Bien, buenas tardes. Empezamos esta segunda sesión y hoy vamos a trabajar
enlace químico. Bueno, ya conocéis la bibliografía básica, el libro. Es
una biblioteca que lo explica todo muy detenidamente. En ese sentido, el
libro de química general está muy bien en cuanto a las explicaciones que
realiza. Y yo os aconsejo que lo utilicéis porque después, o por lo menos
hasta ahora, las preguntas de teoría estaban relacionadas. Aunque ya
sabéis que a partir de este año son tipo test, pero bueno, pueden ser
cuestiones en este sentido. Y bueno, conviene seguir un poquito porque
sabéis la equivalencia que hay entre el temario y los apartados del libro.
¿De acuerdo? Bien, entonces, os quería comentar... Que os he puesto
también en el foro de tutoría una grabación de una horita de
formulación de química inorgánica. No es que se pida explícitamente
formulación, pero que os puede ayudar a recordar los estados de
oscilación o números de oscilación a Valencia. Y un poco la formulación
inorgánica. Y después también os he puesto unas grabaciones de la
Politécnica de Valencia. Porque bueno, son grabaciones... Son grabaciones
cortas, que en definitiva hablan de todas estas cositas. De las propiedades
periódicas, del enlace químico, iónico, covalente... Y que bueno, y que
están bien. Pues a veces uno juega con el móvil y quiere estar escuchando
estas cosas, pues es interesante. Bueno, vamos a ver con lo que nos ocupa.
Bueno, ya veis que estamos con la parte más teórica de la asignatura, ya
os lo dije. Las tres primeras sesiones van por ahí. Al menos tres. Tres
sesiones vamos a tener. Y vamos a hablar del enlace químico. Esto es un
poquito todo lo que vamos a hablar. Pero bueno, se corresponde con el
temario. Y aunque esto lo tenéis un poco en vuestro libro, pues vamos a
explicarlo un poquito, a comentarlo. ¿No? ¿Por qué se unen los átomos?
¿No? ¿Por qué se unen? Bueno, pues siempre la formación de un compuesto
químico siempre tiene lugar porque se forma algo que tiene un menor
contenido energético. Que los átomos o los iones por separado. Es decir,
vamos a un sistema de mínima energía o de máxima estabilidad. Es decir,
la formación de un compuesto tiene lugar porque lo que se forma es más
estable, tiene menos contenido energético que los átomos por separado.
¿Por qué la naturaleza no abunda los átomos de sodio ni las moléculas
de cloro? ¿Y si hay mucho cloro de sodio? Porque es mucho más estable. El
cloro de sodio, que no los átomos o moléculas por separado. ¿Qué
intervienen en la formación de un compuesto químico? Los electrones más
externos, los electrones de la capa de valencia. ¿Vale? Que son los
responsables de la unión de los átomos. ¿No? Y de la estequiometría y
de la geometría de las moléculas. ¿Vale? Eso es muy importante. Solo van
a intervenir los electrones de la última capa. Que se llaman los
electrones de valencia. ¿Y qué es lo que ocurre? Nosotros aproximamos dos
núcleos de dos átomos para formar un compuesto químico. Pues que a
medida que los aproximamos nos encontramos a un mínimo, a un pozo de
energía potencial, como veis aquí en esta gráfica. Ese mínimo se
corresponde a una distancia que se llama la distancia de máxima
estabilidad. La distancia de máxima estabilidad. Entonces siempre esa
distancia de máxima estabilidad es lo que se llama la distancia de enlace.
Es decir, la aproximación de dos núcleos, de dos elementos diferentes, o
del mismo elemento, o de dos átomos que se van aproximando para formar un
compuesto químico, se aproximan hasta una distancia de máxima
estabilidad, que se llama la distancia de enlace. Y la energía liberada en
la formación de ese compuesto es lo que se llama la energía de enlace.
¿Vale? Si al final nosotros inicialmente teníamos una energía aquí, en
el nivel cero que hemos tomado de referencia, y al final hemos caído en
este pozo de energía potencial, esta diferencia de energía será la
energía de enlace. Que es la energía que se libera, la energía que se
libera a la formación del compuesto químico, o la energía que sería
necesaria comunicar para después separar esos átomos que se han unido
para formar un compuesto químico. ¿No? ¿De acuerdo? Cuanto mayor sea ese
pozo de energía potencial que se forme, que tengamos en un compuesto
químico, más estable será. Y más energía habrá que comunicarle al
sistema para romper esa molécula o esa estructura cristalina. Bueno, los
principales tipos de enlaces, el enlace iónico y covalente, después, que
se llaman los enlaces intramoleculares, porque estarían formados dentro de
una molécula, aunque hablaremos después que el enlace iónico no tiene
lugar propiamente dicho en las moléculas, pues están los enlaces
intermoleculares. Y después el enlace metálico característico, pues ya
sabéis de quién, de los metales, ¿no? Bien, enlace iónico. El enlace
iónico se da entre un metal y un no metal. Un metal que pierde uno o
varios electrones, y un no metal que captura uno o varios electrones.
¿Vale? Pero pensad, que esa transferencia de electrones que se produce
entre el metal y el no metal tiene que ser un balance tal que no queden
electrones sueltos ni me falten electrones. ¿De acuerdo? Entonces, ¿qué
pasa? Que se forman iones positivos e iones negativos que se mantienen
unidos por atracciones electrostáticas, ley de Coulomb, ¿no? Campo
eléctrico. Cuando tenemos una carga positiva y una carga negativa, sabéis
que se atrae. Y que esa fuerza de atracción... Es proporcional, ¿a qué?
Pues al valor de las cargas, ¿no? Y también depende, digamos, de la
distancia que hay entre ellos. ¿No es así? Entonces, ¿qué pasa? Que los
iones son atraídos, iones positivos con iones negativos, y forman redes
cristalinas, redes dimensionales. ¿Vale? Entonces, ese proceso en que los
átomos ganan o pierden electrones se llaman reacciones de ionización. Se
están ionizando. Por ejemplo, el sodio y el oxígeno. El sodio es un
metal, está en el grupo 1. Y tiene tendencia a perder un electrón. ¿Por
qué? Porque su configuración electrónica acaba en Ns1. El oxígeno está
en el grupo 6, Ns2Np4. Tiene seis electrones en la última capa. Tiene
tendencia a ganar dos y adquirir la estructura del gas noble del mismo
periodo. Y el sodio tiene tendencia a perder un electrón y adquirir la
estructura del gas noble del periodo anterior. Del periodo anterior. ¿De
acuerdo? ¿Mmm? Entonces, ¿por qué en la fórmula cuando se forma el
óxido de sodio no hay unión sodio y unión oxígeno? Porque el oxígeno
gana dos y el sodio pierde uno. Necesito dos átomos de sodio por cada
átomo de oxígeno para que el balance de transferencia de electrones sea
correspondiente, sea adecuado. Entonces, ¿cómo representamos el óxido de
sodio? Como Na2O. Por el hecho de que el oxígeno tiene que ganar dos y el
sodio sólo puede perder uno. Necesito dos átomos de sodio. Veremos más
ejemplos después. Ya os adelanto que las fórmulas de los compuestos
iónicos se llaman fórmulas empíricas, no son fórmulas de moléculas.
