perdón, cuando los iones correspondientes en estado gaseoso pasan
a formar parte de la red cristalina tridimensional en estado sólido.
Repito, es la energía que se libera cuando los iones en estado gaseoso
no... a formar parte de una red cristalina sólida, una red cristalina
sólida, no tridimensional. ¿Vale? Entonces ahí, en ese proceso, se
libera una cantidad significativa de energía. Y es lo que hace que el
proceso global de formación del compuesto iónico, a partir de los átomos
que lo constituyen, sea un proceso favorable energéticamente. ¿Vale?
Esta, normalmente, vemos aquí incremento de HRED o U. Normalmente se
utiliza más la energía reticular, U. La energía reticular, que sería U.
Bien, esta energía reticular siempre es negativa. Siempre es negativa. ¿Y
de qué depende? ¿De qué depende? Bueno, el que un compuesto iónico
tenga mayor o menor energía reticular. Digo esto porque a mayor energía
reticular, mayor será el carácter iónico de un compuesto, mayor sería
el punto de fusión y de ebullición, ¿no? Mayor serían esas propiedades
iónicas, la dureza, etc. ¿De acuerdo? Entonces, ¿esa energía reticular
se puede determinar experimentalmente? Pues no. Para determinarla nosotros
nos basamos en la ley de Hess. Una ley de Hess que todavía no hemos visto.
Eso lo vemos en el tema de termoquímica. En el tema de termoquímica lo
veremos, ¿eh? La ley de Hess, ¿eh? Y lo que sí, de alguna manera, os
sugiero, os recomiendo, ¿eh? Es que consideremos el balance energético
que nos permite a nosotros determinar esta energía reticular. Fijaos. Lo
primero de todo, antes de hablar de ese balance energético, permitidme que
os comente que ese... Esa energía reticular... U, ¿no? Es proporcional a
la carga de los iones. Cuanto mayor sea la carga de los iones, mayor es la
energía reticular. Mayor es la energía reticular. Así, por lo tanto, el
óxido de calcio, en comparación con el cloruro de sodio, tendrá mayor
energía reticular que el segundo. ¿Por qué? Porque cada ión tiene carga
2, mientras que el ión sodio y el ión cloro solo tienen carga 1, ¿vale?
Pero es que además la energía reticular es inversamente proporcional a la
distancia interatómica, al tamaño de los iones, al tamaño de los iones.
¿Eso qué quiere decir? Que cuanto más pequeño sean los iones, mayor
será la energía reticular en valor absoluto. ¿Eh? Mayor será la
energía reticular en valor absoluto. Será más negativa. ¿Eh? Será más
negativa. ¿Vale? Entonces, aquí que tenemos el ejemplo, no de iones con
la misma carga pero distinto tamaño, como es el cloruro de sodio y el
cloruro de sodio, el cloruro de sodio, como el ión potasio es más grande
que el ión sodio y el ión bromuro es más grande que el ión cloruro, eso
quiere decir que el cloruro de sodio va a tener una mayor energía
reticular en valor absoluto que el bromuro de potasio. Y eso nos va a
llevar a que tenga un mayor carácter iónico, a que tenga un mayor punto
de fusión y de ebullición, el cloruro de sodio, ¿eh? Con respecto al
bromuro de potasio, en un principio, así como la dureza, ¿eh? ¿Vale?
Bien. Entonces, fijémonos que ese carácter iónico va a venir acentuado
con la carga, ¿no? Proporcionada a la carga e inversamente proporcional al
tamaño, al tamaño de los iones. Pero como os decía, la determinación de
esta energía reticular, ¿no? ¿No? Vosotros... Aquí la tenemos, ¿no?
Fijaos cómo es el paso del ión sodio, el ión cloruro, ¿no? En estado
gaseoso que pasa a formar parte de una red cristalina tridimensional. Una
red cristalina tridimensional. ¿Vale? Una red cristalina tridimensional.
¿De acuerdo? Entonces, ¿qué tenemos aquí? ¿Cómo es el balance
energético? Bueno, es que nosotros el balance energético tendremos que
pensar que para que se forme el cloruro de sodio a partir del sodio metal y
el clorogás, ¿no? Tiene que ocurrir energéticamente una serie de
procesos elementales. ¿Cuáles son esos procesos? Uno, que el sodio
sólido se sublime y pase a sólido gas. Y se necesitará una energía
positiva, que es la entalpía de sólidos. Sublimación. Cuando hablamos
del término entalpía, quiere decir el calor intercambiado a presión
constante. El calor intercambiado a presión constante. Es algo que hay que
aportar energía, ¿no? Al sodio para que pase de estado sólido a estado
gaseoso. Bien. Después tenemos la disociación de la molécula de cloro.
