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00:00:15,980 --> 00:00:24,179
Hola a todos. Soy Raúl Corraliza, profesor de química de segundo de bachillerato en el IES Arquitecto Pedro Gumiel de Alcalá de Henares.

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00:00:24,699 --> 00:00:30,519
Y os doy la bienvenida a esta serie de videoclases de la unidad 3 dedicada al estudio del enlace químico.

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00:00:35,750 --> 00:00:40,289
En la videoclase de hoy estudiaremos la tercera parte del enlace covalente.

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00:00:40,289 --> 00:01:00,880
Un último elemento que voy a necesitar para poder explicar la geometría molecular, por lo menos de las moléculas más sencillas de una forma rigurosa, es la teoría de la hibridación de orbitales atómicos.

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00:01:00,880 --> 00:01:10,000
Antes de estudiarla y de verla con detalle, voy a retroceder un par de imágenes y voy a volver a la molécula de amoníaco, de trihidruro de nitrógeno.

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00:01:10,000 --> 00:01:28,400
Una vez más os recuerdo que aquí lo que tengo es al nitrógeno formando tres enlaces con los átomos de hidrógeno y un par de electrones libre y en un momento dado me refería a los cuatro orbitales que con los dos electrones que puede tener cada uno de ellos forma estos cuatro pares de electrones.

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00:01:28,400 --> 00:01:35,599
cuatro orbitales, que en el caso del nitrógeno serían el orbital 2s, y los tres orbitales 2p

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00:01:35,599 --> 00:01:43,180
del último nivel. La gran pregunta que ahora mismo se me plantea es ¿quién es quién? ¿Cuál de estos

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00:01:43,180 --> 00:01:50,579
orbitales así dispuestos es el orbital s? ¿Cuáles son los orbitales p? Y el problema que de golpe se

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00:01:50,579 --> 00:01:56,700
me plantea cuando me paro a pensar en la disposición real en el espacio de los orbitales es la

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00:01:56,700 --> 00:02:04,540
siguiente. Os recuerdo que cuando estudiamos en su momento los orbitales atómicos, la teoría

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00:02:04,540 --> 00:02:09,500
mecano-cuántica me daba una forma más o menos aproximada de cuál es la región del espacio donde

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00:02:09,500 --> 00:02:14,340
es más probable encontrar los electrones y resulta que en el caso de los orbitales de tipo S lo que

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00:02:14,340 --> 00:02:19,060
tenía era una geometría esférica, así que me puedo imaginar el orbital 2S como una especie de esfera,

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00:02:20,319 --> 00:02:26,300
y en el caso de los orbitales P lo que tenía era dos lóbulos con el núcleo en el centro y,

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00:02:26,300 --> 00:02:36,539
Y puesto que tengo tres orbitales de tipo P, pues resulta que estos tres orbitales están orientados conforme a las tres direcciones principales del espacio.

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00:02:36,539 --> 00:02:56,500
Así que podría pensar XYZ, pues uno orientado en una dirección vertical, otro orientado en la otra dimensión que fuera la dimensión horizontal y un tercero que fuera orientado en la dirección que iría hacia adentro y hacia fuera de vuestra pantalla.

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00:02:56,960 --> 00:03:06,479
Así que resulta que tengo cuatro orbitales, que son uno esférico y luego tres que son sendos lóbulos orientados en las tres direcciones del espacio.

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00:03:06,539 --> 00:03:22,479
Y resulta que yo tengo una molécula tal como esta. Estos átomos de hidrógeno que están unidos a los orbitales de tipo P y entonces este par de electrones libres sería dentro de los orbitales S.

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00:03:22,479 --> 00:03:37,460
Pero entonces, si los átomos de hidrógeno están en orbitales de tipo P, deberían estar orientados estos enlaces entre sí a 90 grados, puesto que las tres direcciones del espacio están ubicados a 90 grados.

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00:03:38,379 --> 00:03:44,639
Y nosotros, experimentalmente, sabemos que este ángulo de enlace no es 90 grados, sino que es algo mayor.

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00:03:45,360 --> 00:03:56,599
Ah, claro, claro. Pero es que lo que ocurre es que el par de electrones libre ejerce una fuerza repulsiva mayor sobre estos pares de electrones de enlace y entonces lo que hace es cerrarlos.

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00:03:57,159 --> 00:04:02,819
Pero claro, acabamos de decir que el ángulo de enlace que yo mido realmente es mayor que 90 grados. Algo no cuadra.

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00:04:03,280 --> 00:04:11,280
Además, no solo eso. Acabamos de decir que ese par de electrones libre se encontraría dentro de los orbitales 2s con simetría esférica.

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00:04:11,280 --> 00:04:18,519
luego en realidad estarían dentro, alrededor de, junto con estos pares de electrones de enlace.

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00:04:20,519 --> 00:04:29,060
De alguna manera la geometría que me da el modelo atómico mecano cuántico, la ecuación de Schrödinger de los electrones, de los pares de electrones, perdón, de los orbitales,

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00:04:29,800 --> 00:04:35,899
no se corresponde con ni esta geometría ni con esos ángulos que acabo de decir que se miden en la realidad.

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00:04:36,800 --> 00:04:44,600
Ah, bueno, pero es que en realidad has utilizado un argumento erróneo, porque has pensado que este par de electrones es del orbital 2s.

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00:04:45,360 --> 00:04:48,480
¿Y si este par de electrones libres fuera de uno de los orbitales p?

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00:04:49,139 --> 00:04:57,839
Bueno, pues entonces lo que tendría es que en los tres orbitales p orientados en las tres direcciones del espacio, pues en uno de ellos pongamos que fuera este.

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00:04:57,839 --> 00:05:06,740
tengo el par de electrones libre, pongamos que este y este estuviera formando enlace con el hidrógeno con un ángulo de 90 grados

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00:05:06,740 --> 00:05:15,560
y aquí entre medias el orbital de tipo S, donde se está formando el enlace con el otro de los átomos de hidrógeno.