Porque una fórmula de un compuesto iónico me está diciendo en qué
relación se encuentran los iones sodio y los iones oxígeno en la
estructura cristalina, en la red cristalina. ¿De acuerdo? Bueno, ¿y por
qué se forma un compuesto iónico? Porque, ¿sabéis que la energía de
ionización es una energía que hay que aportar al átomo? Na+, el sodio.
Cuando pierde un electrón hay que comunicarle energía. El cloro, claro,
para que gane un electrón se libera energía, pero el balance energético
no es favorable. Sin embargo, eso es un proceso que veremos más tarde en
termodinámica, un proceso exotérmico que no es fácil calcular
directamente, ese calor intercambiado, pero que por métodos indirectos sí
que se puede calcular. A vosotros no os entra el cálculo de estas
entalpías y de las energías reticulares, pero sí hay que entender, y
esto es muy importante, que la justificación de la formación de un
compuesto iónico se debe esencialmente a la energía reticular, a la
energía que se libera cuando los iones en estado gaseoso pasan a formar
parte de una red cristalina tridimensional en estado sólido. Este es el
motivo por el cual se forma un compuesto iónico, porque ese proceso,
cuando los iones en estado gaseoso pasan a formar parte de redes
cristalinas tridimensionales, ahí se libera una cantidad de energía muy
significativa y lo que hace que el balance energético sea favorable. ¿Y
de qué depende esta energía reticular? ¿Cuánto será mayor la energía
reticular? Pues aumenta con la carga de los iones. Por ejemplo, el íon
calcio y el ión oxígeno para dar el óxido de calcio va a tener una
energía reticular mayor que el crudo de sodio, porque sus iones sólo
tienen carga más uno y menos uno. Y también depende del tamaño de los
iones. Cuanto menor es el tamaño de los iones, mayor es la energía
reticular en valor absoluto. Digo en valor absoluto porque aquí pone menor
u, que quiere decir que es más pequeño, que se libera más energía. La
energía reticular en valor absoluto es más grande en el crudo de sodio
que en el bromuro de potasio. ¿Por qué? Porque el ión bromuro es más
grande que el crudo, el ión potasio es más grande que el ión sodio,
están debajo en el mismo grupo y el bromuro de potasio es más grande sus
iones que el crudo de sodio y por eso la energía reticular es menor para
el bromuro y será mayor para el crudo de sodio. Entonces, mayor energía
reticular mayor carácter iónico mayor carga y menor tamaño. Mayor carga
de los iones y menor tamaño. Este es un balance energético lo que se
llama ciclo von Haber voy a pasar por encima porque no os entra en los
cálculos energéticos lo que sí que os hagáis una idea cómo se puede
calcular la entalpía de un proceso de formación de un compuesto iónico
se hace un balance, es como si se sublima el átomo de sodio a gas se
disocia la molécula de cloro la energía de iniciación la finalidad
electrónica, fijaos cómo la energía de iniciación es más 495 es una
pregunta de examen que ha salido otras veces y la finalidad electrónica
248 ¿Cómo es posible que se forme un compuesto iónico si este balance
energético es desfavorable? ¿Es positivo? Es más grande la energía de
iniciación lo he explicado anteriormente debido a la energía reticular
esa energía que se libera cuando los iones pasan a formar parte de una red
cristalina tridimensional Seguimos Estructura cristalina Los iones de los
compuestos iónicos se ordenan regularmente en el espacio de la forma más
compacta posible ¿Pero de qué depende? Cada ión de un signo se rodea de
iones de signo contrario ¿Y de qué depende el número de iones que esté
rodeado cada ión positivo o negativo? Pues depende de la carga y del
tamaño Hay una celda fundamental en esa estructura cristalina que se
repite periódicamente en el espacio ¿Qué se entiende por índice de
coordinación? El número de iones de signo contrario que se rodea a un
ión dado Cuanto mayor es un ión con respecto al otro mayor es su índice
de coordinación ¿De acuerdo? Mayor número de iones se pueden rodear A
ver Principales tipos de estructura cristalina La cúbica centrada en las
caras para ambos iones como veis en el caso del crudo de sodio Aquí
tenemos un índice de coordinación de 6 En el caso del crudo de cesio es
una cúbica para ambos iones donde el índice de coordinación es de 8 Si
queréis como ejemplo cúbica centrada en caras para el ión calcio y
titanírica para el fluoruro Esto simplemente que sepáis que existen
distintos tipos de estructura cristalina que depende de la carga y del
tamaño de los iones pero nada más porque no se os va a pedir que sepáis
un compuesto iónico qué estructura cristalina tiene Ya hemos dicho que
depende del tamaño de los iones depende de la geometría y por lo tanto de
la carga de los iones Propiedades Tienen puntos de fusión y ebullición
muy elevados tanto mayor cuanto mayor es la energía reticular ya que para
fundirlos es necesario romper la estructura cristalina que es muy estable
por la cantidad de las fuerzas electrostáticas que hay entre los iones, de
signo contrario son sólidos todos ellos a temperatura ambiente A mayor
energía reticular mayor carácter iónico mayor punto de fusión y
ebullición Dureza ¿Qué es la dureza? La dificultad de ser rayado Por la
misma razón por esas fuerzas electrostáticas que hace que sea difícil
romper esa estructura Solubilidad en disolventes polares Cuanto más
polares Normalmente los compuestos iónicos son solubles en agua que es un
disolvente muy polar Lo que pasa es que hay compuestos iónicos que son
poco solubles en agua Es decir, no penséis que todas las sales son
solubles en agua Algunas son muy poco solubles Lo veremos en el tema de
solubilidad Por ejemplo, el crudo de sodio es muy soluble en agua Sin
embargo el crudo de plata ya no Es poco soluble en agua Las concentraciones
son muy pequeñas de iones disueltos ¿De qué depende? Depende de cuanto
menos sea la energía reticular Cuanto mayor sea la solubilidad Cuanto
menos sea la energía reticular Y la insolubilidad en disolventes poco
polares Por ejemplo, en benceno, tolueno disolventes orgánicos,
hidrocarburos son poco polares o son apolares y ahí ya no se disuelven los
compuestos iónicos Mirad, en estado sólido en estado sólido los
compuestos iónicos son aislantes pero disueltos o fundidos digo disueltos
o fundidos porque en ambos casos los iones tienen movilidad ya son
conductores Pero, repito en estado sólido, no Alguien puede pensar,
¿cómo es posible? Porque son iones. Sí, pero los iones están fijos en
una red cristalina Los iones son conductores de segunda especie Si no
tienen movilidad no conducen la corriente eléctrica Yo tengo un cristal
iónico Un cristal de cloruro de sodio o de sal no conduce la corriente
eléctrica Si tengo cloruro de sodio disuelto en agua eso sí que va a
conducir la corriente eléctrica O, cloruro de sodio fundido Bueno, pues
aquí veis un poquito la justificación cómo se puede disolver un
compuesto iónico en un disolvente polar por la polaridad del disolvente
¿Qué es lo que pasa? Que los iones se disolvatan de moléculas de agua
Con la parte positiva Es decir, un ión negativo de la red cristalina
irían con los átomos de hidrógeno Los átomos de hidrógeno del agua No
le hemos visto esto todavía Esto es la molécula de agua que es una
