Bien, buenas tardes. Vamos a empezar esta segunda sesión de la asignatura
de Fundamentos Químicos de la Ingeniería. Y hoy vamos a trabajar enlace
químico. No sin antes recordar que en la primera sesión, al final de la
clase, estuvimos comentando que os había incluido algunos ejercicios,
algunas cuestiones que me habían aparecido en algunos exámenes sobre la
tabla periódica, algo sobre el enlace químico, que lo tenéis aquí y que
está resuelto y que os invito a que lo solváis. Después, si al final
tenemos tiempo, también lo comentamos un poquito, aunque también os
enseñaré otro archivo de actividades del enlace químico. Bueno, pues el
equipo docente nos indica que tenemos que trabajar los epígrafes del libro
2.1, 2.2, 2.3 y 2.4, enlace químico, teoría de Lewis, enlace iónico,
coherente y metálico. Entonces, vamos a ir trabajando durante esta sesión
estos puntos. Estos apartados, ¿no? Y vamos a ir comentando con la
siguiente presentación. ¿De acuerdo? Bien, este es un poquito el índice.
Empezaremos por qué se unen los átomos. Bueno, los átomos, las
moléculas, los iones se unen entre sí ¿por qué? Porque el contenido
energético de la entidad, de la especie química que forman es más
estable que el de los átomos, de las moléculas o de los iones por
separado. Todo es una cuestión de estabilidad, es decir, lo que nosotros
formamos, ¿no? con ese enlace químico es más estable que los átomos,
los iones o las moléculas por separado. ¿Quién interviene en la
formación? Los electrones más externos, también llamados electrones de
valencia, que son los responsables de estas uniones, del enlace iónico,
del enlace covalente, etc. Que establecen los compuestos que se forman y
también la geometría de los mismos. Si nosotros vamos aproximando dos
átomos, tiene lugar un mínimo de energía y ese mínimo de energía
corresponde a una distancia que es lo que se llama distancia de enlace. Y
ese pozo de energía que aquí veis es la energía de enlace. Cuanto más
profundo sea este pozo, más estable es la molécula. Y el punto de
intersección con el eje nos daría... Vamos a empezar con los enlaces
iónico-covalente, que son enlaces intramoleculares entre distintas
moléculas, perdón, en las mismas moléculas, y después veremos también
el enlace metálico, y después también el enlace de fuerzas de Van der
Waals, el enlace de hidrógeno, que son enlaces intramoleculares entre
distintas moléculas. El enlace iónico se caracteriza por una
transferencia de electrones entre un elemento metálico y no metálico. El
elemento metálico, como es el sodio, por ejemplo, tiene una baja energía
de liquidación y tiene tendencia a perder electrones. El oxígeno es un
elemento más electronegativo. El oxígeno negativo tiene tendencia a ganar
electrones y a formar iones negativos, ¿vale? Entonces la formación de
esos iones da lugar después a la formación de compuestos iónicos. Y
después veremos por qué se forma un compuesto iónico, cuál es el
balance energético que hace que esto sea favorable, la formación de ese
compuesto iónico, ¿de acuerdo? Porque recordemos que cuando un átomo
pierde un electrón hay que comunicar energía. Es un proceso endotérmico,
la energía de iniciación. Cuando un átomo gana un electrón,
evidentemente sí que es un proceso endotérmico, pero no compensa
energéticamente, ¿vale? Hablaremos después del motivo, qué es lo que
ocurre. Bien, pues aquí lo tenemos. Es que cuando los iones en estado
gaseoso forman parte, van a formar parte de la red cristalina, se libera
una energía que se llama la energía reticular, la energía de red. Es la
energía desprendida en la formación de un compuesto sólido a partir de
sus iones en estado gaseoso. Y ese parámetro es el que determina el por
qué se forma un compuesto iónico. Es el que hace que el balance
energético sea favorable. Sin esa energía de red, el proceso no sería
favorable y no se formarían los compuestos iónicos. Es el paso del ión
sólido y el ión pluriduro en estado gaseoso a formar parte de la red
cristalina, ¿vale? Bueno, ¿qué pasa? Que ese valor no se puede
determinar experimentalmente. Es muy complicado. Y se realiza a través de
métodos indirectos a partir de la idea de Hess. La idea de Hess lo vemos
en el tema de termoquímica. Aquí, solo un minuto y pasada, lo vamos a
comentar. Es lo que se llama el ciclo de Von Haber, que tenéis aquí,
¿vale? Bueno, ¿y de qué depende esta energía reticular? Bueno, esta
energía reticular siempre es negativa. ¿Y cuánto es mayor? ¿Cuánto va
a ser mayor esta energía reticular? ¿Cuánto más estable va a ser un
compuesto iónico? ¿Cuánto mayor va a ser su punto de fusión, su punto
de ebullición? ¿No? Esas propiedades, su solubilidad, sus frentes
polares. Pues a mayor carga. Cuanto mayor carga tengan los iones, mayor
será la energía reticular. En valor absoluto, porque pensemos que es
negativa. Y también con el tamaño. A menor tamaño, mayor energía
reticular. A menor tamaño. Así, el ión sodio y el ión cloruro tienen
menor tamaño que el ión potásil y el ión bromuro. ¿De acuerdo? Y por
ello, tienen mayor energía reticular el ión sodio y el ión cloruro que
cuando se forma el bromuro de potásil. ¿Vale? En definitiva, mayor carga
y menor tamaño favorece una mayor energía reticular. Favorece una mayor
energía reticular. ¿Vale? Y por lo tanto, mayor carácter iónico de ese
compuesto y se acentúan las propiedades iónicas. De lo mismo. Bueno,
aquí tenéis un ejemplo del ciclo de Von Haber. ¿Cómo se formaría el
cloruro de sodio? A partir de los elementos que se encuentran en la
naturaleza. Que es el sodio en estado sólido y el cloruro en estado
gaseoso. Lo primero que tendríamos que pensar para dar lugar a la
formación de este cloruro de sodio sólido es que el sodio metal se
sublinase. Pase al estado gaseoso. ¿De acuerdo? Vamos a ver si esto
funciona. Sí. Esta es la reacción. Lo primero es la sublimación, ¿vale?
Que se necesita energía, como podéis ver, ¿vale? El segundo paso es la
disociación. También se necesita energía, es un proceso endotérmico,
¿lo veis? ¿No? ¿No? Tercer paso, la afinidad electrónica. El átomo de
cloro gana un electrón. Este sí que es exotérmico. ¿Eh? Y otro más,
endotérmico, la energía de iniciación. ¿Os dais cuenta que el balance
energético es desfavorable? Que la suma de los valores positivos es más
grande que lo negativo. Es gracias a este último proceso, que es cuando
pasa el ión sol y el ión cloruro en estado gaseoso, pasa a formar parte
de la disolución, perdón, de la red cristalina, disculpad, de la red
cristalina. ¿Eh? Que se libera una energía. Una energía, ¿no? Una
energía que se llama energía reticular. ¿Y cómo la podemos obtener?