Es que si queremos tener el átomo de cloro en forma iónica, primero hay
que romper la molécula. Y eso supone aplicar una energía igual a la
energía. La energía de enlace, que en este caso es la energía de
disociación, para romper la molécula. Y en concreto, como rompemos, ojo,
media molécula de cloro, ¿no? Eso nos generará que tenemos que utilizar
la mitad del calor de disociación o de la energía de enlace. ¿Eh?
Tenéis aquí el valor, esos 121 kilojulios. El siguiente proceso, ¿qué
sería? Pues habrá que ionizar sendos átomos. Perdón. El metal, el
sodio, lo que tiene que hacer es perder un electrón y dar lugar a un ión
positivo. Tiene que dar lugar a un ión positivo, que es el ión sodio. El
ión sodio, ¿vale? Tiene que dar un ión positivo, el ión sodio.
Entonces, entonces, ¿no? Hay que tener bien claro, ¿no? Hay que tener
bien claro que el proceso de pérdida de un electrón, de un metal, es un
proceso endotérmico también. Se necesita una energía. Por eso el
incremento de H es más 495,4 kilojulios. Es otro proceso que es
desfavorable para nuestro sistema. Hay que aportar una energía
determinada. ¿De acuerdo? ¿Y cuál va a ser el único que va a ser
favorable para nosotros? Evidentemente, pues va a ser la afinidad
electrónica. La energía que se desprende. Cuando un átomo en estado
gaseoso gana un electrón. Y aquí lo tenemos. Este de aquí sería nuestro
proceso, ¿no? Nuestro proceso exotérmico. El único proceso que es
favorable a nosotros. Que es favorable. Que sería este proceso, ¿vale?
Entonces, este incremento de H de la reacción o deformación del crudo de
sodio. Voy a escribir ahora aquí. Este incremento de H de la reacción
sería el incremento de H de sublimación más un medio, el incremento de H
de disociación más la afinidad electrónica. Bueno, incremento, ¿no? De
H. Bueno, lo voy a escribir igual que tenemos aquí. Así no tendremos
problemas. Más incremento de H de la afinidad electrónica, pero ojo, con
un medio porque es media molécula. Más incremento de H de la energía de
ionización, más la energía reticular. Fijaos, de todos estos datos que
tenemos aquí, nosotros podemos tenerlos experimentalmente, el incremento
de H, el incremento de S, el incremento de S de sublimación, de
disociación, de afinidad electrónica, de energía de ionización. Y
podemos despejar la energía reticular, y podemos despejar la energía
reticular. A ver, es lo que tenemos en esta pantalla, ¿lo veis? Aquí
tenemos todos los procesos y despejando, podemos despejar la energía
reticular, la U o incremento de H red. ¿Qué sería? Sería el incremento
de H de formación menos, ¿no?, todos esos sumandos que hemos considerado.
¿Y qué nos sale? Pues este valor negativo de menos 786,8 kilojulios.
Kilojulios por mol, ¿no? Por mol de cloruro de sodio formado. Es decir, y
recordemos que esta energía reticular sería la energía que se libera
cuando los iones en estado gaseoso pasan a formar parte de una red
cristalina. Pasan a formar parte de una red cristalina. Bueno, ¿cómo es
esta estructura cristalina? Bueno, los iones, estos compuestos iónicos, se
ordenan regularmente en el espacio de la manera más compacta posible. Y
esa estructura o red cristalina que da lugar depende del tamaño relativo
de los iones y también depende de la carga de cada uno de ellos. De manera
que cada ión se rodea de iones de signo contrario, dando lugar a celdas o
unidades que se repiten en las tres direcciones del espacio. ¿Vale? Eso es
importante que lo tengamos en consideración. Cada ión se rodea de iones
de signo contrario, dando lugar a celdas o unidades que se van repitiendo
periódicamente. ¿Vale? ¿Qué es eso del índice de coordinación? Pues
es el número de iones de signo contrario que rodea un ión dado. Ión, el
crudo de sodio. Uno tiene índice de coordinación 6. ¿Qué quiere decir?
Que un ión está rodeado de 6 iones de signo contrario. Cuanto mayor es un
ión con respecto al otro, es decir, cuanto mayor es la relación de
tamaños, entre los iones, cuanto mayor es esa relación de tamaño de los
iones, mayor es el índice de coordinación, mayor es el número de iones
que se rodea uno dado. ¿De acuerdo? Vamos a ver cuáles son los
principales tipos de estructura cristalina. Pues el crudo de sodio
cristaliza en un sistema cúbico centrado en las caras, para ambos iones,
índice de coordinación 6. Bien, excepto que esto para vosotros lo vamos a
pasar muy por encima, porque también el manual trata muy poquito. Después
tenemos el crudo de cesio, que es cúbica, con índice de coordinación 8.