molécula angular, es una molécula polar Entonces la parte positiva se
aproximaría a la parte negativa y viceversa La parte negativa, que es el
oxígeno disolvataría a un ión positivo ¿De acuerdo? Son frágiles, esto
es muy importante Fragilidad Se rompen fácilmente. ¿Por qué? Porque por
presión o con un martillazo si nosotros desplazamos o hacemos desplazar la
estructura cristalina ya no están enfrentados los iones positivos con los
negativos, sino con los negativos con los negativos, eso se repel y hace
que se rompa. Son frágiles Un cristal iónico se rompe con bastante
facilidad ¿Vale? Bueno, aquí quería un poquito de explicar cómo se
forman los compuestos iónicos. ¿Por qué? Eso os puede ayudar un poco a
la formulación y un poquito a entender un poco por qué las fórmulas
químicas a veces, ¿no? Mirad El BAO, el Vario pertenece al grupo 2 Ya
sabéis que todos estos archivos que comparto con vosotros los podéis
descargar en las grabaciones Cuando accedáis a la grabación podéis
descargaros todos los archivos porque los pongo todos para que los podáis
descargar Y ya sabéis que podéis ver todas las grabaciones sin ningún
tipo de contraseña, de password Lo tenéis accesible, sin necesidad de
identificarlos Os facilito digamos el acceso a toda la información
Entonces, el Vario pertenece al grupo 2A, ¿no? Claro, alguien puede decir,
bueno, ¿y esto cómo lo sé? Bueno, Berilio, Magnésio Calcio, Estoncio,
Vario Bien, entonces Grupo 2A tiene dos electores en la última capa Tiene
tendencia a perder dos El Oxígeno, grupo 16 o grupo 6A, tal vez se le
llama Tiene seis electores en la última capa Entonces, simplemente uno
gana dos otro pierde dos Entonces la fórmula sería VAO y esto sería el
Oxido de Vario ¿No? Está claro, ¿no? VA2+, O2- Oxido de Vario Y el Crudo
de Aluminio ¿Por qué el Crudo de Aluminio es ALCL3? Alguien puede decir
¿Podemos justificar este compuesto iónico, esta fórmula? Pues pensemos
El Aluminio pertenece al grupo 3A Y tiene tres electores en la última capa
¿No? El Crudo de Aluminio, Galio e Indo-Italio tiene tendencia a perder
tres electrones y dar el ión a Aluminio El Cloro pertenece al grupo 7A o
grupo 17 Tiene siete electores en la última capa NS2NP5 Claro, alguien me
puede decir ¿Y esto cómo lo sé yo? Bueno, a ver, ya sé que si no me dan
el número atómico no lo sé Dependerá un poquito de lo que me plantee
Normalmente me darán Oiga, dígame un elemento del grupo 1A El grupo 17
tiene siete electrones en la última capa Son los elementos de los grupos
representativos Alcalinos, alcalino-térneos Los térneos Los carbonoides,
los nitrogenoides Los anfígenos, los halógenos y los gases nobles Están
los metales de transición que van desde D1 a D10 Que bueno, eso ya... Pero
bueno, estamos viendo con estos ejemplos Entonces el Cloro tiene 7, tiene
tendencia a ganar 1 Claro, si el Cloro solo puede ganar 1 y el Aluminio
tiene que perder 3 ¿Qué necesitaré? 3 Cloros Necesitaré 3 Cloros Para
que cada uno solo pueda ganar 1 ¿Para qué? Para que gane los 3 que pierde
el Aluminio Por eso la fórmula del Cloro de Aluminio es ALCl3 Por eso la
valencia o número de oxidación El Aluminio se dice que es más 3 Y del
Cloro, la valencia iónica del Cloro menos 1 Porque la valencia iónica del
Cloro representa el número de electrones que gana para formar un compuesto
iónico para formar un ión negativo Entonces, por eso la fórmula del
Cloro de Aluminio es ALCl3 Aquí tenéis más ejemplos El Cloro de... El
Fluoro de Calcio El Calcio grupo 2, lo hemos visto antes 2 electrones en la
última capa Fluoro grupo 7, 1 electrón Necesito 2 Fluoro ¿Para qué?
Para ganar los 2 electrones que pierde solo 1 átomo de Calcio Sea Ca2+,
con 2 de Fluoro- ¿No? Para dar el Fluoro de Calcio Si no, simplemente como
tenéis la grabación que os he dicho antes de formulación, ahí está
explicado cómo sistemáticamente se formulan compuestos binarios, como las
sales Pues sabéis que todas las sales son compuestos iónicos ¿Vale? Esto
sería el Fluoro de Calcio El Fluoro de Calcio CaF2 Algún compuesto más
El Sulfuro de Sodio El Sodio, ya lo hemos dicho antes pertenece al grupo 1A
Tiene tendencia a perder un electrón porque su configuración electrónica
es en S1 El Azufre está en el grupo de los autígenos Oxígeno, Azufre,
Selenio y Teluro Tiene 6 electrones en la última capa Na2Np4 Tiene
tendencia a ganar 2 electrones y adquirir la estructura del gas doble en el
mismo periodo S2- Na+, S2- ¿Cómo es la situación? Como el Azufre tiene
que ganar 2 y un Sodio solo puede perder 1 Necesito 2 Sodios Uno más El
Nitruro de Aluminio El Aluminio lo hemos visto antes que ya hemos dicho que
pertenece al grupo 3A y tiene tendencia a perder 3 Y el Nitrógeno
pertenece al grupo 5A o grupo 15 Tiene 5 electrones en la última capa
luego tiene tendencia a ganar 3 Uno que tiene tendencia a perder 3 y el
otro que tiene tendencia a ganar 3 Para formar unión positivo gas doble
del periodo anterior unión negativo gas doble del mismo periodo Por lo
tanto, la fórmula será AlN Nitruro de Aluminio Ya sé que si lo miramos
en formulación sería poner dos treses y simplificar pero también es
bueno entender un poco la justificación Ya hemos visto ejemplos Vamos a
pasar al enlace covalente Bueno ¿Qué pasa aquí? con el enlace covalente
Esto es muy diferente al enlace iónico En el enlace covalente ya no hay
transferencia de electrones de un átomo a otro Ya no se forma entre un
metal y otro metal El enlace covalente tiene lugar en la tabla periódica
¿Y quiénes son los no metales? Los que se encuentran a la derecha de la
tabla periódica Son poquitos Podríamos poner la tabla periódica pero son
poquitos Grupo del boro El boro es un no metal El aluminio, galio e indio
ya son metales Siguiente grupo Carbono, silicio son no metales Germano ya
es un semimetal Estaño y plomo son metales Siguiente grupo Nitrógeno,
nitrógeno, fósforo, acénico antihimonio y bismuto Todos ellos son no
metales aunque ya el antihimonio y el bismuto ya son semimetales y el
bismuto metal El grupo 6 Oxígeno, azufre, selenio y teluro Todos no
metales Grupo 7 Grupo de los halógenos Fluor, cloro, bromo y yodo Todos no
metales Comparamos los metales que es el resto pero en los gases nobles hay
un montón de metales Son todos los metales de transición Estos que están
por ahí en medio Bueno ¿Por qué se forma un compuesto covalente? Por el
mismo motivo que el enlace iónico porque el compuesto que se forma tiene
menor contenido energético que los átomos por separado Todo es una
cuestión de mínima energía Es una cuestión de estabilidad Nada más Es
decir, los compuestos se forman porque es más estable todo que los átomos
por separado Si no, no se formarán Tan sencillo como esto Esto es una
cuestión de balance energético La naturaleza funciona de esta manera
¿Vale? ¿Qué se tiene por energía de enlace? La energía necesaria para
romper un mol de un determinado tipo de enlace Bien Si yo tengo que la
energía de enlace de la molécula de hidrógeno son 16 kilojoules Quiere
decir que yo necesito estos kilojoules para romper un mol Si lo que quiero
romper son dos moles necesitaré el doble ¿No? Para romper dos moles de
Claro, cuando hablo de moles no estoy hablando de átomos Porque dos moles
son muchos Pensad que un mol hay 6,02 por hidrógeno 23 moléculas ¿Vale?