Pues haciendo un balance energético, conociendo la entalpía del proceso
de formación del cloro de sodio. ¿Vale? Aquí lo tenéis. Este sería la
expresión, ¿no?, despejando la energía reticular y veríamos que la
energía reticular saldría, en este caso, un valor de menos 866
kilojoules. Y como os decía antes, este, digamos, es la responsable de la
formación de los compuestos iónicos. Este proceso, cuando pasan los
iones, sodio, iones, cloruro, y lo generalizamos para la formación del
composto iónico a formar parte de la red cristalina. Bien, como os he
dicho, estos compuestos iónicos forman redes cristalinas tridimensionales.
Los iones en los compuestos iónicos se ordenan regularmente de la forma
más compacta posible. ¿Y de qué depende esa estructura cristalina?
Depende del tamaño de los iones, depende también, depende también de la
carga. De manera que cada ión se rodea de iones de signo contrario, dando
lugar a celdas o unidades que se repiten periódicamente en tres
dimensiones. ¿Vale? Pues, ¿qué es el índice de coordinación? El
número de iones de signo contrario opuesto que ordenan a cada ión. ¿No?
¿Vale? Entonces, cuanto mayor es la relación de tamaño de un ión con
respecto a otro, será mayor el índice de coordinación. Más iones va a
poder tener a su alrededor. Hablemos de un índice de coordinación 6 para
cúbica centrada en las caras, para cúbica índice de coordinación 8 para
el caso del tubulo de cesio y para cúbica centrada en las caras vemos
aquí con el tubulo de calcio, fijaos que el tubulo sería 4 y para el
tubulo de calcio sería 8. Lo comentamos muy por encima porque se escapa un
poco también al objetivo de esta asignatura. Como decía, la estructura
cristalina depende del tamaño de lesiones, de la carga y para calcular,
aquí tenéis como se calcularía el número de lesiones en una red
cristalina y permitidme que avance ya que como os decía, aquí en esta
asignatura es algo ya no fundamental sino lo dejo como curiosidad para
consultar. Vamos a consultarlo detenidamente en su momento. Bien, ¿qué
propiedades tenemos de los compuestos iónicos? Pues un punto de fusión y
de ebullición bastante elevados ya que tienen una energía reticular muy
alta ya que para fundirlos es necesario romper la red cristalina, esa red
cristalina necesita una energía bastante elevada y por lo tanto
temperaturas bastante elevadas, son solidos a temperatura ambiente, por la
misma razón tienen una gran dureza, son solubles en disolventes polares,
¿No? Y cuanto más negativa sea la energía reticular, por lo tanto, más
iónico sea ese compuesto, mayor es la solubilidad en disolventes polares y
la insolubilidad en disolventes apolares. Son aislantes en estado sólido
porque los iones están fijos en las redes cristalinas, pero son
conductores en estado fundido y disueltos en agua. Son frágiles también,
eso quiere decir que son fáciles de romper. ¿Vale? Fragilidad, se rompen
con facilidad. ¿Vale? Pasemos ya al enlace covalente. ¿Qué tenemos que
decir del enlace covalente? Bueno, aquí, a diferencia del enlace iónico
que estaría formado por un metal y por un no metal, el metal que tiene
tendencia a perder electrones y formar iones positivos, y el no metal, que
es el elemento que tiene tendencia a ganar electrones y a formar iones
negativos. En el enlace covalente estaría formado exclusivamente por
elementos no metálicos, por elementos no metálicos, y se caracteriza por
una compartición de electrones, se caracteriza por una compartición de
electrones. Y a partir de aquí, ¿qué es lo que ocurre? Que la formación
de este enlace por compartición de electrones lleva consigo un
desprendimiento de energía, que es lo que justifica la formación de ese
compuesto con enlace covalente. ¿Y qué entendemos por energía de enlace?
Pues la energía necesaria para romper un mol de un determinado tipo de
enlace. Eso sería la energía de enlace o también la energía que se
desprende cuando se forma un mol de compuesto a partir de los átomos por
separado. Es un proceso exotérmico, ¿no? Bueno, la formación, pero la
energía de enlace así como lo hemos definido como la energía necesaria
para romper un mol de enlace será un proceso endotérmico porque es una
energía que hay que aportar. Para romper un enlace hay que aportar
energía. Sin embargo, cuando se forma un enlace se libera energía
exotérmico si se forma y para romperlo endotérmico, ¿vale? Para romper
un mol de otro, lo tenéis aquí, se precisan 436 kJ, ¿vale? Es una
energía que habría que aportar. Pero en la formación de un mol de
moléculas de hidrógeno se liberarían 436 kJ. La distancia a la cual se
consigue esa mayor estabilidad, como he dicho antes, es la distancia de
enlace. ¿Cómo justificamos las moléculas con enlace covalente? Pues a
partir de la teoría de Lewis que se basa en los siguientes hipótesis. Los
átomos, digamos que comparten un número determinado de electrones, ¿no?
Para conseguir que en su última capa estén rodeados de 8 electrones.
¿Eh? Que estén rodeados de 8 electrones. ¿Vale? Esta, digamos, es lo que
se llama la regla del octete. ¿Vale? Cada pareja de electrones de cada
átomo forman un enlace. Y evidentemente pueden formarse enlaces dobles y
triples con el mismo átomo. ¿De acuerdo? Vamos a ver ejemplos. Lo vamos a
entender con distintos ejemplos. ¿De acuerdo? Bueno, pues aquí tenemos
ejemplos de estructura de Lewis del metano. El metano, el carbono, tiene
cuatro electrones en la última capa. Y el hidrógeno tiene uno. Por lo
tanto, fácilmente nos damos cuenta cómo se forman estos enlaces. ¿Lo
veis? Lo he remarcado. Y cada par de electrones, carbono e hidrógeno,
formaría un enlace. Como veis aquí. ¿De acuerdo? ¿Vale? En el caso del
ácido cianídrico, del metanal, como tenéis aquí, os lo voy a indicar.
¿Vale? Voy a cambiar ahora por escribir en la pizarra. Un momentito, y os
voy a explicar estos dos ejemplos, ¿vale? Bien, pues por ejemplo, en el
caso del HC-IP enlace N, pues sería hidrógeno, carbono, nitrógeno.
¿Cuántos electrones tenemos en la última capa? Pues el hidrógeno tiene
uno, como bien sabéis. El nitrógeno tiene cinco, porque la configuración
electrónica es 1s2, 2s2, 2p3. Y el carbono, como bien sabéis, tiene
cuatro. Y voy a poner aquí 1, 2, 3 y 4. Ya le he puesto, lo he distribuido
de la forma adecuada, ¿eh? Para que os deis cuenta que aquí se formará
un enlace covalente y aquí tres enlaces covalentes. ¿Veis cómo
representamos cada enlace covalente con un segmento? ¿Vale? Y además nos
damos cuenta que el nitrógeno tiene un par de electrones sin compartir.