Fijaos aquí en la pantalla. Y después tenemos también el fluoruro de
calcio, que es cúbica centrada en las caras. Un índice de coordinación 4
para el ión fluoruro. Y de 8 para ir a un calcio. ¿Y por qué de 8 para
ir a un calcio y 4 para el fluoruro? Porque el calcio tiene carga 2 y el
fluoruro tiene carga 1. Eso quiere decir que para que se mantenga la
electroneutralidad, cada día un fluoruro nos va a rodear, ¿no? En un
principio en la estructura de 4, pero cada día un calcio será de 8, el
doble, para que se mantenga la electroneutralidad, porque cada día un
fluoruro tiene una carga, mientras que el ión calcio tiene dos cargas.
Bueno, ya hemos dicho que la estructura depende del tamaño de los iones,
del valor de las cargas, ¿no? Porque en definitiva el ión tiene que ser
neutro. El compuesto iónico ha de ser neutro, el ión nunca va a ser
neutro. Tendremos un ión positivo y un ión negativo, ¿de acuerdo? Tengo
que recalcaros, yo creo que es una cosa que es importante, voy a volver a
la página anterior, el hecho de que cuando nosotros tenemos la fórmula de
un compuesto iónico, el fluoruro de calcio, por ejemplo, ¿no? Si queréis
un óxido, el óxido de aluminio, ¿no? Entonces son compuestos iónicos,
¿de acuerdo? Ojo, cuando nosotros escribimos esta fórmula, tenemos que
darnos cuenta de que no existe la molécula de NaCl, de CaF2 ni Al2O3. Esta
fórmula de un compuesto iónico, lo que el significado químico que tiene
es la relación en la que se encuentran los iones en la red cristalina. La
relación en la que se encuentran los iones en la red cristalina. Cuando
ponemos NaCl, quiere decir que por cada ión sodio tengo un ión cloruro en
la red cristalina. En el caso del CaF2, quiere decir que por cada ión
calcio tengo dos iones cloruros. Lógico, para que se mantenga la
electroneutralidad. ¿Por qué? Porque el ión cloruro tiene carga
negativa, una única carga negativa, y el calcio, el ión calcio, dos. Y en
el caso del óxido de aluminio, ojo, aluminio tres más, más el oxo, me
estoy saliendo fuera. Voy a escribir aquí abajo 3D o dos menos ión.
Bueno, ¿de acuerdo? Entonces, eso es importante que lo tengáis presente.
Propiedades de los compostos iónicos. Tienen puntos de fusión y
ebullición elevados. Y son tantos más elevados. Cuanto mayor es la
energía reticular. ¿De acuerdo? Ya que para fundirlos, no, es necesario
romper la estructura cristalina. Es necesario romper, no, esos enlaces,
esos enlaces, esas interacciones, esas atracciones electrostáticas, entre
iones de distinto signo. Entre iones de distinto signo. ¿Vale? ¿Sabe
qué? Son compostos. Son compostos que son sólidos a temperatura ambiente,
en puntos de fusión muy elevados, ¿eh? Tienen una gran dureza. ¿Por
qué? Porque tienen una red cristalina muy compacta, con unas fuerzas
electrostáticas muy significativas. Son solubles en disolventes polares
como el agua, el etanol, ¿eh? Pero son insolubles en disolventes apolares,
como puede ser el benzeno o el tolueno. Es decir, el agua... Es un
disolvente polar, ¿no? Y el benzeno, que es C6H6, es A polar, por ejemplo.
¿Eh? A polar. ¿De acuerdo? Bueno, aquí veríais el efecto de cómo se
disuelve, ¿no? Un cristal iónico con un disolvente polar. Lo que hace es
que se solvata los iones, positivos o negativos, se solvatan, ¿no? Un ión
negativo, ¿no? Con las moléculas de agua, por ejemplo. ¿Vale? Y un ión
positivo. Aquí sí, con la parte negativa de la molécula de agua. ¿Vale?
