1 00:00:15,980 --> 00:00:22,079 Hola a todos, soy Raúl Corraliza, profesor de química de segundo de bachillerato en el IES 2 00:00:22,079 --> 00:00:26,920 Arquitecto Pedro Gumiel de Alcalá de Henares y os doy la bienvenida a esta serie de videoclases 3 00:00:26,920 --> 00:00:38,109 de la unidad 3 dedicada al estudio del enlace químico. En la videoclase de hoy resolveremos 4 00:00:38,109 --> 00:00:52,020 el ejercicio propuesto número 7. En esta videoclase enmarcada dentro del enlace covalente vamos a 5 00:00:52,020 --> 00:00:59,000 echar un vistazo detallado al ejercicio 7, en el cual se nos dan seis moléculas, el tetrafluoruro 6 00:00:59,000 --> 00:01:08,079 de carbono, el diclorometano, el dibromo o el bromo molecular, el ácido cianídrico, el monóxido de 7 00:01:08,079 --> 00:01:15,140 dicloro y el metanal, y nos piden que representemos sus estructuras de Lewis, que justifiquemos su 8 00:01:15,140 --> 00:01:20,579 estructura molecular y que razonemos si cada una de estas moléculas tiene o no tiene momento dipolar. 9 00:01:21,319 --> 00:01:33,260 Es un ejercicio muy completo porque lo que tenemos que hacer para conseguir llegar hasta el final es poner en práctica todo lo que hemos visto en las primeras unidades 10 00:01:33,260 --> 00:01:37,420 y en concreto todo lo que hemos visto hasta este momento en la sección del enlace covalente. 11 00:01:38,239 --> 00:01:46,760 Para poder representar las estructuras de Lewis necesitamos en primer lugar escribir las configuraciones electrónicas de las especies atómicas involucradas en la molécula 12 00:01:46,760 --> 00:01:53,260 para poder determinar cuántos electrones hay en su capa de valencia y cuántos necesitan en total para cumplir con la regla del octeto. 13 00:01:54,219 --> 00:01:58,659 Tenemos que aplicar el algoritmo que hemos visto anteriormente en la sección 4.2 14 00:01:58,659 --> 00:02:05,840 para determinar los pares de electrones enlazantes y no enlazantes y con esto poder representar la estructura de Lewis. 15 00:02:06,400 --> 00:02:12,699 Que os recuerdo que no es más que una representación esquemática de los enlaces y los pares de electrones no enlazantes, 16 00:02:12,699 --> 00:02:17,240 pero que no guarda relación directa necesariamente con la geometría molecular real. 17 00:02:18,020 --> 00:02:23,539 Para poder determinar esta en el siguiente apartado, lo que tenemos que hacer es identificar el átomo central 18 00:02:23,539 --> 00:02:29,479 y decidir cuál es la hibridación que tienen sus orbitales en función de cuáles son los enlaces que va a formar 19 00:02:29,479 --> 00:02:32,340 y que hemos visto en el apartado anterior. 20 00:02:33,840 --> 00:02:38,479 Una vez que hayamos decidido cuál es la hibridación del átomo central y hayamos, a partir de esta, 21 00:02:38,479 --> 00:02:43,500 deducido cuál es la geometría de los orbitales híbridos, podremos discutir cuál es la geometría 22 00:02:43,500 --> 00:02:48,560 molecular teniendo en cuenta cuáles de todos los enlaces de todos los orbitales hibridados que 23 00:02:48,560 --> 00:02:54,120 teníamos anteriormente, cuáles de todos ellos son los que forman enlace, puesto que os recuerdo que 24 00:02:54,120 --> 00:03:02,479 únicamente los orbitales que forman enlace intervienen en la geometría molecular. Para el 25 00:03:02,479 --> 00:03:07,159 siguiente apartado, para razonar si cada una de estas moléculas no tiene momento dipolar, pues lo 26 00:03:07,159 --> 00:03:11,879 que necesitamos es en primer lugar discutir si los propios enlaces son o no son polares, puesto 27 00:03:11,879 --> 00:03:16,960 que si los enlaces en la molécula son todos apolares, la molécula es apolar, sin más. Y una 28 00:03:16,960 --> 00:03:22,360 vez hayamos visto cuáles de los enlaces son polares, con la geometría molecular que hemos 29 00:03:22,360 --> 00:03:28,800 deducido anteriormente podremos comprobar si la distribución de los enlaces es o no es simétrica 30 00:03:28,800 --> 00:03:37,800 y, consecuentemente, si el momento dipolar total se anula o no se anula. La primera molécula que 31 00:03:37,800 --> 00:03:43,580 nos piden que consideremos es el tetrafluoruro de carbono. No es difícil darse cuenta en 32 00:03:43,580 --> 00:03:49,919 este caso que el átomo central va a ser el átomo de carbono, forma cuatro enlaces y 33 00:03:49,919 --> 00:03:55,259 que los cuatro átomos de flúor son los que van a formar un enlace cada uno con el átomo 34 00:03:55,259 --> 00:04:00,419 de carbono y se van a encontrar a su alrededor. Para poder deducir esto lo primero que necesitamos 35 00:04:00,419 --> 00:04:05,080 es escribir las configuraciones electrónicas del carbono y del flúor. El carbono con Z 36 00:04:05,080 --> 00:04:06,659 Z igual a 6 tiene 6 electrones. 