Tiene un par de electrones sin compartir. ¿De acuerdo? Otro ejemplo era la
molécula de metanal. Claro, este es metanal. Bueno, el oxígeno. El
oxígeno tiene Z8, tiene seis electrones en la última capa. 1s2, 2s2, 2p4.
¿Eh? No os preocupéis porque estos son datos que se dan, ¿eh? Si hay que
hacer configuraciones electrónicas. Entonces, carbono, oxígeno,
hidrógeno, hidrógeno. Cada hidrógeno tiene uno, el oxígeno tiene seis,
voy a poner aquí los seis del oxígeno, y el carbono tendrá cuatro. Uno,
dos, tres y cuatro, ¿vale? Y tendríamos pues estos enlaces, ¿veis? Como
el átomo de hidrógeno siempre tiene tendencia a estar rodeado de dos
electrones y el resto, que lo has visto hasta ahora, de ocho. Y veis como
se cumple la regla del octete. Fijaos que el átomo de oxígeno tiene dos
pares de electrones sin compartir y lo representamos con este segmento,
¿vale? Cada par de electrones sin compartir. Y lo representamos con este
segmento. ¿De acuerdo? Bueno, vamos a volver a la presentación. Bueno, me
quedaba por ver, si queréis os pongo un ejemplo más, que es cuando
tenemos un enlace covalente nativo, como es el caso del ion-amonio. Vamos a
verlo antes de volver. Fijaos, el amoníaco... Que es NH3, ¿no? Ya voy a
ir un poquito más rápido. El nitrógeno tiene cinco electrones, ¿vale? Y
con el átomo de hidrógeno, ¿veis? Tenemos tres enlaces covalentes, ¿eh?
Tres enlaces covalentes, después hablaremos de la polaridad de estos
enlaces. Y tenemos un par de electrones sin compartir. Y lo que ocurre es
que el amoníaco puede captar un protón, ¿no? A través de este par de
electrones, ¿no? ¿Qué tal? ¿Va bien ahora? ¿Me confirmáis los que
estáis en casa que se oye correctamente? Sí, muchas gracias. Me veis bien
también, ¿eh? Vamos allá. Entonces la diferencia está en que uno de los
enlaces, como os decía, es enlace dativo. Los dos electrones nos aportan
el mismo átomo, el átomo de nitrógeno. ¿Y esto cómo lo podemos
representar? Pues fijaos. Lo voy a escribir así, ¿vale? De esta manera.
¿Veis la flechita? Esta flechita que os he puesto aquí indica que estos
dos electrones provienen del nitrógeno. Es un enlace covalente dativo.
Enlace covalente dativo. ¿De acuerdo? Muy bien. Vamos a seguir, pues.
Volvemos al archivo. Bueno, aquí tenéis más información. Aquí tenéis
ejemplos. Bueno, pero no todos los compuestos químicos, no todos los
elementos químicos, cuando forman enlace covalente, cumplen la regla del
octete, de la teoría de Lewis. Por ejemplo, moléculas que tienen un
número impar de electrones como NO o NO2, el nitrógeno. Las moléculas de
berilio. El berilio se rodea solo de 4 electrones. El bor de 6, ¿vale?
Nunca llega a estar. Y sin embargo hay otras como el fósforo que puede
ampliar y estar rodeado de 10, igual que la azufre de 12. Es decir, la
regla del OTT es una regla general con sus excepciones, ¿eh? ¿Vale? Solo,
¿eh? Con sus excepciones. Y entonces hay, digamos, excepciones
significativas, ¿eh? Como las que estamos indicando aquí. Y que después
vamos a ver cómo se justifica todo ello con otras teorías, ¿vale?
Seguimos pues. Bueno, resonancia. ¿Qué quiere decir esto de la
resonancia? No siempre existe una única estructura de Lewis para que pueda
explicarse la estructura de una molécula. Por ejemplo, en el caso del
carbonato. Fijaos en el carbonato. El carbonato es una especie química con
dos cargas negativas. El carbono tiene un doble enlace. Carbono, doble
enlace, oxígeno, ¿no? Y un enlace sencillo, carbono, oxígeno, ¿no? ¿Lo
veis? Y tenemos dos cargas negativas, ¿vale? Eso quiere decir que cada
átomo de oxígeno tiene un electrón más. Ha ganado un electrón más.
Pensad que tenía 6, pero aquí tiene 7. Si os dais cuenta, uno que
comparte con cada carbono más los 6 que le rodea. Entonces, ¿qué es lo
que ocurre? Pues mira, lo que pasa es que espiritualmente se ha detectado
que los tres enlaces carbonos y cronos son equivalentes. Entonces, ¿cuál
es la estructura real? ¿La que tiene el doble enlace este o la que tiene
el doble enlace de la derecha o de la izquierda? Pues son equivalentes las
tres y esto se llaman formas resonantes, las distintas formas como se
pueden distribuir en una misma molécula los enlaces, ¿vale? Lo tenemos
aquí en la página siguiente, ¿no? Y tendríamos tres fórmulas de Lewis
que las tenéis aquí, ¿vale? Como ese doble enlace puede ser que lo tenga
él, lo tengamos aquí, que lo tenga este átomo de oxígeno o que lo tenga
este otro. De manera que se dice que estos electrones están deslocalizados
y una forma de representar la molécula es como la tenéis aquí. Pero
bueno, estas serían las tres formas resonantes. Esto no es exclusivo de
esta molécula sino que en general... Vamos a ver, es válido para muchas
moléculas, ¿eh? Y de hecho la estabilidad de las moléculas viene
determinada muchas veces con el número de formas resonantes que se pueden
distribuir en las mismas. A mayor número de formas resonantes, mayor
estabilidad. ¿De acuerdo? Bueno, para escribir... El símbolo de formas
resonantes no es la forma de un equilibrio. No, ¿eh? Es algo
aproximadamente así. Es superpuesto, ¿eh? Tiene que estar superpuesto,
¿eh? De hecho, pues bueno, en los libros lo veis representado también de
esta manera. Un segmento, ¿quieres salir? No, me pido salir, ¿eh? ¿Vale?