Y lo que hace es que se solvata y esto le da una estabilidad muy
significativa porque hay un calor de disolución que es un proceso
exotérmico. Y energéticamente es un proceso favorable. Es un proceso
favorable energéticamente. También la franjez. Es el... Los compuestos
iónicos son frágiles. ¿Por qué? Porque por una presión en la red
cristalina podemos desplazar los iones de su posición y como aquí se ha
señalado, ¿no? Estos iones podemos desplazarlos y poner enfrente iones
negativos con iones negativos. Iones positivos con iones positivos. Y
entonces eso genera una repulsión electrostática. ¿Eh? Y hace que se
rompa. Que se rompa el cristal. Bueno, vamos a pasar ahora ya a los
compuestos covalentes. Hemos recalcado que los compuestos iónicos son
aquellos que tienen lugar entre metales y no metales. El hidrógeno aquí
con los compuestos iónicos actuaría como no metal. Cuando se combina el
hidrógeno con un metal, el hidrógeno de sodio, el hidrógeno de potasio,
el hidrógeno gana un electrón, queda cargado negativamente. ¿De acuerdo?
Y el hidrógeno ahí lo que hace es, aquí lo tenéis, NAH, ¿no? Esto
sería el ión sodio y el ión hidruro negativo, un ión negativo. Muy
bien, vamos a hablar ahora del enlace covalente. ¿Por qué se forma el
enlace covalente? Pues lo hemos comentado ya antes previamente. Es decir,
porque la unión de dos átomos compartiéndose en electrones, eso es más
estable que los átomos por separado. Esa mayor estabilidad fundamenta y
justifica la formación de un compuesto covalente, de un enlace covalente.
Es decir, lleva consigo una liberación de energía, un desprendimiento de
energía. ¿Vale? Podríamos definir la energía de enlace, aunque antes ya
lo hemos comentado, como la energía necesaria para romper un mol, ¿no? De
un determinado enlace. ¿Eh? De un mol de un determinado enlace. Es decir,
la energía de enlace de la molécula de hidrógeno, ¿no? Sería la
energía necesaria para romper este enlace de la molécula de hidrógeno.
¿De acuerdo? La energía de enlace de la molécula de oxígeno sería la
energía necesaria para romper este doble enlace oxígeno-oxígeno. Claro,
esto es la energía de enlace, ¿no? Pero es una energía positiva porque
hay una energía que hay que aportar. Pero también podemos pensar que
cuando se forma ese enlace, se libera energía, ¿no? Y es la energía que
se libera cuando los átomos por separado se unen para formar una molécula
determinada. ¿No? Tienes aquí el ejemplo de esa energía de la molécula
de hidrógeno, que se precisan 436 kJ para liberarlo, ¿no? Para romper la
molécula. Ya lo hemos comentado antes que la distancia a la cual es más
estable una molécula es lo que se llama la distancia de enlace, ¿no? ¿De
acuerdo? Bien, ahora bien, ¿cómo se representan las moléculas con enlace
covalente? ¿Cómo es esta representación de las moléculas con enlace
covalente? Bueno, pues se realiza mediante la teoría de Lewis. La teoría
de Lewis que se basa en una serie de hipótesis, ¿de acuerdo? ¿Qué
hipótesis? Bueno, pues que los átomos, ¿no? Para conseguir 8 electrones
en su última capa, comparten tantos electrones como le faltan para
completar esa capa. Regla del octete. Es decir, que si tengo 7 electrones
en la última capa, compartiré 1 para completarla con 8. Si tengo 6,
comparto. Compartiré 2. Si tengo 5, compartiré 3. Si tengo 4, compartiré
4. Y pararé de contar. Porque ya, si tengo menos, ¿no? Si tengo 3 solo,
ya no voy a compartir. Normalmente hay excepciones, después lo veremos.
Cada pareja de electrones compartidos formaría un enlace, ¿vale? Y se
pueden formar enlaces sencillos, enlaces dobles o triples con el mismo
átomo, ¿vale? Bueno, pues si os parece voy a cambiar ahora un poquito la
pizarra y vamos a ver algunos ejemplos. Bien, bueno, es que el oxígeno, ya
sabéis que pertenece al grupo 6 y tiene un doble enlace. El nitrógeno
tiene 5 electrones en la última capa, ¿vale? Si tiene 5 electrones en la
última capa, compartiría 3. De manera que la molécula de nitrógeno
tiene un triple enlace, ¿no? Un triple enlace, ¿no? Bien, pero no todas
las moléculas son diatómicas y formadas por átomos idénticos.
Podríamos pensar en la molécula de HF, de flúor de hidrógeno. El
hidrógeno y el flúor, ¿no? El flúor tiene 7 electrones. El hidrógeno
tiene 7 electrones en la última capa, ¿vale? Y por lo tanto compartirá 1
para tener 8 electrones, ¿de acuerdo? Pero ojo, el hidrógeno es una
excepción. El hidrógeno es una excepción y no está rodeado de 8 sino
solo de 2 electrones, ¿vale? Podemos encontrarnos con moléculas con mayor
número de átomos, evidentemente. Tenemos el agua, por ejemplo, ¿no? El
oxígeno tiene 6. El hidrógeno tiene... Tiene 1 y, por lo tanto, ¿no?