Bueno La distancia en la cual se mantienen unidos dos átomos en la
formación de un compuesto covalente se llama distancia de enlace que es
aquella en la cual tienen menor contenido energético ¿Cómo representamos
los compuestos covalentes? Pues se basa en la teoría de Lewis y en las
siguientes hipótesis que los átomos para conseguir 8 electrones en su
última capa comparten tantos electrones como le faltan para completar esa
capa Eso lo cumplen muchos elementos químicos, pero siempre hay
excepciones En la química siempre se buscan regularidades Después hay
muchas excepciones como las propiedades periódicas que decíamos que el
radioatómico o la higienización siempre en un mismo periodo, ¿no? Pues
aumentaba hacia la derecha o disminuía el radio, aumentaba la
higienización pero después hay excepciones pequeños saltos,
irregularidades pues aquí también habrá excepciones Cada pareja de
electrones compartidos forma un enlace Se pueden formar enlaces sencillos
dobles y triples con un mismo átomo hasta triples, no más Vamos ahora a
ver cómo representamos algunos compuestos covalentes con fórmulas de
Lewis Miramos con la molécula de yodo La molécula de yodo I2 Pensemos en
el yodo, ¿dónde está el yodo? Bueno, si tengo que representar algo me
darán el número atómico del yodo y saber qué tiene Pues... A ver, si
ahora os digo el número atómico del yodo va a pensar que yo me sé de
memoria los números atómicos y no se trata de eso Aunque creo que es 54,
si no me lo olvido Pero eso, que a nadie se le ocurra aprenderse eso de
memoria, que no sirve para nada Es decir que uno se aprende cosas A veces
uno en la mente guarda cosas porque las ha visto tantas veces que bueno,
las tiene ahí en las almacenas, pero eso no es el objetivo, ni mucho menos
Ahora, si hay que saber, eso sí que hay que tener en la mente, que el yodo
es un halógeno, está en el grupo 7 y tiene 7 electrones en la última
capa Eso sí que hay que metérselo en la cabecita Entonces Si tiene 7
electrones fijaos, ha representado dos átomos de yodo Uno con cruce y otro
con puntos Es una forma de representarlo de alguna manera diferente.
Entonces, ¿cuántos electrones le falta? Hasta 8 a 1 Entonces comparte un
par de electrones. ¿Por qué? Porque el par de electrones que ya comparte
ya no pertenecen, este AX y este punto que está en el circulito rojo ya no
pertenecen al átomo de la izquierda o derecha sino que pertenecen al
conjunto de la molécula Y a la hora de contar los electrones de cada
átomo de yodo Cada dos electrones es una rayita de un segmento. ¿Lo veis?
2, 4, 6 A ver, voy a subrayarlo Aquí Bueno, en verde no, en rojo ¿Veis?
Aquí tengo 2, 4, 6 y 8 Y para el átomo de la derecha 2, 4, 6 y 8 Porque
estos dos pertenecen a los dos ¿Vale? Y cada átomo tiene tres pares de
electrones sin compartir y comparte uno ¿Entendemos el compuesto
covalente? Venga, pasemos al SO SO es monóxido de azufre o óxido de
azufre 2 Los dos elementos químicos pertenecen al grupo 6A o 16 Tiene 6
electrones en la última capa ¿Vale? Cada elemento tiene que estar rodeado
de 6 electrones Cada elemento tiene que estar rodeado de 6 electrones
¿Cuánto le faltan hasta 8? 2. Pues lógico, se compartan 2 Aquí están
compartiendo 2 Quiero que os deis cuenta que hay un doble enlace azufre y
oxígeno Y cada átomo tiene además dos pares de electrones sin compartir
Daos cuenta Y dos pares de electrones que comparte De manera que cada
átomo de azufre y de oxígeno está rodeado de 8 Y sigue cumpliendo la
regla del objeto ¿Vale? Otro ejemplo más PH3 Triduro de fósforo Tiene un
nombre vulgar, muy conocido, habitual Que es la fosfina La fosfina, podría
haber puesto el amoníaco que es NH3 Que es muy habitual y os saldrá por
ahí seguro Pero bueno, PH3 Triduro de fósforo Fósforo, grupo del
nitrógeno Nitrógeno, fósforo acénico antimonio Grupo 5A O grupo 15
Tiene 5 electrones en la última capa 5 electrones en la última capa El
hidrógeno, grupo 1A O un electrón Entonces El hidrógeno es una
excepción En el sentido de que el hidrógeno no tiende a rodearse de 8
electrones Tiene que estar rodeado de 2 ¿Por qué? Porque sólo tiene
electrones en la primera capa Es 1s1 Y el primer gas noble es el helio 1s2
Entonces, él le interesa tener la estructura electrónica del gas noble de
su periodo Sería 2 Entonces Siempre veréis que el hidrógeno en un
compuesto covalente Sólo comparte 1 electrón El hidrógeno, siempre 1 En
un compuesto covalente El fósforo, como tiene 5 y le faltan 3 Comparte 1
con cada átomo de hidrógeno Y por eso Tenemos la fórmula PH3 ¿Vale? El
fósforo En este caso Tiene un par de electrones sin compartir Como veis Yo
os he pintado la molécula ya Como la explicaré en su momento De esta
forma piramidal Alguien podría decir Oye, ¿y esto por qué no está como
a la izquierda? En una cruz, como si esto fuese plana No es plana esta
molécula Es tridimensional Eso nos tocará verlo más adelante Porque es
así Porque la teoría de Lewis justifica los enlaces Pero no justifica la
geometría de las moléculas La teoría de Lewis puede justificar Por qué
la molécula es PH3 Como veis, lo hemos justificado Pero no el dibujito que
os he hecho a la derecha Porque es piramidal Eso viene con otra teoría De
tetracrudo de carbono El tetracrudo de carbono Es un compuesto Es un
disolvente orgánico Muy utilizado Está muy restringido La utilización de
estos disolventes Clorados Porque ya sabéis que el cloro se emite a la
atmósfera Reacciona Y contribuye a la destrucción de la capa de óxido
Entonces está muy limitado La utilización del tetracrudo de carbono Y
compuestos clorados en general Bien Entonces El cloro tiene 7 El carbono
tiene 4 Lo entendéis enseguida Cada cloro comparte un electrón con cada
carbono Un enlace covalente Y Y cada cloro También comparte uno De manera
que cada cloro está rodeado de 8 Y cada carbono está rodeado de 8 ¿Vale?