De esta manera también, ¿vale? Bueno, vamos a seguir. Y, bueno, aquí hay
la posibilidad de escribir formas resonantes, por ejemplo, del ácido
nítrico, ¿vale? Donde el doble enlace, que veis aquí, este doble enlace
que está con este átomo de oxígeno podría estar con el otro. O, ¿no? Y
solo puede estar con estos dos porque el otro es OH. Entonces aquí
tendríamos lo que se dice las formas resonantes, ¿eh? Estas dos formas
resonantes, ¿vale? Eso. Bueno. Vamos a continuar. Vamos a pasar ahora al
modelo de recursión de pares electrónicos y geometría molecular. Mirad,
la teoría de Lewis nos permite justificar enlaces, enlaces sencillos,
enlaces dobles. Bueno, no he puesto ningún ejemplo de enlace doble, pero a
ver, enlaces simples sí, lo hemos visto. Pero quiero que nos demos cuenta,
por ejemplo, si tenemos la molécula de CO2, ¿no? Carbono tiene 4, el
oxígeno 16. Tiene 6, perdón, no es 16, ¿eh? Tiene 6. Entonces, nosotros
podemos justificar, ¿no?, ese doble enlace con la teoría de Lewis. Pero
fijaos que yo os he dibujado esta molécula lineal. Pero la teoría de
Lewis no nos da ninguna información de la geometría de la molécula. No
hay nada que nos diga por qué esto es lineal o es angular. Eso es la
insuficiencia de esta teoría de Lewis. Ahora vamos a ver la teoría de
recursión de pares de electrones, ¿no?, que nos va a permitir justificar
la geometría de las moléculas del enlace covalente. ¿vale? ¿por qué la
molécula de CO2 es lineal? porque no hay nada que nos diga la actividad de
Lewis que la molécula de CO2 tenga esta estructura o, perdona, bueno, algo
pasa ahora como os decía, que pueda ser esto, lo cual no es, ya lo
adelanto es lineal, ¿de acuerdo? bien vamos a volver, bueno entonces, ¿en
qué se fundamenta el modelo de repulsión de paredes electrones? esto lo
tenéis en vuestro libro, ¿no? bueno, hemos visto la representación del
enlace, las estructuras de resonancia, que es el punto 2, 3, 1, 4 ¿no? las
excepciones de la regla del octeto hemos comentado algunas, en el caso del
flúor del boro, claro, es que no las he llegado a dibujar por si queréis,
o las dibujo un poquito, ¿eh? ¿vale? porque el berilio ¿cuántos
electrones tiene el berilio de la última capa? ¿tiene? Es el berilio,
tiene configuración electrónica 1s2 2s2, entonces solo tiene dos
electrones, ¿vale? Y entonces solo tiene, se rodea de cuatro sobre el
berilio. ¿Y el boro? Pues el boro, lo que ocurre del boro es 1s2 2s2 2px1,
tiene tres electrones en la última capa. Entonces cuando se combina con el
hidrógeno, ¿no? Se rodea de seis y forma esta molécula. ¿Lo entendemos?
Bueno, veis como dos ejemplos de compuestos de berilio y de boro que no
cumplen la regla del octeto, del octete, ¿vale? Uno se rodea de cuatro y
otro de seis, ¿vale? Bueno, esto es la teoría de repulsión de paredes de
electrones, nos va a dar también un poco de luz a todo esto. Aquí
estamos. Entonces, ¿qué nos dice? Que la pareja de electrones se sitúan
lo más alejada posible. Esto es fundamental. La geometría de las
moléculas es tal que la pareja de electrones se sitúan lo más alejada
posible. ¿Para qué? Para que la recursión electrónica sea lo más baja
posible. Modelo de recursión. El átomo central solo tiene pares de
electrones de enlace. ¿Vale? El átomo central tiene dos dobles enlaces.
Bueno, es que aquí nos podemos encontrar con distintos casos. Aquí tengo
desarrollados cuatro casos. Uno, cuando el átomo central solo tiene pares
de electrones de enlace. Otro, que tiene dobles y tres enlaces. Otro, en
que además tiene pares de electrones sin compartir. Y otro, en que el
átomo central tiene un doble enlace. ¿No? Bueno, pues vamos a ver.
Ejemplos de estos cuatro casos que hay aquí. Pero pensad que siempre la
filosofía es que la geometría de las moléculas es tal que la recursión
de los pares de electrones sea lo mínimo posible. Es decir, que estén lo
más alejados posible. Bien, ¿qué pasa cuando tenemos el berilio? Tiene
dos pares de electrones. ¿Qué quiero decir? A ver. Esta formación, el
fluro de berilio. ¿Todo? Los compuestos de berilio. ¿No? En que, antes
hemos puesto un ejemplo, ¿no? Aquí tenéis el berilio, ¿no? ¿Qué
tiene? El berilio tiene dos pares de electrones formando enlace. Nos
entendemos, ¿no? Un electrón, un electrón con el flúor, ¿no? Y
tendríamos dos pares de electrones, ¿vale? Siempre que tengamos este tipo
de estructura, la molécula es lineal. ¿Por qué? Porque de esta manera
están lo más lejos posible los pares de, los dos pares de electrones, las
nubes electrónicas. ¿Qué pasa, por ejemplo, con el caso del boro? El
boro, el boro con el cloro, pues lo hemos visto antes con el hidrógeno, lo
mismo, ¿no? El boro tiene número atómico 5, tiene 5 electrones, 1s2,
2s2, 2p1. Tiene 3 electrones en la última capa. En el nivel 2. Por lo
tanto, es trivalente, ¿no? En principio sería trivalente. Entonces,
cuando tienes que formar 3 pares de electrones, 3 enlaces, la distribución
en la cual tienes menos recursión electrónica es la plana triangular.
Ángulos de enlace de 120 grados. que antes ya lo hemos inducido, ¿no?
Sería esto, B cloro, cloro y cloro, con ángulos de enlace B 120 grados,
¿vale? Esto es lo que tenemos, ¿sí? Y cuando tenemos que el átomo, pues
en el caso del carbono, tiene cuatro pares de electrones, la distribución
es tetraédrica, porque tetraédrica nos lleva consigo también una mínima
repulsión electrónica. Aquí tendríamos el carbono, hidrógeno,
hidrógeno, hidrógeno e hidrógeno, ¿vale? Estos serían los enlaces,
¿vale? Ángulos de enlace de 109 grados ahora, aproximadamente, ¿bien?
Entonces, estas, digamos, sería la justificación de la geometría. ¿No?