37 00:04:07,120 --> 00:04:10,340 Su configuración electrónica es 1s2, 2s2, 2p2. 38 00:04:10,479 --> 00:04:14,780 Como podemos ver, tiene 4 electrones en su última capa, en la capa de valencia. 39 00:04:15,759 --> 00:04:20,040 Necesita 8 para cumplir con la regla del octeto y tener la configuración electrónica de un gas noble. 40 00:04:20,779 --> 00:04:24,639 En cuanto al flúor, que tiene 9 electrones, Z igual a 9. 41 00:04:24,639 --> 00:04:28,980 Su configuración electrónica es 1s2, 2s2, 2p5. 42 00:04:29,600 --> 00:04:33,060 Este tiene 7 electrones en su última capa, en la capa de valencia. 43 00:04:33,060 --> 00:04:37,980 también necesita ocho electrones para cumplir con la regla del octeto y alcanzar la configuración 44 00:04:37,980 --> 00:04:43,180 electrónica de un gas noble. Bueno, una vez que hemos decidido cuántos electrones tiene cada uno 45 00:04:43,180 --> 00:04:47,839 de estos átomos en su capa de valencia y nos hemos dado cuenta de cuántos necesita para cumplir con 46 00:04:47,839 --> 00:04:53,660 la regla del octeto, vamos a aplicar el algoritmo que habíamos estudiado en la sección 4.2 para 47 00:04:53,660 --> 00:04:58,459 poder determinar cuántos pares de electrones enlazantes y no enlazantes tiene la molécula. 48 00:04:59,220 --> 00:05:04,379 En primer lugar, determinamos el número total de electrones disponibles, que llamábamos V. 49 00:05:04,540 --> 00:05:08,959 Es el número total de electrones entre las capas de valencia de todos los átomos involucrados. 50 00:05:09,259 --> 00:05:13,620 Y bueno, la molécula tiene un átomo de carbono con cuatro electrones en su última capa. 51 00:05:14,160 --> 00:05:19,279 Tiene cuatro átomos de flúor y cada uno de ellos tiene siete electrones en su última capa. 52 00:05:19,879 --> 00:05:23,579 En total tenemos 32 electrones con los que podemos jugar. 53 00:05:23,579 --> 00:05:32,680 ¿Cuántos electrones necesitamos en total para que todos los átomos, los cinco, adquirieran la estructura de un gas noble y cumplieran con la regla del octeto? 54 00:05:33,139 --> 00:05:38,319 Bueno, pues tenemos cinco átomos y necesitan todos ellos ocho electrones en su última capa 55 00:05:38,319 --> 00:05:41,379 Así que en total necesitaríamos 40 electrones 56 00:05:41,379 --> 00:05:48,240 Puesto que 40 es menor que 32, necesitamos que haya algunos electrones que sean compartidos 57 00:05:48,240 --> 00:05:49,100 ¿Cuántos? 58 00:05:49,100 --> 00:05:59,500 Bueno, pues el número de electrones compartidos es la diferencia entre el número de electrones necesarios, 40, y el número de electrones disponibles en la capa de valencia, en las capas de valencia de todos los átomos, 32. 59 00:06:00,259 --> 00:06:05,660 Y esto da una diferencia de 8 electrones. Hay 8 electrones que tienen que ser compartidos. 60 00:06:06,600 --> 00:06:12,680 8 electrones entre 2 son 4 pares de electrones, así que ya sabemos que esta molécula tiene 4 enlaces. 61 00:06:13,360 --> 00:06:25,100 Ya habíamos adelantado que íbamos a necesitar un enlace por cada uno de los átomos de flúor que iban a estar unidos al carbono, así que que salgan cuatro enlaces, cuatro pares de electrones enlazantes es razonable. 62 00:06:25,680 --> 00:06:32,300 En cuanto al número de electrones libres, son los electrones de los disponibles que no están compartidos. 63 00:06:32,759 --> 00:06:37,759 Se calculan haciendo la diferencia entre el número de electrones en las capas de valencia, 64 00:06:37,800 --> 00:06:41,339 el número de electrones disponibles, menos el número de electrones compartidos. 65 00:06:41,519 --> 00:06:43,259 Queda un total de 24. 