Tendríamos aquí estos dos enlaces sencillos y tendríamos la molécula de
agua que es una molécula angular. Después hablaremos de este tema porque,
ojo, es importante que tengamos claro que la teoría de Lewis sólo nos
justifica los enlaces, enlaces sencillos, enlaces dobles, no la formación
de moléculas, pero en ningún caso la teoría de Lewis, en ningún caso la
teoría de Lewis nos justifica la geometría de las moléculas. La
geometría de las moléculas no queda justificada mediante la teoría de
Lewis. Tenemos más ejemplos que podemos incluir, por ejemplo, de alguna
molécula orgánica que teníamos ahí. Si estamos pensando en el
acetileno, ¿no?, que es el C2H2, es el acetileno, el acetileno sería...
el C2H2, ¿de acuerdo? Entonces, el carbono sabemos que tiene tres, cuatro
electrones en la última capa, el hidrógeno uno, ¿no?, otro carbono
igual, que está saliendo fuera de los límites, ¿eh? Y entonces, ¿qué
ocurre? Que se nos formaría un triple enlace, de manera que la molécula
de acetileno, tendría esta característica, ¿eh?, ¿de acuerdo? Veamos,
por ejemplo, otra molécula orgánica C2H4. El carbono, recordemos, tiene
cuatro y el hidrógeno, sabemos que tiene uno. El hidrógeno tiene uno,
¿vale? Y aquí tendríamos el doble enlace, ¿de acuerdo? Entonces, la
molécula de eteno o de etileno, tenemos un doble enlace y enlace sencillo
con cada hidrógeno. Si yo la pinte de esta manera, plana triangular, lo
justificaremos en otro momento, ¿de acuerdo? ¿De acuerdo? Venga. Vamos a
volver. Bueno, también me gustaría, pero permíteme que os ponga ahora
algún ejemplo más, que no cumple la regla del octeto, ¿eh? Porque no
solo es el hidrógeno que está rodeado de dos. Por ejemplo, todos los
compuestos de berilio, todos los compuestos de berilio, por ejemplo, BCl2,
pensad que el berilio tiene dos electrones en la última capa, ¿eh? Tiene
dos electrones en la última capa. Después veremos cómo forman los
enlaces, ¿no? Y el cloro tiene siete. Aquí tendríamos este enlace. Y
fijaos como el berilio, el berilio está rodeado solo de dos electrones.
Está rodeado solo de dos electrones. ¿De acuerdo? Es una molécula
lineal, la justificaremos en su momento, ¿vale? Si queréis, después
también tenemos el caso del boro, ¿no?, que tampoco cumple la regla del
octeto. Está rodeado de seis electrones, el boro. El boro tiene en su
última capa, es la familia del boro, boro, aluminio, galio, indio, italio,
¿vale? La familia de los térreos. Entonces, el boro tiene tres electrones
en la última capa, ¿no? Y tendremos esta estructura. Ya justificaremos
porque es plana triangular, pero está rodeado de seis, es otra excepción,
¿vale? Bien, vamos a volver al documento de antes. Aquí estábamos, aquí
tenéis otros ejemplos. ¿No? También está la molécula de sulfúrico,
puedes intentarlo hacer. Pensa que el azufre ya está rodeado de 6
electrones, ya tiene 6 electrones en la última capa. Bueno, aquí tenemos
algunos ejemplos que estábamos comentando que no cumplen la regla del
octeto, ¿no?, del octete. Y moléculas donde están incluso rodeados de
más, de 10 y de 12 electrones. Eso, ¿cuándo puede ocurrir? Cuando
tenemos orbitales de próximos de energía que pueden utilizarse para
ampliar el estado de oxidación o valencia de un metal, de un elemento
metálico, ¿vale? De un elemento metálico o no metálico, ¿eh?,
¿correcto? Esencialmente no metálico porque estamos en el enlace
covalente, pero también podría ocurrir en los metálicos, porque los
metales de transición son aquellos que tienen los orbitales
descentralizados. Semillenos. Pero los no metales, a partir del tercer
periodo, tienen orbitales de ocupados o próximos de energía también. La
resonancia. Bueno, a veces ocurre que cuando queremos representar una
molécula con la forma de Lewis, la representación no es única. ¿Eh?
Puede ser diferente, ¿no? Y entonces cada una de esas representaciones le
llamamos formas resonantes. A veces esas formas resonantes son todas
equivalentes. Y tienen la misma contribución. Y otras veces no. Por
ejemplo, si estamos hablando del ácido carbónico, del carbonato en
concreto, vamos a... voy a cambiar ahora otra vez, perdonad, y me pondré
en la pizarra. Bueno, es que el ión carbonato proviene del ácido
carbónico, ¿vale? Proviene del ácido carbónico, el ión carbonato.