¿Qué pasa? Pasemos a otro ejemplo. ¿Qué pasa cuando...? El átomo
central tiene dos dobles enlaces, ¿no? O uno sencillo y uno triple, como
es el caso del etino, ¿no? O el caso del CO2. Entonces, en estos casos, la
molécula es lineal. Es esto, HC triple enlace CH. Y el CO2 sería de esta
manera, ¿vale? Es lo de siempre que el átomo. Cuando hacemos primero la
fórmula de Lewis, porque primero tenemos que hacer la fórmula de Lewis
para saber los enlaces que tenemos, ¿no? Si tenemos pares de electrones
compartidos o sin compartir, ¿vale? Entonces, ¿qué ocurre? Bueno, es que
el etino, cada carbono tiene un enlace triple y un enlace sencillo. Y por
lo tanto, ¿qué tenemos aquí? Nada. Lo que tenemos es una molécula
lineal. Siempre que un átomo tenga un triple enlace, uno sencillo, como es
el carbono, con el caso del etino o el caso que hemos visto antes del
ácido cianídrico HC triple enlace N, ¿no? O la molécula de CO2, que es
muy típica, ¿no? Son moléculas lineales. De esta manera, tenemos... La
mínima recursión electrónica. Seguimos. El átomo central tiene pares de
electrones sin compartir. Ahora ya vamos al tercer caso. ¿Qué pasa cuando
el átomo central tiene pares de electrones sin compartir? Como puede
ser... Bueno, teníamos el metano. que es TH4, y no hay pares de electrones
sin compartir. Pero cuando vamos al nitrógeno, el amoníaco, que lo hemos
escrito antes, ya hemos comentado que el amoníaco tiene un par de
electrones sin compartir, ¿vale? Aquí tenemos esto. Entonces, esto
evidentemente no puede ser tetraédrica, evidentemente, porque nos
faltaría el cuarto átomo, el cuarto átomo de hidrógeno. Entonces, tiene
una estructura piramidal, una estructura piramidal, de base triangular,
¿no? Donde el ángulo de enlace es menor de 109 grados, aproximadamente
107 en este caso. ¿Por qué? Por la recursión electrónica de este par de
electrones con los átomos de hidrógeno. Claro, podríamos pensar en una
distribución tetraédrica de los electrones del nitrógeno, pero que en
ese orbital que tendríamos aquí, solo habrían dos electrones, no habría
nada más. ¿De acuerdo? Bueno, pues eso es lo que tenemos que tener en
cuenta. Tener ahí presente, en ese sentido, ¿no? Y uno, tenemos uno sin
compartir y tres compartidos. Entonces, una molécula ya no es
tetraédrica. ¿De acuerdo? Y fijaos en el siguiente caso del agua, que
tiene dos pares de electrones. El agua tiene dos pares de electrones sin
compartir y dos pares de electrones enlazantes, ¿no? Aquí podríamos
pensar, fijaos, en esta distribución tetrahídrica de los enlaces, pero es
que tenemos dos enlaces que no hay átomos de hidrógeno, no hay nada. Hay
dos electrones, solo dos electrones. Y los átomos de hidrógeno están
aquí. ¿Y qué tendríamos? Pues una molécula angular. Una molécula
angular donde el ángulo de enlace es menor que el anterior del amoníaco.
¿Por qué? Porque hay dos pares de electrones que producen una mayor
repulsión electrónica y eso es lo que genera esa repulsión electrónica,
que se acerque, que el ángulo se cierre y que sea de 104 grados. Menor que
el de 107 y como no, menor que el de 109. Bueno, ¿qué pasa cuando el
átomo central tiene un doble enlace? Como es el caso de... De la molécula
de eteno. ¿Vale? ¿Eh? Como es el caso de la molécula de eteno. ¿Eh? La
molécula de eteno donde el carbono tiene un doble enlace. ¿Vale?
Entonces, aquí cada carbono, ¿no? En esta molécula de eteno, fijaos, el
carbono tiene cuatro electrones en la última capa. ¿Qué compartimos? no
sé si se ve muy bien pero bueno, lo que quiero que os deis cuenta que
tenemos dos pares de letras compartidos ¿vale? y aquí la estructura es de
plana triangular, forman ángulos de enlace aproximadamente de 120 grados,
¿eh? aproximadamente ¿veis? 122, 116, aproximadamente 120 grados ¿eh?
debería ser la muestra plana triangular plana triangular, esta es la
geometría para que la recursión fuese mínima, o sea mínima muy bien,
bueno, como os decía antes las fórmulas de Lewis no justifican no
justifican la geometría eso es importante la geometría de las moléculas
en su momento se determinó por, digamos estructuras de distracción de
rayos X ¿no? ¿vale? entonces, pensad que tenemos que valernos dos las
teorías para justificar la geometría ¿Una molécula viene a tener alguna
forma de Lewis? Bueno, dependerá. Hemos visto que existen las formas
resonantes. ¿Cuándo? Cuando podemos tener estructuras de Lewis
equivalentes. No os he puesto un ejemplo muy típico. Aquí estaba el caso
del agua, bueno, del ácido, del nitrato, del ión nitrato. Pero permitidme
que os escriba, que vuelva un momentito a la pizarra y que os pueda hablar
también de formas equivalentes en el caso del benceno, que después
volverá a aparecer el benceno. ¿No? Entonces, enlaces alternados. El
benceno tiene distintas fórmulas, formas resonantes, ¿no? Esta es otra
forma resonante. Son equivalentes estas dos. Se llaman formas de Kekulé.
Hay más formas resonantes del benceno. Por ejemplo, esta otra. Pues es que
no tiene el mismo contenido energético. ¿Vale? Formas resonantes. ¿Vale?
Entonces, la presencia de formas resonantes justifica la mayoría de las
formas resonantes. Y la mayor estabilidad de sus compuestos. Bien.
Volvemos. Vamos a hablar ahora de la polaridad de las moléculas y, por lo
tanto, del momento dipolar. El momento dipolar nos determina la polaridad
de las moléculas. El momento dipolar es una magnitud vectorial, es el
producto de Q por D. Q es la carga residual de uno de los átomos del
enlace y D es la distancia, la distancia del enlace. Siempre va dirigida
hacia el átomo más electronegativo, el momento dipolar. Hacia el átomo
más electronegativo, el momento dipolar. ¿Sí? Q por D. Bueno, entonces,
¿cuánto mayor es el momento dipolar? Cuanto mayor es la carga residual de
uno de los átomos. ¿Y esto cuánto será mayor? Cuanto mayor sea la
diferencia de electronegatividad entre los átomos que constituyen el
enlace covalente. A mayor diferencia de electronegatividad, mayor
polaridad. ¿Qué quiere decir esto? Pues tan sencillo que, en el caso del
fútbol con electricidad, el fútbol con el hidrógeno o el cloro con el
hidrógeno, como el flúor es más electronegativo que el cloro, ¿no? La
carga residual negativa que tiene el flúor será mayor que en el caso del
cloro. Y por lo tanto es un enlace más polar, el enlace fluoro-hidrógeno
que el cloro-hidrógeno. ¿Por qué? Porque hay una mayor diferencia de
electronegatividad. La distancia del enlace, ¿de qué depende? Si es un
enlace sencillo, si es un enlace doble, el tamaño de los orbitales. Pero
quizás la diferencia de electronegatividad es un parámetro que nos ayuda
mucho a definir esa polaridad del enlace. Cuanto más próxima sea la
diferencia de electronegatividad, menos polar será el enlace. Claro, en el
caso del metano, del carbono-hidrógeno, la diferencia de
electronegatividad es pequeña. El enlace es polar, sí, pero la polaridad
es menor que en estos otros tipos de enlaces. Bueno, aquí está la
definición de momento dipolar, como os he dicho, ¿no? Moleculas polares
tienen momento dipolar no nulo. Bueno, entonces, ¿qué pasa? ¿Qué
queremos decir? Que bueno, para que una molécula sea polar primero tengo
que tener un enlace covalente polar. Porque si no, intentado ya no puede
ser polar. Pero además, tiene que tener una geometría determinada. Es
decir, una molécula con enlace covalente polar, como pueden ser las
moléculas que hemos visto antes, como es el agua, ¿esta molécula tiene
enlace covalente polar? Sí. ¿Y es una molécula polar? Sí. ¿Por qué?