CCl4 Y fijaos que aquí os he pintado a la izquierda La molécula
tetraédrica Justificaremos por qué Este dibujito de molécula
tetraédrica Porque no es plana Como está dibujado aquí a la derecha Sino
el dibujo correcto de esta molécula Es como está a la izquierda Con ese
tetraedro Con esos cloros en los vértices H2Se Es igual, tiene la misma
estructura que el agua Es una molécula angular Por no poner el agua El
selenio está en el grupo 16 Grupo 66 igual que el oxígeno Fijaos una cosa
que es muy interesante La estructura o la geometría O los compuestos Que
son del mismo grupo Por ejemplo Yo he puesto aquí el H2Se Pero podría
haber puesto el H2S El H2O Todos estos compuestos tienen la misma
estructura Antes Cuando he ido por ejemplo en el fósforo Y he puesto pH3
Podría haber puesto NH3 O ASH3 Todos los hidruros del mismo grupo Se
justifican Y por igual la estructura Los enlaces, la geometría y todo
Igual que la familia del CCL4 Con los halógenos Es decir Lo que yo estoy
contando aquí ahora Con el hidruro de selenio Lo podría contar con el
hidruro de azufre O el sulfuro de hidrógeno O selenuro de hidrógeno o
como con el agua Porque lo único que interviene es la estructura Los
electrones de la última capa Los electrones de la capa de valencia Por lo
tanto azufre 6 electrones Perdón, en este caso estoy con el selenio 6
electrones en la última capa ¿Con cuántos hidrógenos se une? Con 2
¿Por qué? Porque le faltan 2 electrones Compartir 2 para estar rodeado de
8 Y por eso las moléculas H2Se Y actúa con esa valencia covalente El
selenio igual que el oxígeno y el azufre Y fijaos Que tiene 2 pares de
electrones sin compartir Y tiene 2 enlaces sencillos con átomos de
hidrógeno ¿Vale? Es una molécula angular Lewis no nos dice por qué es
angular Porque le dice esto porque no es lineal Bueno, ya Bueno, CO2 Aquí
esta es una molécula singular Muy importante El carbono está en el grupo
4 Tiene 4 electrones A ver, grupo 4A Tiene 4 electrones de capa a capa El
oxígeno tiene 6 electrones en la última capa Por lo tanto A cada oxígeno
le faltan 2 Al carbono le faltan 4 Fijaos como lo he pintado ya A
propósito Con un oxígeno a la derecha Un oxígeno a la izquierda Como os
he pintado ya a propósito Los electrones, las cruces y los puntos No
penséis que esto está hecho al azar Ya sé lo que va a dar Claro, uno
dice ¿Por qué lo pinta así? Formando un ángulo de 90 grados Porque uno
ya sabe Que esto va a ser una molécula lineal Es una molécula lineal
¿Por qué? Más adelante Esto es muy importante saber que el CO2 Tiene 2
dobles enlaces El carbono y el oxígeno Es una molécula lineal Veremos de
la polaridad de estas moléculas Hablaremos del enlace covalente, polar
Hablaremos de esa polaridad Y cuando esas moléculas son polares o no son
polares Etcétera Pero es interesante Que sepamos ya con la fórmula de
Lewis Cómo se forman estas moléculas Cl2O es una molécula angular Con el
oxígeno aquí Y con los grupos halógenos Ya muy parecido al que ya hemos
visto El oxígeno es el átomo central Como veis el cloro Comparte un
electrón con cada átomo de oxígeno Se cumple la regla del octete Los
pares de electrones sin compartir Que veis que tiene cada átomo Que son
varios El oxígeno 2 y el cloro 3 Otro más, el CHCl3 Esta es otra
molécula Aunque aquí lo he pintado plana Esto es el cloroformo, el
triclorometano ¿Vale? Otra vez el carbono tetravalente Comparte 4
electrones 3 con cloro y 1 con hidrógeno No penséis que esto es una
molécula plana Va a ser también una molécula tetraédrica Lo veremos
más adelante Porque todos los compuestos de carbono Con enlace sencillo
son tetraédricos Y nos damos cuenta Que cada átomo de carbono tiene
enlace sencillo Comparte 3 electrones con 3 cloros Y 1 con hidrógeno Y los
pares de electrones de cada Halógeno como puedes ver De cada cloro Aquí
un alqueno Ya lo adelanto Porque cuando hablemos de hibridación Veremos
los alquenos El carbono Siempre hablaremos que cuando el carbono Tiene
doble enlace Siempre tendrá una hibridación determinada Es una molécula
plana Fijaos CH2CH2 No Se produce un doble enlace carbono carbono Y enlaces
sencillos siempre con los átomos de hidrógeno Fijaos que siempre tenemos
enlaces sencillos Con los átomos de hidrógeno Siempre Enlaces sencillos
con los átomos de hidrógeno Y dobles Con los átomos de carbono Y dobles
con los átomos de carbono Sencillos No Sencillos Con Carbono hidrógeno Y
doble carbono carbono De acuerdo Molecula plana Veremos después el por
qué Cletino venga Carbono carbono esto Son las típicas moléculas
orgánicas Que salen cuando te piden algo de enlace químico O de
hibridación Pero ya os lo adelanto La fórmula de Lewis Porque nos va a
servir Esto que estamos viendo de estas moléculas orgánicas Nos va a
servir para después explicar Y justificar Bueno, explicar Otras teorías
de enlace químico El por qué Son lineales O planas Fijaos como El carbono
es equivalente Tiene un triple enlace carbono carbono Y un enlace sencillo
carbono hidrógeno Cruz punto Enlace sencillo cruz punto Triple enlace
carbono carbono Se llama un triple enlace No es que sean tres enlaces
sencillos Un triple enlace A ser el triple enlace La energía de enlace es
mayor que el doble Y ese mayor que es sencillo No es que sea tres veces
mayor Ni el doble del primero Pero es mayor Y las distancias de enlace son
menores Con triple enlace Mayor energía de enlace Menor distancia de
enlace Es algo que hablaremos también más adelante Tenemos dos elementos
Como son el boro y el berilio Lo digo muy de pasada Porque en vuestra guía
solo dice leer Que no cumple la regla del octeto El berilio siempre se
rodea Está rodeado de cuatro electrones Y el boro de seis Son excepciones
Y el boro no El berilio insisto siempre moléculas lineales Y rodeado de
cuatro El boro moléculas planas Triangulares Y siempre rodeadas de seis
Fijaos, os he puesto aquí El dinuro de berilio Molecula lineal Rodeado de
cuatro No cumple la regla del octeto Alguien pensaba antes No, mire, es que
nos había dicho La regla del octeto Sí, pero yo os adelantaba Que había
excepciones Y aquí están, aquí van Dos excepciones muy típicas Del
berilio y del boro Tiene dos enlaces sencillos Con ser dos átomos de