¿Vale? Si hago Lewis, ojo, tiene cuatro, aquí con un, son tres oxígenos,
¿eh? Un momentito, por favor. Aquí, a ver, bueno, tenemos aquí, bueno,
vamos allá, aquí tendríamos los puntitos del oxígeno, un momentito, por
favor, a ver, vamos a ver cómo queda esto, ¿eh? De hecho aquí se
formaría un doble enlace, después tendríamos el carbono que le queda
aquí un electrón con otro electrón de otro oxígeno y este a su vez con
otro que se une a un hidrógeno, e igual aquí, ¿vale? Eso sería el
ácido carbónico, vemos un enlace doble, perdonad. Esto formaría ángulos
de enlace de 120 grados. Pintamos un poco más grande y nos quedará mejor.
¿De acuerdo? Bueno, ahí estamos. ¿Qué pasa cuando se ioniza? Bueno,
entonces, ojo, el oxígeno se queda con el par de electrones y queda
cargado negativamente. Y queda cargado negativamente. Y tendríamos esta
estructura. Pero no hay nada que nos diga que es el carbono de arriba el
que tiene el doble enlace. Podría ser el de la derecha o el de la
izquierda. ¿Vale? Y tenemos aquí tres formas resonantes equivalentes.
¿Vale? Y las tres formas son equivalentes porque, y ahí lo tenéis en la
diapositiva anterior... Se ha demostrado que las tres distancias de enlaces
son idénticas, lo cual quiere decir que contribuyen por igual a la
estructura de este ión. Si alguna de esas formas resonantes fuese más
estable que otra, tendría una mayor contribución o mayor peso
específico, como queramos llamarlo. Vamos a continuar. Bueno, esto ya lo
hemos dicho, lo hemos comentado, vamos a seguir adelante. Es como si cada
átomo tuviese un tercio de doble enlace, ¿no? Bueno, está repartido,
¿no? Pensad que hay dos cargas negativas y lo que te está diciendo es que
cada átomo de oxígeno contribuye en esa carga negativa, pues dos terceras
partes. Si hay tres átomos, las dos terceras partes de esa carga negativa,
¿no? Bueno, aquí tendríamos que escribir las formas resonantes del
ácido nítrico, ¿no? ¿No? Ojo, el ácido nítrico es el HNO3, ¿no?
Aquí lo tenéis escrito con una forma con separación de cargas. Pensad
que el nitrógeno tiene cinco electrones, ¿eh? Cinco electrones, la
última capa. Genera un doble enlace y un enlace sencillo. Y aquí
tendríamos pues esta posibilidad de movimiento. Movimiento de electrones y
tenéis estas... Estas distintas formas resonantes, ¿no? En concreto son
dos formas resonantes, porque tenemos dos oxígenos equivalentes. Y lo
representa también de esta manera, ¿no? Poniendo aquí esta
deslocalización de estos electrones. Esta deslocalización de estos
electrones. Si hablamos ahora un poco del modelo de repulsión de pares de
electrones, esto es interesante porque nos justifica la geometría
molecular. Vamos a pasar un poco por encima, porque también en el libro de
texto esto prácticamente ni lo trata. Pero nos va a ayudar para después
entender la hibridación. Nos va a ayudar para entender la hibridación.
Que eso sí que lo trabaja con más detenimiento. Entonces, permitidme que
lo hablemos un poquito, ¿no? Y veamos un poquito lo que nos lleva consigo.