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00:05:16,680 --> 00:05:25,860
Eso plantea un problema adicional, y es que experimentalmente se comprueba que estos tres enlaces son idénticos entre sí, son equivalentes entre sí.

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00:05:25,860 --> 00:05:42,459
Y si yo estoy pensando en que estos dos hidrógenos están unidos con un orbital de tipo P y este otro hidrógeno con un orbital de tipo S, eso ya deja de ser cierto, puesto que los orbitales de tipo S y de tipo P son distintos y, consecuentemente, yo espero que tuvieran un comportamiento diferente.

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00:05:43,180 --> 00:05:57,459
Así que ahora mismo tengo una duda y es que no sé muy bien cómo asociar los orbitales 1s y 3p con la geometría real que yo mido y con el comportamiento real que yo determino.

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00:05:58,620 --> 00:06:05,339
Resulta que cuando tengo un átomo central unido con varios átomos iguales, esas uniones son todas idénticas entre sí.

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00:06:05,339 --> 00:06:11,759
y no siempre voy a poder explicarlo porque yo estoy jugando con habitualmente tres orbitales P y uno S

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00:06:11,759 --> 00:06:21,040
y tengo tres orbitales diferentes de uno y por otro lado yo voy a tener ángulos de enlace que voy a determinar experimentalmente

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00:06:21,040 --> 00:06:25,699
que incluso con el modelo de repulsión de los pares de electrones de la cava de Valencia

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00:06:25,699 --> 00:06:34,000
no se van a corresponder con los ángulos que determinan la geometría, los 90 grados de los orbitales de tipo P entre sí

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00:06:34,000 --> 00:06:39,759
y a su vez con ese orbital de tipo S dentro o alrededor de esos orbitales de tipo P.

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00:06:40,439 --> 00:06:46,339
Esto me plantea una serie de problemas que ahora mismo y en este momento no puedo resolver.

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00:06:46,980 --> 00:06:52,259
Y necesito de una teoría extra, necesito de un desarrollo extra, que es precisamente lo que he mencionado

44
00:06:52,259 --> 00:06:56,459
y que vamos a ver a continuación, la hibridación de los orbitales atómicos.

45
00:06:58,459 --> 00:07:02,279
Esto se implica dentro de la teoría del enlace de Valencia.

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00:07:02,279 --> 00:07:10,560
Nosotros vamos a seguir pensando que los enlaces covalentes se forman por la superposición de orbitales, pero la idea ahora es la siguiente.

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00:07:12,319 --> 00:07:22,839
Los orbitales S y P, que son con los que estamos jugando en este momento, son o vienen representados por funciones matemáticas que son soluciones de la ecuación de una desreding.

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00:07:22,839 --> 00:07:32,879
Nosotros podemos imaginarnos que podemos operar con esas funciones matemáticas y, digamos, calcular valores medios.

49
00:07:32,879 --> 00:07:43,259
Yo podría sumar la función que caracteriza el orbital de tipo s con la función que caracteriza uno de los orbitales de tipo p.

50
00:07:43,879 --> 00:07:50,660
Puedo sumarlas y dividir entre dos. Calcular una especie de promedio matemático, pero no de números, sino de funciones.

51
00:07:50,660 --> 00:07:57,199
y obtener dos funciones distintas de la función que caracteriza a los orbitales y el tipo P,

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00:07:57,879 --> 00:08:05,360
iguales entre sí y cuya suma, cuya combinación produjera la misma que la suma de los orbitales de tipo S,

53
00:08:05,459 --> 00:08:08,420
la función de los orbitales de tipo S y tipo P originarios.

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00:08:09,480 --> 00:08:15,040
Esta operación matemática de sumar dos funciones y dividir entre dos para obtener dos funciones idénticas

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00:08:15,040 --> 00:08:22,459
y que equivalgan a las dos de partida es lo que, desde el punto de vista de los orbitales, se denomina hibridación.

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00:08:23,199 --> 00:08:27,579
Y únicamente tiene sentido, ya os digo, desde el punto de vista de las funciones matemáticas,

57
00:08:27,839 --> 00:08:33,480
suponiendo que los orbitales vienen descritos por esas funciones matemáticas, soluciones de la ecuación de Schrödinger.

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00:08:34,740 --> 00:08:43,419
Desde un punto de vista geométrico yo puedo tratar de decidir o determinar a qué equivale este promedio de funciones

59
00:08:43,419 --> 00:08:47,100
desde el punto de vista geométrico, de la geometría real de los orbitales.

60
00:08:47,720 --> 00:08:49,919
Y lo que puedo ver es lo siguiente.

61
00:08:50,539 --> 00:08:55,480
En el caso que he mencionado anteriormente, de coger un orbital de tipo s,

62
00:08:55,600 --> 00:08:58,500
por ejemplo aquí tengo un orbital 2s de un átomo posible,

63
00:08:58,500 --> 00:09:02,480
y un orbital p, uno de los orbitales 2p.

64
00:09:02,600 --> 00:09:05,080
He puesto 2pz, pero podría ser uno o cualquiera de ellos.