hidrógeno Con partición de electrones ¿Vale? El trifluoruro del boro Es
que el boro es trivalente Podemos justificar por qué es trivalente el boro
Alguien podría pensarlo y no entenderlo Porque cuando expliquemos La
formación de enlaces Con la teoría del enlace de valencia, etcétera
Alguien podría decir Mira, hay una cosa que tenéis que tener muy claro En
la formación de los compuestos covalentes Que es que utiliza orbitales
siempre semillenos Es decir Oye, el flúor tiene Átomos con valencia 1 ¿Y
eso por qué? Porque es NP5 ¿Qué quiere decir NP5? NPx2 NPy2 NPz1 Ah
vale, lo entiendo Por eso sólo comparte uno Porque tiene un orbital
semilleno Lo entiendo Los halógenos todo igual Pero y el boro O el carbono
que hemos visto Pasa a un estado excitado Y se forma Esta estructura
intermedia electrónica Y un electrón del 2s Pasa al 2p Y por eso es
trivalente Y así pasa lo mismo Y así justificaremos la tetravalencia del
carbono Aunque no lo había comentado antes Bueno, la mayoría de los
elementos Químicos pueden formar compuestos Con enlace covalente
coordinado o dativo Bueno, hasta ahora hemos visto El enlace covalente
normal ¿Y qué es el enlace covalente dativo o coordinado? También Esto
en algunos libros O en alguna literatura por ahí Le llamaban enlace
gorrón Ya sabéis lo que es un gorrón, ¿no? Sí, ¿no? Cuando uno va,
dos personas van a tomar algo Y resulta que uno es el que invita Siempre
invita al mismo Pues aquí pasa lo mismo Un átomo gorrón, un enlace
dativo Un enlace covalente coordinado o dativo Es que siempre el mismo
átomo Aporta los dos electrones al enlace Aporta siempre los dos
electrones al enlace De ese enlace dativo Por eso se llama coordinado o
dativo Pensemos en el SO, que lo hemos visto antes SO, a la izquierda
tenéis la fórmula ¿Qué pasa si el SO se quiere unir A otro átomo de
oxígeno? Os dais cuenta que el azufre ya está rodado de 8 No le interesa
compartir más átomos Más electrones con otro átomo de oxígeno ¿Qué
es lo que hace el azufre? Daos cuenta, lo que hace el azufre Lo que hace el
azufre Es aportar los dos electrones del enlace ¿Lo veis? Y se representa
con esta flechita De manera que tenemos aquí un enlace covalente Dativo o
coordinado Donde el azufre aporta los dos electrones al enlace ¿Vale? Y si
el azufre se une a otro átomo de oxígeno ¿No? Con el tercero También
aporta él El par de electrones Que ves que le queda aquí arriba un par de
electrones sin compartir Pues aporta este par de electrones Para unirse con
el tercer átomo De manera que Cada átomo de oxígeno está rodado de 8 Y
el azufre se mantiene Rodeado de 8 Y cumple la regla del octeto ¿Eh?
Interesante Ahora, vemos aquí el caso del agua El agua es el H2O Igual que
el selenuro de hidrógeno Tiene dos pares de electrones Hay que saber que
el agua tiene una gran facilidad Para formar el ión hidróneo El tema de
ácido base aparecerá en el ión hidróneo Entonces, ¿Qué pasa? ¿Qué
ocurre? Que aporta un par de electrones Para formar un enlace dativo con un
átomo de hidrógeno Aquí lo tenéis, veis la flechita aquí abajo ¿No? Y
me queda todavía un par de electrones sin compartir Alguien puede decir
Ah, pues se puede unir y formar Con otro hidrógeno, otra especie química
Pues no, no lo hace ¿Por qué? Porque sería tener dos cargas positivas Y
eso es muy inestable y no se forma El ión hidróneo sí, el H3O más Pero
el H4O2 más Eso no se forma Ya sé que teóricamente se podría formar
Porque tiene otro par de electrones Pero no Energéticamente no va a ser
favorable Por esa repulsión electrónica Hablemos un poco de la polaridad
del enlace covalente Cuando los átomos Que se unen tienen la misma
electronegatividad Los electrones se distribuyen Uniformemente alrededor de
los dos átomos Los electrones Se comparten por igual Por los dos átomos Y
se dice que el enlace covalente Es el enlace covalente apolar Un enlace
covalente apolar Es cuando está formado Cuando la molécula se dice que es
Molecula homonuclear Quiere decir una molécula homonuclear Que está
formado por átomos idénticos H2 HH F2, FF Moleculas homonucleares Enlace
covalente apolar Molecula apolar ¿Vale? Molecula de oxígeno O2 Tiene
doble enlace Molecula de nitrógeno triple enlace ¿No? Tiene cinco
electrones Hasta tener ocho Este enlace covalente de estas cuatro
moléculas Se llama enlace covalente apolar Apolar Y las moléculas son
apolares Claro, si yo tengo un enlace covalente apolar Las moléculas son
apolares Los electrones son atraídos con igual fuerza Por ambos átomos
Pero si uno de los dos átomos Es más electronativo que el otro Recordad
la electronegatividad Cómo variaba la tabla periódica Aumentaba hacia
arriba y hacia la derecha Porque hacia allí disminuía el tamaño O el
radio atómico Resulta que El átomo más electronegativo Atraerá con más
fuerza al par o par El electrón se comparte con el otro átomo Los
electrones que se comparten ¿Qué pasa? Están más cerca del átomo más
electronegativo Generando un dipolo permanente O separación de cargas Esto
es importante No hay una transferencia De electrones No se forman iones
Pero tenemos Lo que se llama el enlace covalente polar Donde El par de
electrones que se comparte Está más cerca del cloro que del hidrógeno
Porque el cloro Está más arriba y a la derecha de la tabla periódica Es
más electronegativo Igual que el flúor con respecto al hidrógeno Igual
que el oxígeno con respecto al hidrógeno Entonces se generan dipolos
permanentes Y esos enlaces se llaman enlace covalente Polar Enlace
covalente polar Y la molécula se dice que es polar En el tercer caso
también Pero os advierto Y os aviso De que no todas las moléculas Con
enlace covalente polar La molécula es polar No, hay excepciones Hay
excepciones por la simetría de las moléculas Aquí Por ejemplo la
molécula de amoníaco Que ya lo había adelantado antes El nitrógeno más
electronegativo Entonces hay una polaridad Hay un momento que se llama
momento dipolar ¿Cómo se mide la polaridad de un enlace? Se mide por el
momento dipolar Lo tenéis en el libro Este momento dipolar Siempre está
dirigido Hacia el átomo más electronegativo ¿Y de qué depende? De la
carga residual que tiene el átomo Y de la distancia del enlace ¿Vale?