Bueno, hay que pensar que los enlaces covalentes, ¿no? Tienen una
dirección determinada. Son enlaces dirigidos. Y que les corresponde una
distancia de enlace, unos ángulos de enlace, ¿no? Y todo ello se puede
medir por unas técnicas de difracción de rayos X. Ahora bien, ¿cómo es
la geometría de una molécula? Pues la geometría de una molécula, según
este modelo, la teoría de repulsión, lo voy a poner aquí, teoría de
repulsión, de pares, de electrones, de la capa de valencia, ¿no? Todas
estas siglas, si queréis, ¿no? Se fundamenta en que la geometría viene
dada por la repulsión de los pares de electrones del átomo central. Es
decir, los pares de electrones que tiene el átomo central tendrán una
distribución geométrica... tal que la repulsión sea mínima, la
repulsión sea mínima, ¿de acuerdo? De manera que si tenemos un átomo
que está unido a otros dos, ¿cuándo es la repulsión mínima? Cuando es
lineal. Cuando tenemos un átomo que está unido a tres, sin pares de
electrones, la repulsión es mínima cuando forma ángulos de 120 grados,
¿de acuerdo? Es decir, cuando esos pares de electrones se sitúan lo más
alejados posible, ¿vale? Para tratar de la geometría, podemos considerar
si el átomo central solo tiene pares de electrones de enlace, ¿no? En
este caso puede tener un enlace sencillo, puede tener un enlace doble,
puede tener un enlace triple, ¿no? Puede ser que el átomo central tenga
pares de electrones sin compartir, ¿no? Podemos tener, de alguna manera,
que el átomo central tiene un doble enlace, ¿no? Tenemos distintas
opciones. Y los vamos a ir viendo, ¿eh? Ahora, si os parece. Vamos a ver,
y perdonad. El ejemplo de cuando el átomo solo tiene pares de electrones
compartidos. Pares de electrones compartidos. No tiene pares de electrones
sin compartir. Aquí tenéis tres ejemplos típicos. Uno con el berilio,
uno con el boro y otro con el carbono. El primero tiene dos pares de
electrones compartidos. Y entonces la teoría es que el átomo central
tiene dos pares de electrones compartidos. Y la teoría de repulsión de
pares de electrones en la capa de valencia nos dice que los ángulos de
enlace es de 180 grados. Es una molécula lineal. El berilio, ¿no? Con
tres de cloro, tiene tres pares de electrones que se comparten. Pues esta
teoría nos dice que los ángulos de enlace son de 120 grados. Los ángulos
de enlace van a ser de 120 grados para que la repulsión sea mínima. Y en
el caso del metano, CH4, que tiene cuatro pares de electrones, ¿no?,
compartidos en este caso con el hidrógeno, para que esta repulsión sea
mínima, estos enlaces tienen que ir dirigidos hacia los vértices de un
tetraedro. Tienen que ir dirigidos hacia los vértices de un tetraedro
formando ángulos de enlace de 109 grados. Esto sería el carbono, esto
sería el hidrógeno, el hidrógeno, el hidrógeno y el hidrógeno. ¿Vale?
Entonces esto va un poco hacia afuera, hacia afuera, hacia arriba y un
poquito hacia atrás. ¿Vale? Ángulos de enlace de 109 grados. ¿De
acuerdo? Puede ser que el átomo central, ¿no?, tenga dos dobles enlaces.
O un enlace triple. En estos casos nos podemos encontrar, en el caso de la
molécula de acetileno o la molécula de CO2. Casi mejor que lo voy a
representar, ¿no? En este caso, por ejemplo, la molécula de CO2. La
molécula de CO2, el carbono, recordad que tiene cuatro electrones en la
última capa, el oxígeno tiene seis y la molécula... Es lineal, ¿eh? Por
la teoría de la repulsión de pares de electrones. ¿Por qué? Porque de
esta manera la repulsión es mínima. Igual ocurre con la molécula de
acetileno. La molécula de acetileno es H, C, triple enlace H, C2H2. Eso
sería la molécula de acetileno, etino. Molecula también lineal, ¿vale?
Eso es una esencia, aparte del ejemplo que ya pusimos del berilio, que era
lineal siempre. Que tenemos un triple enlace o dos dobles enlaces, tenemos
molécula lineal. Por ejemplo, otro ejemplo es la molécula de ácido
cianídrico. Es otra molécula lineal, un triple enlace del carbono. ¿De
acuerdo? Bien. Vamos a seguir. El ácido. El átomo central tiene pares de
electrones sin compartir. ¿Qué pasa cuando el átomo central tiene pares
de electrones sin compartir? ¿No? Puede ser uno, dos o tres. ¿Vale? Vamos
también a representarlo. Claro, esto viene del ejemplo del metano. CH4 es
el metano. NH3 es el amoníaco. H2O es la molécula de agua. Pero también
todos los hidrógenos de la misma familia. ¿Vale? Tienen la misma
estructura, igual con la familia del carbono, con los no metales. ¿Qué
pasa cuando tenemos tres pares de electrones compartidos y uno sin
compartir? Pues una estructura piramidal. ¿Y cuando tenemos dos pares de
electrones compartidos y dos sin compartir? ¿Cómo es el agua? Una
estructura angular, una geometría angular. ¿De acuerdo? Angular. Bien,
vamos a volver. ¿Qué pasa cuando el átomo central tiene un doble enlace?
Bueno, pues lo hemos dicho antes, también es una estructura plana
triangular. Ángulos de enlace aproximados de 120 grados. Voy a tener que
escribir aquí más abajo, ¿no? Eso sería la molécula de eteno. O
etileno. ¿Vale? Eteno o etileno. Ángulos de enlace de 120 grados. ¿Vale?