65
00:09:05,820 --> 00:09:09,279
Si yo cojo las dos funciones matemáticas que representan estos dos orbitales,

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00:09:09,279 --> 00:09:16,100
sumo y divido entre dos, puedo obtener dos funciones que sean equivalentes entre sí de la

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00:09:16,100 --> 00:09:21,960
siguiente manera. En lugar de una cosa esférica y dos lóbulos, lo que puedo obtener son, cierto,

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00:09:22,080 --> 00:09:28,000
dos lóbulos, pero uno grande y uno pequeñito. Y lo que voy a obtener es que las funciones que

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00:09:28,000 --> 00:09:33,620
se corresponden con esta especie de promedio de las funciones iniciales, pues también están

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00:09:33,620 --> 00:09:39,379
orientados a lo largo de una única dirección y que sería la dirección propia del orbital

71
00:09:39,379 --> 00:09:44,039
T que estoy hibridando, que estoy sumando junto con este orbital S. Y lo que ocurre

72
00:09:44,039 --> 00:09:50,100
es que el lóbulo grande y el lóbulo pequeño están orientados en sentidos opuestos. Pongamos

73
00:09:50,100 --> 00:09:57,820
que este estuviera con el lóbulo grande orientado hacia el eje Z negativo, mientras que en este

74
00:09:57,820 --> 00:10:03,159
otro lo que tengo es que el orbital el lóbulo grande está orientado hacia el

75
00:10:03,159 --> 00:10:08,139
semieje zeta positivo la teoría de la hibridación me permite

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00:10:08,139 --> 00:10:14,059
partiendo de dos orbitales distintos este es ese este este tiene una

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00:10:14,059 --> 00:10:18,039
geometría esférica la geometría de este es dos lóbulos orientadas en una cierta

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00:10:18,039 --> 00:10:25,120
dirección lo que me permite es obtener orbitales equivalentes cuya suma sería

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00:10:25,120 --> 00:10:30,399
misma que la suma de estos dos, pero que tienen la característica de que son iguales, quiero decir,

80
00:10:30,879 --> 00:10:36,059
a excepción de la orientación. Este está orientado en un sentido y este en otro dentro de una misma

81
00:10:36,059 --> 00:10:43,480
dirección. Utilizar la hibridación me permite obtener orbitales iguales que cuando formen enlace

82
00:10:43,480 --> 00:10:51,000
van a formar enlaces equivalentes, con lo cual esto me permite evitar el problema de cómo puedo

83
00:10:51,000 --> 00:10:56,919
justificar enlaces idénticos cuando yo parto de orbitales S y P que son esencialmente distintos.

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00:10:57,519 --> 00:11:03,679
No sólo eso, sino que según como yo combine orbitales S y P entre sí, yo voy a poder obtener

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00:11:03,679 --> 00:11:07,740
orientaciones de estos orbitales que no se corresponden con las orientaciones de los

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00:11:07,740 --> 00:11:13,080
orbitales iniciales. De hecho, voy a obtener orientaciones que se van a corresponder con

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00:11:13,080 --> 00:11:19,480
las que se pueden determinar experimentalmente. Luego, esta teoría de la hibridación, que no es

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00:11:19,480 --> 00:11:25,279
más que una teoría matemática en un momento dado, que se obtiene o que puedo desarrollar jugando con las funciones

89
00:11:25,279 --> 00:11:30,500
que se obtienen como solución de la ecuación de Andrés Redinger, tienen en realidad una representación real,

90
00:11:30,659 --> 00:11:36,379
puesto que las geometrías que yo puedo obtener a partir de la teoría, a partir de la teoría matemática,

91
00:11:36,379 --> 00:11:43,600
se van a corresponder, como veremos más adelante, con las de los resultados experimentales.

92
00:11:44,059 --> 00:11:55,629
Vamos a estudiar a continuación las hibridaciones que nosotros nos vamos a poder encontrar dentro de este curso de química del segundo de bachillerato.

93
00:11:56,210 --> 00:12:05,370
Hay, por supuesto, muchas más combinaciones posibles que sirven para explicar la geometría de moléculas mucho más generales y mucho más grandes de las que nosotros vamos a ver aquí.

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00:12:06,029 --> 00:12:13,649
Pero nosotros nos vamos a limitar únicamente a tres posibles hibridaciones que denominaremos hibridaciones SP, SP2 y SP3.

95
00:12:14,250 --> 00:12:19,370
Vamos a comenzar con esta, que es la primera que he comentado, con la hibridación de tipo SP.

96
00:12:20,009 --> 00:12:25,929
En donde lo que vamos a hacer es considerar la combinación de un orbital de tipo S y un orbital de tipo P.

97
00:12:26,070 --> 00:12:28,370
Aquí tenemos un orbital 2S y un orbital 2P.

98
00:12:29,330 --> 00:12:33,389
Lo que se forman son dos orbitales que se denominan híbridos SP.

99
00:12:34,049 --> 00:12:36,250
Estoy combinando un orbital S y un orbital P.

100
00:12:36,250 --> 00:12:58,169
De tal forma que si yo tuviera, por ejemplo, dos electrones que considerar inicialmente en esta orbital 2s y un electrón en la orbital 2p, en total tres electrones, lo que representaría es orbitales híbridos sp, entre paréntesis, y como superíndice en total hay tres electrones, pondría sp entre paréntesis y un 3 arriba.

101
00:12:58,169 --> 00:13:05,289
Es el equivalente en versión hibridada de lo que originalmente sería 2s2 2p1.

102
00:13:05,909 --> 00:13:09,330
¿Qué es lo que caracteriza a los orbitales híbridos SP?

103
00:13:09,750 --> 00:13:13,509
Pues que están formados por un lóbulo grande y un lóbulo muy pequeñito.

104
00:13:13,629 --> 00:13:20,210
Vamos a considerar únicamente el lóbulo grande, que están orientados en una misma dirección y en sentidos opuestos.

105
00:13:20,309 --> 00:13:27,830
De tal forma que cuando nosotros consideremos los orbitales híbridos SP, vamos a hacernos una idea mental de que es algo como esto.

106
00:13:27,830 --> 00:13:36,929
Tenemos el núcleo en el centro y vamos a considerar que los orbitales híbridos sp están orientados en una misma dirección y en sentidos opuestos.

107
00:13:37,789 --> 00:13:42,110
Si yo quisiera representar un electrón en cada uno de ellos, bueno, pues los pondría de esta manera.