Entonces cuanto mayor sea La diferencia de electronegatividad Mayor será
la polaridad del enlace ¿No? Claro, si yo comparo NH3 Con pH3 Como el
nitrógeno es más electronegativo Que el fósforo Yo diría que el enlace
covalente Nitrógeno-hidrógeno es más polar Que el enlace covalente
fósforo-hidrógeno ¿Vale? Cuanto mayor sea la diferencia de
electronegatividad Mayor será la polaridad No desenlace Enlace covalente
polar Eso es muy importante En todos los casos esta geometría Esta
molécula espiramidal Yo os digo que es piramidal Todo llegará Y la
polaridad Al revés Esto es la polaridad Aquí el cloro El oxígeno es un
poco más electronegativo Que el cloro Y aquí tenéis dos ejemplos de
moléculas Que tienen una geometría Que hace que sea angular o piramidal
Que hace que la suma de estos vectores Que os he dibujado sea distinta del
cero Porque si vosotros sumáis estos vectores Nunca os va a dar cero Van
en una pirámide Las dos forman ángulos Y ojo, en el último sí Lo que
ocurre es que La suma Esto a lo mejor no lo sabéis en matemáticas Pero la
suma de cuatro vectores Idénticos que forman 109 grados Es cero Esto se
puede demostrar matemáticamente Entonces la molécula La molécula de
metano es apolar Molecula apolar ¿Por qué? Por simetría Es tetraédrica
y todos los enlaces son equivalentes Por este caso Cuidado Cuidado con este
detalle Seguimos Si una molécula tiene enlace covalente apolar La
molécula es apolar Lo tenemos claro Si una molécula tiene enlace
covalente apolar La molécula es polar Salvo que por simetría Se compense
la polaridad de los enlaces Entonces la molécula es apolar ¿Vale?
Ejemplos Hace un momento En la molécula de metano Hemos dicho que es una
molécula apolar Porque al ser tetraédrica se compensa Y otro ejemplo de
molécula apolar Ahora os lo iba a contar Que es el caso del CO2 Fijaos Es
una molécula lineal Tengo dos momentos dipolares Iguales, idénticos Uno
hacia la derecha y otro hacia la izquierda Mu sub 1 Y mu sub 2 Dos momentos
dipolares Uno hacia la derecha y otro hacia la izquierda ¿De acuerdo?
Enlace covalente polar Molecula apolar ¿Por qué es apolar? Porque los dos
momentos dipolares Se compensan Dos vectores que tienen la misma dirección
Y sentido contrario que son idénticos Es cero Recordemos algo de mates o
de física Sencillito pero ya veis Enlace covalente polar y molécula
apolar Seguimos ¿De acuerdo? Ya veis Serían los dos momentos Aquí
también Tenemos Tres vectores que forman 120 grados También podemos
demostrar Matemáticamente Que la suma de tres vectores idénticos Es cero
Enlace covalente polar pero molécula apolar Por simetría Las sustancias
con enlace covalente se pueden clasificar En moleculares Sustancias
moleculares o cristales covalentes Yo lo que todo os he contado Hasta ahora
esencialmente Son De moléculas, de sustancias moleculares Pues el agua, el
CO2 La glucosa La glucosa es una sustancia covalente Molecular La molécula
de glucosa Enlace covalente polar Por ahí es soluble en agua Entonces, sin
embargo existen Sustancias Que lo veremos en otro apartado Que forman
cristales Que tienen Estructuras diferentes Cristales covalentes que se
llaman Y que son sólidos con una elevada temperatura De fusión o de
ebullición Por ejemplo la selite Nos acordamos que es el SiO2 ¿Alguien
sabe lo que es el SiO2? ¿Alguien se acuerda lo que es el SiO2? No Pero lo
pateamos mucho cada verano La arena, ¿no? El dióxido de silicio Es normal
El dióxido de silicio es la arena Y ya sabéis que tiene una temperatura
de fusión muy elevada No reacciona No penséis que sea fácil Que
reaccione Pues está el carbono grafito Que bueno, puede reaccionar Y el
carbono diamante que tiene sus propiedades ¿Vale? Bueno, las sustancias
moleculares Pueden ser sólidos, líquidos o gases Los sólidos cristalinos
Son sólidos todos siempre Son duros y frágiles ¿No? A ver La arena, el
grafito El diamante Son malos conductores excepto el grafito Que el grafito
es muy especial Ya veremos su estructura Son insolubles e insolubles en
cualquier disolvente La arena no se disuelve en nada Ni el carbono ni el
diamante Podemos ir tranquilamente al laboratorio con un diamante Que nos
va a reaccionar No va a reaccionar Va a ser muy difícil que reaccione Si
no sea a temperatura muy elevada En unas condiciones extremas Pero no se va
a disolver en ningún disolvente El diamante Y el carbono grafito tampoco
Eso es insoluble ¿Vale? Sin embargo las sustancias moleculares Pues ahí
sí No conducen la electricidad Son solubles en disolventes de similar
polaridad Si yo tengo una molécula polar Un covalente polar será soluble
en un disolvente polar Si yo tengo un compuesto covalente apolar Pues será
soluble en disolvente apolar Esto es lo que se llama la frase esta De que,
bueno Polar va con polar y apolar con apolar Bueno, no sé exactamente esa
frase así Pero lo entendemos Lo que queremos decir Seguimos, ahora
hablemos de resonancia Venga Bueno, no siempre existe una estructura De
Lewis única Para explicar la estructura de una molécula O de unión Y por
ejemplo tenemos el caso Del íon carbonato CO3 2- El CO3 2- viene del
ácido carbónico El ácido carbónico Es el sel H2CO3 Si pierde los dos
hidrógenos Los dos protones Me queda como CO3 2- Fijaos, la fórmula de
Lewis la tenéis aquí escrita ¿Veis? Un doble enlace carbono-oxígeno Y
enlace sencillo con no oxígeno Que tienen carga negativa Porque han ganado
un electrón Si os dais cuenta de una cosa Veis que aquí a un oxígeno
Arbitrariamente le hemos puesto el doble enlace Y a los otros dos le hemos
puesto el enlace sencillo Pero no hay nada Que diga que tenga que ser el
enlace de arriba El que tenga que ser el doble Cualquiera de los tres
oxígenos son equivalentes De hecho, por diflación de rayos X No se
observa Que una distancia del enlace sea más pequeña Y las otras dos sean
más grandes Sino que las tres distancias del enlace De los tres oxígenos
con el carbono son las mismas Entonces ¿qué ocurre? En realidad, al
representar La molécula de CO2- No lo puedo hacer con una única fórmula
de Lewis Sino con tres fórmulas De Lewis equivalentes Que tienen la misma
estructura La misma estabilidad El mismo contenido energético Y que
contribuyen por igual A la hora de representar la molécula Y aquí las
veis Las tres fórmulas de Lewis ¿Cómo? Estoy representando Con tres
fórmulas Fórmulas que se llaman híbridos Que se llaman tres formas
resonantes Estas flechitas Que veis aquí No son las flechitas de
equilibrio químico Son unas flechitas No, no va así Lo voy a dibujar
aunque sea Un segmento ¿Vale? Se hace de esta manera Son las tres formas
resonantes Que vienen determinadas por lo que se llama Híbrido de
resonancia ¿Qué es el híbrido de resonancia? Lo que tenemos aquí en
este recuadro Híbrido de resonancia Esto es un híbrido de resonancia Que
me representa las tres Las tres formas resonantes del carbonato Del ión
carbonato Las tres formas de resonan- Las tres formas Las tres formas de
resonancia Son equivalentes Tienen el mismo contenido energético ¿Vale?