Es angular. Y los momentos dipolares que tenemos aquí, estos dos momentos
dipolares, no se compensan. Tenemos un momento dipolar total distinto de
cero. Igual pasa con el amoníaco. Pero nos podemos ocurrir tener
moléculas con enlace covalente polar, pero que sean apolares por
simetría. Apolares por simetría, como puede ser la molécula de CO2. La
molécula de CO2, tenemos enlace covalente polar. El oxígeno es más
electronegativo que el carbono. Y tenemos estos enlaces covalentes polares.
Una polaridad hacia la derecha, una polaridad hacia la izquierda. Pero
¿qué ocurre? Que por simetría, el momento dipolar total es cero. He
movido esto. El momento dipolar total será nulo, por simetría. Se
compensa. Igual pasa con el metano. Moleculas tetraédricas que tienen los
cuatro átomos iguales, como es el metano. La simetría de esta molécula
nos hace que el momento dipolar... sea nulo. Moleculas lineales
simétricas, moléculas tetraédricas simétricas nos conducen a moléculas
apolares, moléculas angulares, moléculas piramidales, siempre polares las
moléculas. Aquí tenéis ejemplos. Fíjate en este caso, ¿no? Del
tifloruro de boro, que es plana triangular. La molécula es apolar porque
se compensan los tres momentos bipolares, pero bastaría que cambiase uno
de los átomos, rompiese la simetría, esto fuese un átomo de cloro, ya
roto la simetría y la molécula ya sería apolar. Igual pasa con el
metano. Si rompo la simetría y meto aquí una molécula de cloro, rompo la
simetría y la molécula volvería a ser polar. No es que todas las
moléculas tetraédricas sean apolares, no. Tienen que tener los átomos
idénticos, los cuatro enlaces, los cuatro átomos que se unen. Al átomo
central tienen que ser iguales. Si no, no hay esa simetría, no se produce
esa apolaridad. Cuando rompo esa simetría, meto un átomo de cloro, por
ejemplo, y dejo tres hidrógenos, la molécula ya es polar. Ya no se
compensan los momentos bipolares. ¿De acuerdo? Y igual pasa aquí con el
trifluoruro de bolo. El trifluoruro de bolo, el cloro, ¿no? Rompo esa
simetría. ¿Vale? Y aquí, claro, si en el CO2, en vez de ser un oxígeno,
fuese un azufre. ¿Uno de ellos? Pues ya rompo la simetría y sería polar.
Bueno, pues aquí tenéis ejemplos, os invito a que vosotros los miréis
tranquilamente, sabéis que este material lo podéis descargar, permitidme
que avance, y vamos a meternos en la teoría del enlace de Valencia. La
teoría del enlace de Valencia se basa en la suposición de que los enlaces
covalentes se producen por solapamiento de orbitales atómicos, de
distintos átomos, y por orbitales atómicos de distintos átomos que
están semi-ocupados. ¿Qué quiere decir semi-ocupados? Que tienen un
electrón, un electrón. Es decir, la teoría del enlace de Valencia me
dice, yo ¿por qué formo el enlace? ¿Por qué se forma la molécula de
hidrógeno? Pues que mira, porque yo tengo un orbital 1s. De un átomo de
hidrógeno, con un electrón. Tengo un orbital 1s de otro átomo de
hidrógeno, con un electrón. ¿No? Y se produce este solapamiento. ¿No?
Este solapamiento de estos dos orbitales 1s. Y se forma un orbital que se
llama un orbital molecular. Un orbital molecular enlazante, esto lo vemos.
Que sería un orbital sigma, enlazante. Pero tenemos que tener orbitales,
¿no?, de energía parecida. Esto iríamos en vuestro libro, estaríamos
viéndolo en el punto 2322, ¿no? Lo veis aquí, el ejemplo de la página
95 de las moléculas de hidrógeno, el solapamiento de orbitales semillenos
de 1s y 1s del átomo de hidrógeno para formar la molécula de hidrógeno.
Ya hemos visto la polaridad, etc. ¿Bien? ¿Vale? Bueno, entonces se
formaría un orbital molecular donde se alojarían los dos electrones,
¿vale? ¿Vale? Bueno, entonces tenemos que tener en cuenta de que tenemos
que tener orbitales semillenos, ¿vale? Aquí lo tenemos, ¿veis? La
superposición de dos orbitales s nos daría un orbital sigma del
solapamiento frontal. La superposición de un orbital s con un orbital p
también otro enlace sigma, que se llaman enlaces sigma por solapamiento, y
entre dos orbitales p por solapamiento directo serían enlaces sigma. y se
formarían los correspondientes orbitales moleculares, que ahora no haría
falta que los dibujemos. Ahora bien, ¿cómo podemos justificar con la
teoría del enlace de Valencia la formación de enlaces múltiples, un
enlace doble, un enlace triple? Pues el segundo enlace, y esto por ejemplo
ocurre en el caso del carbono, la molécula de eteno que hemos visto antes,
la molécula de etilo que hemos visto antes, ¿cómo lo justifica la
teoría del enlace de Valencia? Por un solapamiento lateral de orbitales P,
dando enlace pi, solapamiento lateral de enlace pi. Aquí tenemos un
enlace, unos orbitales 2P, 2P, y se produce un solapamiento lateral. Y esto
es un enlace pi, que solapa por arriba y por abajo, y es un único enlace
pi, ¿vale? Esto justificamos con la teoría del enlace de Valencia la
presencia del 2P. ¿Y el triple enlace? Pues tendríamos que recurrir a
otro orbital P en la otra dirección. Acordaos que hay tres direcciones en
el espacio, ¿no? Entonces si vamos a cogemos otra dirección, voy a coger
esta por ejemplo. ¿Vale? ¿Vale? Y también con un electrón, ¿no? Y
tendríamos este solapamiento lateral formando otro enlace pi por delante y
por detrás. Un enlace pi, ¿eh? Y que decir, tiene que aquí,
evidentemente, también había un electrón, estos orbitales 2p, ¿vale?
¿De acuerdo? Bueno, también lo veremos cuando veamos también la
geometría de moléculas orgánicas, ¿eh? El tema de química orgánica.