108
00:13:43,789 --> 00:13:51,649
¿Cuándo vamos nosotros a utilizar hibridación sp? Pues únicamente en dos casos muy concretos.

109
00:13:52,029 --> 00:13:56,090
Cuando tengamos átomos centrales, que se correspondería con el que tendría aquí, ¿de acuerdo?

110
00:13:56,529 --> 00:14:02,169
Con cuatro pares de electrones, en el caso en el que uno de los enlaces que se formen sea triple,

111
00:14:02,610 --> 00:14:06,029
como es el caso de la molécula de etino que ya había comentado anteriormente,

112
00:14:06,690 --> 00:14:13,070
o bien si se forman dos pares de enlaces dobles, como en el caso de la molécula de dióxido de carbono,

113
00:14:13,070 --> 00:14:15,309
que también había mencionado anteriormente.

114
00:14:16,169 --> 00:14:21,529
Al final, cuando haya comentado los tres tipos de hibridación SP, SP2 y SP3,

115
00:14:21,649 --> 00:14:33,389
Vamos a ver con un poco más de cuidado qué es lo que quiere decir esto cuando veamos la geometría, la geometría de los orbitales híbridos en el caso de estas dos moléculas y de todos los ejemplos que veamos a continuación.

116
00:14:34,950 --> 00:14:39,210
Después de la hibridación SP, tenemos la hibridación SP2.

117
00:14:39,950 --> 00:14:45,690
La forma de elegir el nombre se corresponde con cuáles son los orbitales de partida que nosotros vamos a hibridar.

118
00:14:45,690 --> 00:15:02,649
Y en este caso sp2 quiere decir que vamos a tomar un orbital s y dos orbitales p. Por ejemplo, aquí tenemos orbitales px y pi, que estarían contenidos dentro de un mismo plano, lo único que orientados, pues si este está en el eje x, pues este en el eje y, ¿de acuerdo?

119
00:15:02,649 --> 00:15:21,850
El resultado de sumar estos tres orbitales y obtener tres orbitales idénticos por medio, o idénticos excepto en la orientación, lo que me conduce es a tres orbitales que denominaríamos híbridos sp2, que se caracterizan también por tener un lóbulo grande y un lóbulo pequeñito.

120
00:15:21,850 --> 00:15:26,590
y estos orbitales están contenidos dentro de un plano

121
00:15:26,590 --> 00:15:28,629
con el orbital grande dirigido hacia afuera

122
00:15:28,629 --> 00:15:33,450
y orientado hacia los vértices de un triángulo equilátero.

123
00:15:33,450 --> 00:15:35,529
Si nosotros en lugar de tener esta representación

124
00:15:35,529 --> 00:15:38,450
hiciéramos esta otra un tanto más esquemática,

125
00:15:38,769 --> 00:15:41,370
lo que nos podemos imaginar es que tenemos el núcleo en el centro

126
00:15:41,370 --> 00:15:44,750
y lo que haceríamos sería representar tres lóbulos,

127
00:15:44,809 --> 00:15:46,389
que serían estos tres lóbulos más grandes,

128
00:15:47,149 --> 00:15:51,450
orientados a 120 grados hacia los vértices de un triángulo equilátero.

129
00:15:51,850 --> 00:15:57,529
Igual que teníamos antes, si aquí tuviéramos, pongamos por caso, 1, 1 y un electrón,

130
00:15:57,690 --> 00:16:02,690
y la configuración de partida con la que estuviéramos nosotros considerando que estamos hibridando fuera 2s1,

131
00:16:02,690 --> 00:16:09,149
y aquí en total tuviéramos 2p2, considerando 1 y 1 electrón en cada uno de estos dos orbitales,

132
00:16:09,490 --> 00:16:16,549
la configuración electrónica que habremos de representar cuando ya tenemos los orbitales híbridos sería

133
00:16:16,549 --> 00:16:31,649
No considerar orbitales S y P, sino orbitales híbridos SP2 entre paréntesis y como superíndice, si tenemos un total de 3 electrones, pues habríamos de poner entre paréntesis SP2 y luego un 3 extra.

134
00:16:32,509 --> 00:16:43,169
Tenemos dos superíndices en esta representación, pero no olvidemos que este lo que me está indicando es cuántos orbitales P híbrido junto con el S para formar los orbitales híbridos.

135
00:16:43,470 --> 00:16:50,990
Y luego, fuera de los paréntesis, el siguiente número lo que me indicaría es el número total de electrones contenidos dentro de estos orbitales híbridos.

136
00:16:52,090 --> 00:16:56,590
¿Cuándo vamos a utilizar nosotros o vamos a necesitar utilizar la hibridación SP2?

137
00:16:56,590 --> 00:17:06,450
Bueno, pues en el caso de átomos centrales con cuatro pares de electrones, cuando tengamos un único enlace doble y dos enlaces simples.

138
00:17:06,650 --> 00:17:11,829
Y uno de los ejemplos típicos que vamos a ver a continuación, como he dicho antes, es el caso de la molécula de eteno.

139
00:17:12,650 --> 00:17:17,710
O bien en el caso de átomos centrales con tres pares de electrones que forman únicamente enlaces simples.

140
00:17:17,930 --> 00:17:25,230
Y el ejemplo típico es el trihidruro de boro que también había comentado anteriormente y cuya geometría vamos a poder discutir con más cuidado más adelante.

141
00:17:25,230 --> 00:17:34,240
El siguiente tipo de hibridación que vamos a estudiar, y la última, es la hibridación SP3.

142
00:17:35,079 --> 00:17:42,440
En este caso lo que tenemos es la combinación de tres orbitales P, los tres orbitales P que puede haber en un nivel, y el orbital S.

143
00:17:42,980 --> 00:17:47,160
Es la combinación de todos los orbitales de los cuatro orbitales en el último nivel.