Tenemos dos pares de electrones compartidos con carbono y dos pares de
electrones compartidos con hidrógeno. ¿Eh? Plana triangular cuando
tenemos un carbono con doble enlace. Bueno, aquí tenéis unos ejercicios,
¿no? Unos comentarios que yo os aconsejo que luego veáis. Aquí tenéis,
¿no? Y permitidme para finalizar que hable un poco de la polaridad de las
moléculas. Las moléculas tienen enlaces covalentes polares cuando tenemos
átomos de distinta electronegatividad. Una molécula con enlace covalente
polar tendríamos, estaría formado, por ejemplo, hidrógeno y cloro. Son
moléculas heteronucleares. El cloro es más electronegativo que el
hidrógeno y atrae con más fuerza al par o pares de electrones que
comparte. Por lo tanto, en este caso, al atraer con más fuerza al par o
pares de electrones que comparte se genera un dipolo, ¿no? Y un momento
dipolar. Un momento dipolar que es proporcional a la carga residual de cada
átomo y a la distancia interatómica. Cuanto mayor sea esa carga residual
y cuanto mayor sea esa distancia interatómica, mayor es el momento
dipolar, mayor es la polaridad. ¿Vale? Es un vector, ese momento dipolar,
que siempre va, es un vector que va dirigido siempre, en la línea del
enlace, ¿no? Va dirigido siempre del átomo menos electronegativo al
átomo más electronegativo. ¿No? Al átomo menos electronegativo al
átomo más electronegativo. ¿Sí? Bien. Podemos hablar de moléculas
polares, que son las moléculas heteronucleares, como el clorhidrógeno,
las moléculas angulares, las moléculas piramidales. Estos son moléculas,
son moléculas polares. Son moléculas polares. Después están las
moléculas apolares, las moléculas apolares son las moléculas diatómicas
homonucleares, como la molécula de hidrógeno de cloro o aquellas otras
que por su geometría hace que sean apolares, que sean apolares y con esto
me vais a permitir que también, bueno veamos aquí este ejemplo ¿no? Veis
la molécula de CO2, es un enlace covalente polar, esto sí, claro que sí,
tenemos un enlace covalente polar, ¿por qué? Porque resulta que el
oxígeno es más electronegativo que el carbono y tendríamos dos enlaces
covalente polares y aquí lo mismo, tendríamos el flúor es más
electronegativo que el boro y tendríamos tres enlaces covalente polares. Y
los momentos dipolares. Y los momentos dipolares vendrían dados por estas
flechitas que os he dibujado, estas flechitas tendrían que ser iguales
¿eh? y aquí no lo parece que sean iguales al menos ¿vale? Y entonces
¿qué podemos decir? Que el momento dipolar total es cero del CO2, este
también es cero, del metano también es cero porque la suma de cuatro
vectores que forman 109 grados es cero. ¿Y del agua? El agua ya no es cero
porque la suma de estos dos vectores no es cero, es un vector. Que va
dirigido hacia arriba, igual pasa en el caso del amoníaco ¿no? que tiene
momento dipolar distinto de cero, que tiene momento dipolar distinto de
cero, el amoníaco. Aquí tenéis unos ejemplos que os recomiendo que
hagáis. Cómo podéis mirar la polaridad de un enlace en función de la
diferencia de electronegatividad. Ya lo hemos dicho, ¿no? Que cuanto mayor
sea la diferencia de electronegatividad, mayor será la polaridad del
enlace. Bueno, pues hasta aquí hemos llegado. Creo que es un buen momento
para parar, ¿no? Y permitidme que antes de cerrar, que os abra un archivo.
Ay, perdonad, que no quería que esto avanzase. La teoría del enlace de
Valencia lo vemos el próximo día. Aquí hay unos ejercicios que podéis
empezar a hacer. Actividades, enlace químico, ¿no? Aquí tenéis un
ejemplo de aplicar el ciclo de von Haber para compuesto iónico. Estructura
de Lewis, de Letino, etc. Tenéis cosas más sencillas, más complicadas.
Algunas cosas no hemos visto todavía la hibridación, por ejemplo. En este
caso no la hemos visto. Tenemos que verla. Pero estas afirmaciones sí. De
formación de tipo de enlace, ¿no? Si es covalente, iónico, etc. Os puede
servir para practicar. Tenéis la solución también, ¿no? Yo creo que
también eso es útil para vosotros, ¿eh? Para vosotros. ¿De acuerdo?
Bueno. Bueno, pues hasta aquí hemos llegado hoy. Muchas gracias. Estamos
en contacto.