¿Pero qué ocurre? La teoría del enlace de valencia, así como la hemos
descrito, no nos justifica la geometría de las moléculas. No nos
justifica la geometría de las moléculas. Sí que podemos hablar de
formación de enlaces, de enlaces sencillos, de enlaces múltiples, dobles
y simples, como os he explicado, pero no podemos justificar una molécula
tetraédrica con la teoría del enlace de valencia. No podemos justificar
moléculas lineales, angulares, no. No. Entonces, la teoría del enlace de
valencia se amplía introduciendo el concepto de hibridación de orbitales
atómicos. Modelo de hibridación que tenemos aquí en pantalla. El modelo
de hibridación, ¿no?, sirve para explicar, mediante la teoría del enlace
de valencia, la geometría de las moléculas. Y cuando hablamos de la
geometría de las moléculas, quiero hablar de los ángulos y las
distancias del enlace. ¿Esta teoría de inmediación en qué se basa? La
teoría de inmediación se basa en la combinación lineal de orbitales
atómicos de energía muy similar que da lugar a orbitales que se llaman
híbridos equivalentes. ¿Y qué son esos orbitales híbridos equivalentes?
Orbitales híbridos que tienen el mismo contenido energético, que tienen
la misma forma geométrica y que tienen una distribución espacial
determinada. ¿Cuáles son estas hibridaciones? Bueno, se trabaja más en
química orgánica pero fundamentalmente las hibridaciones principales son
las hibridaciones sp3, sp2 y sp. ¿Qué representan estas hibridaciones
esp3? Pues la combinación lineal de un orbital s con tres orbitales
atómicos p. Estaríamos en el punto de hibridación de orbitales
atómicos, en nuestro libro en la página 96i y a continuación. ¿De
acuerdo? Entonces fijaos que la hibridación sp3 es la combinación lineal
de un orbital s y tres orbitales p. La hibridación SP2, la combinación
lineal de un orbital S y dos orbitales P. Y la hibridación SP, la
combinación lineal de un orbital S y un orbital P. El primer caso, este de
aquí, nos generaría distribuciones tetraédricas. Esta distribución es
plana, triangular y esta, lineal. Repito, tetraédrica, plana, triangular y
lineal. ¿Vale? Bueno, hemos dicho que se hibridan los orbitales atómicos,
¿no? Que van a formar el enlace sigma. Las parejas de electrones sin
copartir también se hibridan. Y no se hibridan, ¿no? Aquellos orbitales
que están vacíos o que van a formar el doble o el triple enlace. Que son
los enlaces pi, los orbitales P paralelos. ¿Vale? ¿De acuerdo? Entonces,
como os decía, aquí tenéis la hibridación SP3. ¿No? Cuatro enlaces
sencillos, es la combinación de un orbital S y tres orbitales P. El
ejemplo, el metano. Distribución tetraédrica. Con tres enlaces sencillos
y un par de electrones, pues el amoníaco NH3. Y todos los de la misma
familia, del amoníaco NH3, pH3, SPH3, etc. Cuando tenemos dos enlaces
sencillos y dos pares de electrones sin compartir, es el caso del agua,
también es hibridante el SP3. Y la molécula es angular. Fijaos, esto es
tetraédrica. Tetraédrica. Hay un paralelismo entre la teoría de
repulsión de pares de electrones y la teoría de hibridación. De hecho,
ambas coinciden en la geometría. Son dos teorías para justificar la misma
geometría de las moléculas. Hablábamos ahí de las moléculas sin pares
de electrones sin compartir, ¿no? Que eran moléculas tetraédricas, ¿no?
Tipo CH4, pues aquí igual. Aquí cuando tenemos un par de electrones sin
compartir va a ser piramidal. Y la otra será angular. Y cuando es
hibridación SP2, plana triangular. Lo hemos dicho hace un momento, ¿no? Y
las otras, lineal, cuando es SP. ¿Vale? Coincide, aquí lo tenéis.
¿Vale? ¿Veis los orbitales híbridos SP3, no? Dirigidos hacia los
vértices de un tetraedro, que formaría estos cuatro enlaces, ¿no? Que en
el caso del agua sería una molécula angular. Aquí veis el oxígeno,
¿no? ¿De acuerdo? Aquí, por ejemplo, hibridación SP2, en el caso del
boro, orbitales, ángulos de enlace de 120 grados, ¿no? ¿Vale?
Solapamiento de orbitales SP2 con los P del flúor, moléculas granate
angular. Y aquí, por ejemplo, el flúor de berilio, ¿no? Molecula lineal,
hibridación SP, ¿lo veis? Ángulos de 180 grados de los orbitales
híbridos, 180 grados. Se forman enlaces con átomo de flúor o de
hidrógeno o con quien corresponda, ¿no? Y tenemos moléculas lineales,
ángulos de enlace de 180 grados. Bien, con esto nosotros hemos descrito de
una manera rápida la teoría de hibridación, ¿vale? Y nos quedaría
ahora por hablar de la teoría de orbitales moleculares. Muy poquito es lo
que tendréis en el libro con la teoría de orbitales moleculares, pero es
que la teoría de orbitales moleculares que nos iríamos, pues, ya al
apartado 2323, página 101 de vuestro manual, ¿no? Claro, hasta ahora la
teoría de hibridación nos permite justificar la geometría de las
moléculas, la polaridad, pero todavía esta teoría no podemos, por
ejemplo, justificar el paramagnetismo o el diamagnetismo de las moléculas.
¿Qué es eso del paramagnetismo? El paramagnetismo tiene lugar cuando
tenemos moléculas con electrones desapareados, con electrones
desapareados, el paramagnetismo. Moleculas con electrones desapareados o
que están electrones deslocalizados en toda la molécula. Entonces ahí no
podemos nosotros, no podemos justificarla con la teoría de hibridación,
con la teoría del enlace de valencia y menos con la teoría de Lewis,
evidentemente. Entonces, la teoría de la órbita en moléculas. La teoría
de las órbitas en moléculas permite justificar todas las moléculas
existentes, eso sí que es cierto, ¿no? Y consiste en fijar unos niveles
energéticos para los orbitales moleculares. Esos orbitales moleculares se
forman por combinación ideal de orbitales atómicos, que se llama Float.
Hay tantos orbitales moleculares como orbitales atómicos que se combinan
entre sí, ¿no? Y la mitad de esos orbitales moleculares tienen menos
contenido energético que los atómicos y la otra mitad tiene mayor
contenido energético. ¿Vale? Entonces, ¿qué ocurre? Esta teoría de
orbitales moleculares nos permite determinar de una forma exacta el orden
de enlace. Es que cuando tenemos moléculas con número impar de
electrones, como tenemos cosas con el nitrógeno, tenemos orden de enlace
de 2,5, de 1,5. Y eso no lo podemos justificar ni con la teoría de Lewis
ni con la teoría de enlace de Valencia e inmediación, sino que tenemos
que recurrir a la teoría de orbitales moleculares, donde definimos orden
de enlace como el número de electrones en orbitales moleculares enlazantes
menos el número de electrones en orbitales moleculares antienlazantes
partido por 2. De manera que ese orden de enlace puede ser un número
entero o puede ser un número fraccionado. Ah, es más, nos puede dar un
orden de enlace cero. ¿Y qué quiere decir un orden de enlace? Un orden de
enlace cero, que esa molécula nunca se formaría. Y por eso podemos
justificar, por ejemplo, que no se forma nunca la molécula de helio 2.