144
00:17:48,279 --> 00:17:55,279
Lo que hacemos es combinarlos todos, dividir entre cuatro, obtener orbitales idénticos excepto por la orientación,

145
00:17:55,279 --> 00:17:59,579
Y en este caso, desde el punto de vista matemático, lo que vamos a obtener es algo parecido.

146
00:17:59,740 --> 00:18:05,420
Tenemos un lóbulo grande, un lóbulo pequeño, y en este caso el lóbulo grande está orientado hacia afuera

147
00:18:05,420 --> 00:18:14,880
y estos cuatro orbitales están orientados hacia los vértices de un tetraedro regular, un tetraedro con base triangular.

148
00:18:15,299 --> 00:18:19,700
De tal forma que, si lo que pienso es que tengo esto apoyado en un plano horizontal,

149
00:18:19,700 --> 00:18:28,299
estos lóbulos están apoyados formando un triángulo equilátero, si girara esta estructura de cualquier

150
00:18:28,299 --> 00:18:33,519
otra manera, esta pirámide, lo que tendría es exactamente lo mismo, puesto que las cuatro caras

151
00:18:33,519 --> 00:18:40,039
de esta pirámide son triángulos equiláteros. En este caso la representación en un plano no es tan

152
00:18:40,039 --> 00:18:46,220
clara, porque en realidad esta figura no es plana, sino que está contenida dentro del espacio, pero

153
00:18:46,220 --> 00:18:50,819
sí que podemos hacernos una idea pretendiendo dibujar una especie de pirámide y orientando

154
00:18:50,819 --> 00:18:55,799
los cuatro lóbulos, pensando que tengo el núcleo aquí en el centro, hacia los vértices

155
00:18:55,799 --> 00:19:01,660
de una pirámide triangular regular. ¿Cuándo vamos a utilizar en este curso la

156
00:19:01,660 --> 00:19:06,400
hibridación sp3? Pues en el caso de átomos centrales con cuatro pares de electrones,

157
00:19:06,819 --> 00:19:11,920
si sólo forman enlaces simples. Y aquí tenemos cuatro ejemplos distintos porque nos podemos

158
00:19:11,920 --> 00:19:16,480
a encontrar con que los cuatro pares de electrones formen enlace y tenga cuatro pares de electrones

159
00:19:16,480 --> 00:19:22,099
de enlace, que tenga sólo tres pares de electrones de enlace y un par de electrones libre o bien como

160
00:19:22,099 --> 00:19:26,779
en el caso de la molécula de agua lo vamos a ver más adelante con los ejemplos que tenga dos pares

161
00:19:26,779 --> 00:19:36,380
de electrones de enlace y dos pares de electrones simples. Vamos a finalizar esta subsección de

162
00:19:36,380 --> 00:19:40,839
hibridación de orbitales atómicos echando un vistazo con más detenimiento a las moléculas

163
00:19:40,839 --> 00:19:45,920
que he puesto como ejemplo al hablar de las hibridaciones SP, SP2 y SP3.

164
00:19:46,259 --> 00:19:50,259
El primer ejemplo que tenemos aquí es el caso de la molécula de etino,

165
00:19:51,019 --> 00:19:56,220
que como sabemos es un compuesto orgánico con una cadena carbonada formada por dos átomos de carbono,

166
00:19:56,359 --> 00:20:02,000
de ahí el prefijo et, unidos con un enlace simple, de ahí el sufijo ino.

167
00:20:02,839 --> 00:20:06,819
Los compuestos orgánicos, los carbonos en los compuestos orgánicos forman cuatro enlaces,

168
00:20:06,819 --> 00:20:14,019
así que aquí tengo tres, el cuarto, en cada uno de ellos será para unirse con sendos átomos de hidrógeno.

169
00:20:14,160 --> 00:20:21,440
La estructura de Lewis la hemos podido representar de todas formas con lo que hemos visto al inicio de esta subsección.

170
00:20:22,400 --> 00:20:28,099
A la hora de discutir la geometría molecular, lo único que tenemos que hacer es darnos cuenta de que aquí hay un enlace triple,

171
00:20:28,339 --> 00:20:33,039
luego estos átomos de carbono van a tener hibridación sp.

172
00:20:33,920 --> 00:20:38,059
Es la única forma que vamos a poder comprobar de tener una geometría razonable.

173
00:20:39,039 --> 00:20:39,920
La idea es la siguiente.

174
00:20:40,480 --> 00:20:44,440
Cada uno de estos átomos de carbono tienen en su último nivel un orbital S y 3P.

175
00:20:45,099 --> 00:20:49,799
Y lo que va a ocurrir es que uno de los orbitales P y el orbital S se van a hibridar,

176
00:20:50,799 --> 00:20:58,000
formando orbitales híbridos SP que van a estar orientados dentro de una misma dirección y en sentidos opuestos.

177
00:20:58,920 --> 00:21:07,539
Uno de estos orbitales híbridos SP de cada átomo de carbono se van a solapar para formar uno de estos enlaces en el enlace triple.

178
00:21:08,099 --> 00:21:16,000
Y el otro, el que está dirigido en el sentido opuesto, va a ser aquel con el que se va a solapar al orbital S del átomo de hidrógeno.

179
00:21:17,829 --> 00:21:21,869
¿Qué es lo que ocurre con los dos orbitales P que quedarían sin hibridar?

180
00:21:21,869 --> 00:21:37,049
Bueno, pues los dos orbitales P sin hibridar de este átomo de carbono se solapan con los dos orbitales sin hibridar P de este otro átomo de carbono para formar el segundo y tercer enlace dentro de este bloque de tres enlaces, de este enlace triple.

181
00:21:38,029 --> 00:21:44,869
Uno de ellos es un orbital híbrido SP y los otros dos son orbitales P sin hibridar.