Cuantas más formas resonantes tengamos En un compuesto químico Más
estable va a ser El híbrido de resonancia será más estable Fijaos aquí
Otros ejemplos de híbridos de resonancia ¿No? Que son las distintas
fórmulas de Lewis Que podemos representar en una misma molécula En el
caso de la molécula de SO3 ¿No? O la molécula de NO3- NO3- Y sobre todo
fijaos aquí La molécula de benceno Esto es muy típico Porque tiene dos
formas resonantes Mayoritarias, las más estables Que son Las fórmulas de
Kekulé Como veis aquí con los dobles enlaces alternados Aunque existen
tres fórmulas más Resonantes de Dewar Lo veremos después en otro momento
Pero que las que contribuyen más A la estabilidad O al híbrido de
resonancia Que fijaos como se representa El híbrido de resonancia del
benceno Con un hexágono y un círculo ¿Qué quiere decir este círculo?
Pues que los electrones están deslocalizados De esos dobles enlaces Entre
los seis átomos Están deslocalizados entre los seis átomos ¿De acuerdo?
En la deslocalización electrónica Da lugar a que el contenido energético
Del híbrido de resonancia sea menor Que el que tendría si su estructura
fuera La de cualquiera de las formas resonantes El tener Tres formas
resonantes O cinco formas resonantes Hace que la molécula Sea más estable
El híbrido de resonancia es más estable Que no sólo una fórmula de
Lewis La deslocalización Implica disminución de energía Y por tanto
mayor estabilidad del híbrido Ha habido preguntas De teoría En esta
asignatura Se preguntaba lo que era la energía de resonancia Entonces
estamos hablando De una mayor estabilidad del híbrido Y la
deslocalización electrónica Estabiliza el híbrido Y la impulsión
electrónica es menor Al estar estos electrones repartidos Repartidos entre
todos los átomos Y se define energía de resonancia Como la diferencia
Entre la energía correspondiente A la forma resonante más estable Esto lo
tenéis en el libro Y la energía del híbrido de resonancia Una molécula
será tanto más estable Cuanto mayor sea la energía de resonancia Y tanto
vamos a tener Mayor estabilidad Pues bueno Cuantas más formas resonantes
Podemos representar esa molécula ¿Vale? Bueno La teoría De enlace de
valencia Nos habla Del solapamiento A la hora de formar Un enlace químico
Hasta ahora hemos justificado Las fórmulas químicas con puntos y cruces
Pero ahora vamos a hacer Intervenir los orbitales ¿Cómo justificamos un
enlace químico? Pues la teoría del enlace de valencia nos habla De dos
tipos de enlace Un solapamiento De superposición De acercamiento de
superposición Entre orbitales En una dirección determinada Como veis
aquí En estos dos casos De un orbital S y de un orbital P ¿Vale? Y se
dice que se forma un enlace sigma Pero recordemos Que para que tenga lugar
este solapamiento Cada orbital Tiene que estar semilleno Con un enlace Lo
contribuyen dos electrones Un orbital con un electrón También podría ser
el caso excepcional de un enlace negativo Que tengamos un orbital vacío Y
uno con dos electrones Pero lo habitual es que aporte uno y uno Y veis
aquí el enlace sigma Que puede haber un giro Existe un giro De un átomo
con respecto a otro ¿Vale? Ahora también podemos tener Un solapamiento
lateral Un solapamiento más débil Un solapamiento más flojito Más
débil Y que tiene lugar siempre Con enlaces P paralelos Aquí están
pintados Dos orbitales Pz paralelos O dos orbitales Px paralelos Y el
enlace que se forma Se llama enlace pi Es muy importante este solapamiento
lateral Porque nos va a justificar Los dobles enlaces en las moléculas En
especial en las moléculas orgánicas El eteno, el benceno El solapamiento
pi No puede existir Giro libre de un átomo con respecto a otro ¿Vale? Y
cuanto mayor sea el solapamiento entre los orbitales Tanto más estable
será el enlace Por lo tanto El enlace sigma es más estable que el enlace
pi ¿De acuerdo? Aquí tenemos pues moléculas ¿No? Con Bueno Un
solapamiento De dos átomos de cloro Los átomos de cloro tienen un
electrón Orbitales P Y se forma un solapamiento Y tendríamos enlace sigma
¿Eh? Un enlace sigma con orbitales Px, en este caso direcciones pi ¿No?
Exactamente Pi con pi Aquí tenemos un solapamiento El oxígeno tenemos un
solapamiento con un enlace sigma Solapamiento frontal Y el doble enlace se
justifica con Un enlace pi ¿Por qué? Porque tenemos dos orbitales P De
átomos de oxígeno paralelos Solo con un electrón Y daría lugar a ese
enlace pi Y en el caso del nitrógeno Tendríamos un enlace, un
solapamiento Frontal Un enlace sigma ¿No? En el caso del nitrógeno Con
dos orbitales 2P que se solapan Y después orbitales paralelos Con un
electrón Fijaos porque aquí está el número de electrones Fijaos como el
oxígeno tiene Dos orbitales semillenos P's Tenía uno y el nitrógeno
tiene tres Si el nitrógeno tiene tres ¿Cómo justificamos el triple
enlace? Pues un solapamiento frontal Con un enlace sigma Del nitrógeno Y
dos solapamientos laterales Direcciones z Y x Aquí en el dibujo de la
izquierda ¿Vale? Y justificamos el triple enlace Y me voy a parar aquí
Porque tenemos que empezar con la hibridación Y no nos da tiempo ¿De
acuerdo? Bueno, pues lo dejamos ya por hoy si os parece Muchas gracias y
seguimos el próximo día