¿Por qué? Porque lo veremos después, que nos daría un orden de enlace.
Mirad, aquí tenéis, por ejemplo, moléculas, ¿no? La molécula de
nitrógeno, ¿de acuerdo? La molécula de nitrógeno, esto sería 1s, a
ver, esto sería 1, uy, perdón. Esto sería el 1S y el 1S. Esto daría el
sigma 1S enlazante y el sigma 1S antienlazante. Esto sería el 2S y el 2S.
Esto sería el sigma 2S enlazante y el sigma 2S antienlazante. Hasta ahora
no tenemos una contribución clara de formación de enlace, porque tenemos
dos electores en orbitales moléculas enlazantes y dos enlaces enlazantes.
Pero aquí ya en el siguiente, cuando tenemos la combinación de estos
orbitales 2P, estos orbitales 2P me da el sigma 2PZ, el pi 2PX y el pi 2PI.
Aquí sí que ya tengo seis electrones en orbitales enlazantes y ninguno en
antienlazantes. Los antienlazantes serían estos. El asterisco quiere decir
que es antienlazante. Igual a la derecha. Entonces, ¿cuál sería el orden
de enlace de la molécula de nitrógeno? Pues el orden de enlace sería el
número de electrones en orbitales enlazantes. Voy a obviar el 1S y 2S,
porque hay lo mismo en enlazantes que en enlazantes. Serían 6 menos 0
partido por 2. Orden de enlace 3. Y la ponemos en la NEO, donde el oxígeno
tiene un electrón más. Aquí ya tendríamos un orden de enlace
fraccionado, porque sería 6 menos 1 partido por 2. Es decir, 2,5. Estos
órdenes de enlace fraccionado no nos lo permite justificar con ninguna
otra teoría. ¿De acuerdo? ¿Propiedades de los compuestos covalentes?
Bueno, pues tenemos los sólidos covalentes. Los enlaces se dan a lo largo
del cristal. Gran pureza, punto de fusión elevado. Son sólidos,
insolubles en todo tipo de disolventes. Los sólidos covalentes, por
ejemplo, el ejemplo es el grafito, la sílice, el SIO2. Después están las
sustancias moleculares. Están formadas por moléculas aisladas. Puntos de
fusión y fusión bajos. Son solubles en disolventes. En normal.
Normalmente apolares, si son apolares. Pero si son polares, en disolventes
polares. Dependerá. Son malos conductores, etc. ¿De acuerdo? Aquí
tenemos un poco la estructura del diamante, que es un sólido molecular. El
grafito, que es conductor, el otro es aislante por su estructura. Los
sólidos covalentes. Aquí no hay electrones, sin embargo, en el caso del,
como veis, en el caso del grafito, tenemos aquí electrones que permiten
una conductividad significativa. Bueno, enlaces intermoleculares, el enlace
de hidrógeno, eso tiene lugar cuando tiene lugar en un átomo muy pequeño
y muy electronegativo, ¿como cuál? ¿Quiénes son? Pues simplemente hay
tres, oxígeno, nitrógeno y flúor. Siempre que tengamos estos tres
átomos unidos a átomos de hidrógeno, por ejemplo, con las moléculas de
agua, con las moléculas de alcohol o H, con las moléculas de amoníaco,
con las moléculas de amina o con las moléculas de flúor de hidrógeno,
siempre tenemos enlaces de hidrógeno. Estos enlaces de hidrógeno son
enlaces intermoleculares entre distintas moléculas y justifican puntos de
función y oposición anómalos. Pero no son los únicos enlaces
intermoleculares con enlaces fuerzas de bandera. Además, cuando tenemos
moléculas polares también, ¿no? Y también están los enlaces, esto es
la estructura de hielo, ¿no? Y ya simplemente, bueno, es que también
tenemos el enlace de moléculas apolares, que se llaman las fuerzas del
hondo, las fuerzas de dispersión. ¿No? Que tendríamos los halógenos,
flúor, cloro, bromo y yodo. ¿Por qué el yodo tiene mayor punto de
fusión? Porque esas fuerzas del hóndon o de dispersión son mayores que
en el caso del flúor, porque las fuerzas de dispersión o del hóndon
aumentan con el tamaño de la molécula. ¿Qué voy a acabar? Disculpadme.
El ácido hidrógeno. El ácido metálico. El ácido metálico lo tenéis
también en vuestro libro, ¿no? Permitidme que os sugiera. En la página
110.24 tenemos el modelo del mar de electrones donde hablaríamos de que
tenemos como un ión positivo, ¿no? Como si el metal formase un ión
positivo y los electrones de valencia tuviesen formase un mar de electrones
justificando de esta manera. La alta conductividad, ¿eh? De los metales. Y
otro, el modelo también, aplicando el modelo de orbitales moleculares, lo
cual os sugiero que lo consultéis también en el manual, ¿no? Que lo
tiene aquí comentado, ¿eh? En el punto 242, que lo que nos dice es que
los átomos metálicos, ¿eh? Se produce una combinación de los orbitales
atómicos de valencia, ¿no? Dan lugar a orbitales moleculares que tienen
continuo energético muy próximo y esos orbitales moleculares se vuelven a
ser se van ocupando por los electrones de valencia. ¿Qué pasa? Que en el
caso, por ejemplo, del sodio, la mitad quedan ocupados y la mitad quedan
desocupados. ¿Y eso qué nos lleva? Aquí lo tenéis, la teoría de
bandas, ¿no? Orbitales moleculares enlazantes y antienlazantes, ¿vale? De
manera que vosotros, ¿no?, estos electrones pueden proporcionar a
orbitales moleculares de próxima energía vacíos y justificamos la alta
conductividad. Las propiedades de los compuestos iónicos, pues os
recomiendo su lectura, ¿de acuerdo? Y permitidme que os invite a hacer
alguno de esos ejercicios que tenéis aquí y también, de alguna manera,
os he puesto algunos ejercicios, por si queréis practicar, aunque bien es
cierto que no es muy habitual en las pruebas, pero bueno, si queréis
profundizar un poco en el tema, ¿no?, y queréis hacer algunos ejercicios,
os dejo este documento con ejercicios resueltos, ¿de acuerdo? Bueno, pues
muchas gracias, gracias por vuestra atención y lo dejamos por hoy.