182
00:21:45,670 --> 00:21:58,309
Así pues, la geometría total de esta molécula es lineal, puesto que lo que tengo es este enlace, y pongamos el central de estos tres orientados en la misma dirección y sentidos opuestos,

183
00:21:58,549 --> 00:22:07,630
y exactamente lo mismo, orientados en la misma dirección que los anteriores, este orbital, sp, junto con este otro en sentido opuesto.

184
00:22:07,630 --> 00:22:16,750
Así que, teniendo un enlace triple, la molécula que nosotros vamos a obtener con orbitales híbridos sp va a ser lineal.

185
00:22:18,230 --> 00:22:21,950
El siguiente ejemplo que teníamos era el caso del dióxido de carbono.

186
00:22:22,369 --> 00:22:33,509
Aquí, si hacemos la estructura de Lewis de la molécula, lo que observamos es que el átomo central, el átomo de carbono, está unido con los átomos de oxígeno a través de sendos dobles enlaces.

187
00:22:33,509 --> 00:22:44,150
Una vez más, en cuanto veo que el átomo central tiene dos dobles enlaces, debo pensar automáticamente en que el átomo central presenta hibridación sp.

188
00:22:45,069 --> 00:22:58,289
Nuevamente, lo que voy a obtener ahora para un único átomo de carbono, no para dos como en el caso del etino, es dos orbitales híbridos sp que van a estar orientados dentro de una misma dirección y en sentidos opuestos.

189
00:22:58,289 --> 00:23:08,289
Y esos orbitales híbridos SP son los que van a formar el primero de esta pareja de enlaces que se forman con uno y otro átomo de oxígeno.

190
00:23:09,009 --> 00:23:12,190
¿Qué ocurre con los otros dos orbitales P que quedan sin hibridar?

191
00:23:12,329 --> 00:23:19,170
Bueno, pues van a ser el segundo de los enlaces que va a formar con este y con este otro átomo de oxígeno.

192
00:23:19,170 --> 00:23:32,450
De tal forma que lo que vamos a tener es un orbital SP, otro orbital SP, ambos dos híbridos orientados en una misma dirección y en sentidos opuestos, formando enlace con ambos átomos de oxígeno.

193
00:23:32,890 --> 00:23:37,509
Esta molécula, nuevamente, igual que pasaba anteriormente, va a ser una molécula lineal.

194
00:23:38,269 --> 00:23:45,250
Si os dais cuenta, únicamente estoy discutiendo la hibridación del átomo central, átomo u átomos centrales,

195
00:23:45,250 --> 00:23:48,630
porque son los que van a determinar la geometría de la molécula.

196
00:23:48,769 --> 00:23:52,950
En ningún momento voy a discutir qué es lo que ocurre con los orbitales de los otros átomos.

197
00:23:54,490 --> 00:24:00,369
El siguiente caso, ya con hibridación sp2, es el caso del eteno.

198
00:24:01,190 --> 00:24:04,869
Aquí el átomo o los átomos centrales van a ser los átomos de carbono.

199
00:24:05,930 --> 00:24:10,950
Igual que pasaba con el etino, et me indica que la cadena carbonada tiene dos átomos de carbono,

200
00:24:11,309 --> 00:24:13,789
eno me indica que están unidos con un enlace doble,

201
00:24:13,789 --> 00:24:18,950
y, puesto que tiene que tener cuatro enlaces, los otros dos van a ser con sendos átomos de hidrógeno.

202
00:24:19,029 --> 00:24:23,690
Esta estructura la podría haber obtenido anteriormente con el algoritmo que habíamos visto.

203
00:24:24,789 --> 00:24:26,769
¿Qué es lo que ocurre con la geometría molecular?

204
00:24:27,029 --> 00:24:33,069
Pues bien, en este caso, en cuanto veo que el átomo central está unido con un único enlace doble a otro átomo

205
00:24:33,069 --> 00:24:39,990
y el resto de enlaces son simples, automáticamente voy a pensar que el átomo central lo que tiene es hibridación sp2,

206
00:24:39,990 --> 00:24:54,730
De tal forma que dos de los orbitales P del átomo junto con el orbital S se van a hibridar, formando tres orbitales híbridos SP2 que van a estar contenidos dentro de un plano y dirigidos hacia los vértices de un triángulo equilátero.

207
00:24:54,849 --> 00:24:57,789
Eso, con este átomo de carbono y con este otro.

208
00:24:58,789 --> 00:25:12,029
Uno de los orbitales híbridos sp2 va a solaparse con otro de los orbitales híbridos sp2, uno de un átomo, otro del otro átomo de carbono, para formar uno, el primero, de este paquete del doble enlace.

209
00:25:12,630 --> 00:25:23,950
¿Qué ocurre con los otros dos orbitales híbridos sp2? Bueno, pues que se van a unir con, siendo dos átomos de hidrógeno, con este y con este, con este y aquel, dependiendo en cuál átomo me esté fijando.

210
00:25:23,950 --> 00:25:31,869
¿Qué es lo que ocurre con el orbital P que me queda sin hibridar tanto en este como en este otro átomo de carbono?

211
00:25:32,250 --> 00:25:39,430
Bueno, pues que se van a solapar entre sí para formar el segundo del enlace que tengo aquí en este paquete, del doble enlace.

212
00:25:40,230 --> 00:25:52,549
La geometría total de la molécula va a ser plana, puesto que estos tres enlaces son formados por orbitales híbridos sp2 contenidos en un plano.

213
00:25:52,549 --> 00:25:59,269
estos otros tres orbitales son híbridos sp2 contenidos en un plano y el hecho de que el

214
00:25:59,269 --> 00:26:04,369
segundo enlace que tengo aquí esté formado por orbitales de tipo p va a obligar a que ambos

215
00:26:04,369 --> 00:26:09,029
planos coincidan de tal forma que toda la molécula en su conjunto va a ser una molécula

216
00:26:09,029 --> 00:26:17,569
plana. Llegados a este punto quiero haceros notar que cuando tengo dobles o triples enlaces siempre

217
00:26:17,569 --> 00:26:25,109
uno de ellos va a ser formado por un orbital híbrido y el otro, en el caso de los enlaces

218
00:26:25,109 --> 00:26:31,549
dobles o los otros, en el caso del enlace triple, van a ser siempre orbitales de tipo P. Y si os

219
00:26:31,549 --> 00:26:39,170
dais cuenta, la hibridación lo que va a hacer es combinar todos los demás orbitales que excedan

220
00:26:39,170 --> 00:26:45,589
de los necesarios de tipo P para formar estos enlaces de aquí. Quiero decir, para formar este

221
00:26:45,589 --> 00:26:51,670
enlace triple necesito dos orbitales de tipo P para el segundo y tercero. ¿Qué me queda? Un orbital S

222
00:26:51,670 --> 00:26:57,490
y un orbital P. Esos son los que se hibridan para formar los demás orbitales. En este caso, con este

223
00:26:57,490 --> 00:27:03,430
átomo de carbono, necesito dos orbitales P sin hibridar para formar el segundo enlace de este

224
00:27:03,430 --> 00:27:08,450
doble y el segundo enlace de este doble. ¿Qué me queda sin hibridar? Perdón, ¿qué me queda sin

225
00:27:08,450 --> 00:27:14,230
utilizar de momento para hibridar? Pues un orbital de S y un orbital de tipo P, que va a formar los

226
00:27:14,230 --> 00:27:20,250
dos orbitales híbridos sp que he mencionado anteriormente. Cuando bajo este caso, cada uno

227
00:27:20,250 --> 00:27:26,609
de los átomos de carbono está formando un enlace doble y dos simples. Para formar el enlace doble

228
00:27:26,609 --> 00:27:32,369
necesito un orbital de tipo p sin hibridar. ¿Qué es lo que me quedaría para así hibridar? Bueno,

229
00:27:32,490 --> 00:27:37,609
pues dos orbitales de tipo p hasta alcanzar 3 y un orbital de tipo s. Esa es la razón por la cual

230
00:27:37,609 --> 00:27:44,789
aquí tendría hibridación sp2. El siguiente caso que quería comentar con vosotros es el caso del

231
00:27:44,789 --> 00:27:50,430
trihidruro de boro, donde sabía que el boro era una excepción a la regla del octeto con ocho

232
00:27:50,430 --> 00:27:56,869
electrones, alcanza una estabilidad relativa con sólo seis electrones en su capa de valencia. Y con

233
00:27:56,869 --> 00:28:03,009
esta discusión yo lo que hacía era representar la molécula de trihidruro de boro con tres pares

234
00:28:03,009 --> 00:28:10,190
de electrones enlazantes en el boro, ningún par de electrones no enlazante. En este caso lo que

235
00:28:10,190 --> 00:28:15,630
voy a hacer es, considerando que tengo únicamente tres pares de electrones formando enlace, es

236
00:28:15,630 --> 00:28:22,269
automáticamente pensar en que el átomo de boro, los orbitales de boro, van a formar una hibridación

237
00:28:22,269 --> 00:28:28,569
sp2. De tal forma que lo que voy a hacer es considerar que en el caso del boro, cuya configuración

238
00:28:28,569 --> 00:28:36,970
electrónica en el estado fundamental es 1s2 2s2 2p1 voy a tener un electrón del orbital s que va

239
00:28:36,970 --> 00:28:43,049
a promocionar a uno de los orbitales 2p con una configuración que sería entonces en el último

240
00:28:43,049 --> 00:28:53,490
nivel 2s1 2p2. El orbital s y los dos orbitales de tipo p que tengo con electrones ocupados van

241
00:28:53,490 --> 00:29:00,450
a producir una hibridación 1SI2P, hibridación SP2. Y lo que voy a tener son tres orbitales

242
00:29:00,450 --> 00:29:05,869
híbridos SP2 contenidos dentro de un plano y dirigidos hacia los vértices de un triángulo

243
00:29:05,869 --> 00:29:11,289
equilátero. Puesto que los orbitales están contenidos dentro de un plano, estos enlaces

244
00:29:11,289 --> 00:29:16,849
que se van a formar, en este caso con hidrógenos, van a conformar una molécula que va a ser

245
00:29:16,849 --> 00:29:24,789
plana. A partir de aquí vamos a considerar el caso de átomos centrales con cuatro pares

246
00:29:24,789 --> 00:29:30,650
de electrones y que formen solamente enlaces simples. Hace un momento hablé de cuatro

247
00:29:30,650 --> 00:29:37,710
casos posibles, metano, amoníaco y agua. En el caso del metano, el carbono está formando

248
00:29:37,710 --> 00:29:44,970
cuatro enlaces con sendos átomos de hidrógeno. En este caso, en cuanto veo cuatro pares de

249
00:29:44,970 --> 00:29:51,589
electrones enlazantes, voy a pensar automáticamente en hibridación sp3. El orbital s y los orbitales

250
00:29:51,589 --> 00:29:56,910
que contienen los electrones del átomo de carbono se hibridan y voy a obtener cuatro orbitales híbridos

251
00:29:56,910 --> 00:30:03,369
sp3 orientados en el espacio hacia los vértices de un tetraedro regular. Los cuatro

252
00:30:03,369 --> 00:30:10,029
orbitales sp3 están formando enlace, los cuatro están ocupados y lo que voy a tener

253
00:30:10,029 --> 00:30:16,009
es en cada uno de ellos enlazados un átomo de hidrógeno. Así pues la geometría de la molécula

254
00:30:16,009 --> 00:30:21,470
va a coincidir con la geometría de los orbitales y lo que va a tener es una molécula que va a

255
00:30:21,470 --> 00:30:26,329
tener forma de tetraedro regular. ¿Qué es lo que ocurre en el caso de la molécula de

256
00:30:26,329 --> 00:30:31,029
amoníaco? Bueno, pues también tengo cuatro pares de electrones, tres enlazantes y uno

257
00:30:31,029 --> 00:30:36,190
no enlazante. En cuanto veo cuatro pares de electrones y que todos los enlaces que tengo

258
00:30:36,190 --> 00:30:39,869
yo aquí son simples, automáticamente, igual que antes, voy a pensar en una hibridación

259
00:30:39,869 --> 00:30:45,809
sp3. Al igual que antes, voy a tener orbitales híbridos dirigidos hacia los vértices de

260
00:30:45,809 --> 00:30:49,730
un tetraedro regular, pero ahora solo tres van a estar formando enlace y el cuarto no,

261
00:30:50,430 --> 00:30:59,549
Puesto que a la hora de discutir la geometría molecular no debo considerar qué es lo que ocurre con el par de electrones no enlazante, lo que voy a tener es una pirámide.

262
00:31:00,450 --> 00:31:07,009
Antes tenía en la pirámide anterior, en los vértices, los cuatro átomos de hidrógeno y el carbono estaban en el centro. Ahora no.

263
00:31:07,630 --> 00:31:13,630
La pirámide que tengo que considerar ahora tiene en los vértices los átomos de hidrógeno y el átomo de nitrógeno.

264
00:31:13,630 --> 00:31:26,470
Esta es una pirámide regular, así que no hablaré de tetraedro regular, sino que hablaré de una geometría piramidal trigonal.

265
00:31:27,289 --> 00:31:37,410
En el caso de la molécula de agua, una vez más, cuatro pares de electrones, enlaces simples, hibridación sp3, se van a producir orbitales híbridos sp3,

266
00:31:37,490 --> 00:31:45,109
hacia los vértices un tetraedro regular, pero ahora sólo dos van a estar ocupados con enlace en los átomos de hidrógeno y los otros dos van a quedar libres.

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00:31:45,829 --> 00:31:54,130
Lo que voy a pensar en la figura anterior es que tengo únicamente hidrógenos y el oxígeno formando un ángulo,

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00:31:54,130 --> 00:32:04,390
así que en este caso diré que la geometría es angular. Acerca de las estructuras de Lewis y de

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00:32:04,390 --> 00:32:11,069
la geometría molecular teniendo en cuenta los distintos tipos de hibridación ya podéis resolver

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00:32:11,069 --> 00:32:20,160
el ejercicio propuesto número 7. Para finalizar esta videoclase no podemos dejar de hablar de

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00:32:20,160 --> 00:32:24,799
las propiedades de los compuestos covalentes con cuidado porque existen dos tipos de compuestos

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00:32:24,799 --> 00:32:30,420
covalentes bien diferenciados. En primer lugar, sustancias covalentes que forman moléculas,

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00:32:30,500 --> 00:32:37,160
que van a ser la amplia mayoría de todas las que nosotros vayamos a estudiar. En este

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00:32:37,160 --> 00:32:41,380
caso, en el caso de las sustancias covalentes moleculares, tenemos que tener en cuenta que

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00:32:41,380 --> 00:32:44,819
tienen bajos puntos de fusión y ebullición, luego habitualmente nos las vamos a encontrar

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00:32:44,819 --> 00:32:50,200
en estado líquido o gaseoso en condiciones normales. Tal vez algunas de elevado tamaño

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00:32:50,200 --> 00:32:56,000
molecular nos las podamos encontrar en estado sólido. Por otro lado, hablando de la solubilidad

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00:32:56,000 --> 00:33:01,519
de las sustancias covalentes moleculares, las sustancias polares van a ser solubles en disolventes

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00:33:01,519 --> 00:33:08,680
polares y el más ampliamente extendido es el agua y las sustancias apolares van a ser solubles en

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00:33:08,680 --> 00:33:15,599
disolventes apolares y el más extendido y que nosotros más hablemos será el benceno. Por otra

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00:33:15,599 --> 00:33:21,220
Aparte, estas sustancias moleculares son aislantes eléctricos y son blandos si nos los encontramos en estado sólido.

282
00:33:21,839 --> 00:33:28,160
Por otro lado, aparte de sustancias que forman moléculas, existen ciertas sustancias covalentes que forman redes.

283
00:33:28,420 --> 00:33:38,160
Y en concreto, que nosotros vayamos a discutir o que vayamos a utilizar en este curso, nos encontraremos con las variedades alotrópicas del carbono.

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00:33:39,019 --> 00:33:41,799
Grafito, diamante, nanotubos, etc.

285
00:33:41,799 --> 00:33:55,440
En este caso, estas sustancias que forman redes covalentes tienen elevados puntos de fusión y ebullición, igual que ocurría con las sustancias iónicas, de tal forma que nos las encontraremos en estado sólido en condiciones normales.

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00:33:56,259 --> 00:34:06,839
Son insolubles, excepto el grafito, que es un buen conductor eléctrico, todas las demás son aislantes eléctricos, son malos conductores de la electricidad y son sustancias muy duras.

287
00:34:06,839 --> 00:34:16,139
En el aula virtual de la asignatura tenéis disponibles otros recursos, ejercicios y cuestionarios

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00:34:16,139 --> 00:34:20,539
Asimismo, tenéis más información en las fuentes bibliográficas y en la web

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00:34:20,539 --> 00:34:26,760
No dudéis en traer vuestras dudas e inquietudes a clase o al foro de dudas de la unidad en el aula virtual

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00:34:26,760 --> 00:34:28,900
Un saludo y hasta pronto