66 00:06:43,819 --> 00:06:49,759 Igual que pasaba con los electrones compartidos, nos interesa más 24 entre 2, la mitad, 67 00:06:50,339 --> 00:06:54,399 porque estamos interesados en el número de pares de electrones no enlazantes, 68 00:06:54,399 --> 00:07:00,800 número de pares de electrones libres que es 12. Así pues hemos decidido que vamos a representar 69 00:07:00,800 --> 00:07:05,920 esta molécula con el carbono como átomo central, aquí lo tenemos, los cuatro átomos de flúor 70 00:07:05,920 --> 00:07:13,579 alrededor del átomo de cloro, aquí tenemos los cuatro átomos de flúor. Hemos decidido que dado 71 00:07:13,579 --> 00:07:18,300 que tenemos cuatro pares de electrones enlazantes vamos a unir cada átomo de flúor con el átomo 72 00:07:18,300 --> 00:07:24,939 de cloro con un enlace. Aquí tenemos 1, 2, 3, 4 pares de electrones enlazantes. Y fijaos que con 73 00:07:24,939 --> 00:07:31,560 esto el átomo de carbono ya cuenta 8 electrones. 2, 4, 6, 8 electrones. El átomo de carbono estaría 74 00:07:31,560 --> 00:07:36,959 completo con estos 8 electrones en su última capa. ¿Quiénes no están completos? Pues los 4 átomos 75 00:07:36,959 --> 00:07:41,959 de flúor, que contarían únicamente el par de electrones con el que están formando enlace. Así 76 00:07:41,959 --> 00:07:46,379 pues los átomos de flúor necesitan completar su configuración electrónica en la última capa con 77 00:07:46,379 --> 00:07:51,899 los electrones libres. Tenemos 12 pares de electrones libres que distribuir entre los 78 00:07:51,899 --> 00:07:57,560 cuatro átomos de flúor, bueno, 12 entre 4 son 3, 3 pares, y con esto es suficiente si 79 00:07:57,560 --> 00:08:03,620 representamos 1, 2, 3, 1, 2, 3, 1, 2, 3 y aquí también 1, 2, 3 pares de electrones 80 00:08:03,620 --> 00:08:08,100 libres en los átomos de flúor. Ahora ya sí, los átomos de flúor contabilizan 8 81 00:08:08,100 --> 00:08:14,259 electrones en su última capa, los dos electrones de enlace, 2, 4, 6 de los tres pares de electrones 82 00:08:14,259 --> 00:08:20,300 no enlazantes. Así pues, esta es una de las posibles formas de representar la estructura 83 00:08:20,300 --> 00:08:26,160 de Lewis del tetrafluoruro de carbono. Digo una de las posibles porque esta representación 84 00:08:26,160 --> 00:08:30,399 es esquemática y cada uno puede elegir una orientación que le guste más. Podríamos 85 00:08:30,399 --> 00:08:35,220 haber puesto dos átomos de flúor a izquierda y dos a derecha o incluso haber utilizado 86 00:08:35,220 --> 00:08:40,519 una distribución como esta pero en aspa, en forma de cruz. Es irrelevante, lo único 87 00:08:40,519 --> 00:08:47,860 importante es ver cuatro átomos de flúor alrededor del de carbono, cada uno de ellos unidos con cada 88 00:08:47,860 --> 00:08:53,700 uno de los átomos de flúor unidos al átomo del carbono con un único enlace y los átomos de flúor 89 00:08:53,700 --> 00:09:01,340 con tres pares de electrones no enlazante para cumplir con la regla del octeto. Una vez tenemos 90 00:09:01,340 --> 00:09:07,940 la estructura de Lewis, lo que tenemos que hacer para decidir cuál es la geometría molecular es 91 00:09:07,940 --> 00:09:13,019 fijarnos en el átomo central, en este caso el átomo de carbono, y darnos cuenta de que forma 92 00:09:13,019 --> 00:09:18,820 cuatro enlaces simples con los átomos de flúor, haciendo hincapié en que forma enlaces simples, 93 00:09:19,019 --> 00:09:24,340 cuatro enlaces simples. Esta es la pista que nos da a entender que el átomo de carbono tiene 94 00:09:24,340 --> 00:09:32,759 hibridación sp3, de tal forma que el orbital s y los tres orbitales p del átomo de carbono se van 95 00:09:32,759 --> 00:09:38,919 a hibridar, se van a juntar y van a formar cuatro orbitales híbridos sp3 que sabemos que van a estar 96 00:09:38,919 --> 00:09:46,519 dirigidos hacia los vértices de un tetraedro regular. Puesto que los cuatro orbitales híbridos 97 00:09:46,519 --> 00:09:52,600 sp3 se encuentran formando enlace, la geometría de la molécula va a coincidir con la geometría de 98 00:09:52,600 --> 00:09:58,600 los orbitales híbridos y eso quiere decir que esta molécula, la del tetrafluoruro de carbono, va a 99 00:09:58,600 --> 00:10:06,159 tener la forma de una pirámide tetraédrica regular. Imaginaos una pirámide cuyas cuatro 100 00:10:06,159 --> 00:10:11,159 caras son triángulos equiláteros y lo que tendríamos es el carbono en el centro de la 101 00:10:11,159 --> 00:10:15,519 pirámide y cada uno de los cuatro átomos de flúor en los vértices de la pirámide. 102 00:10:16,740 --> 00:10:22,360 En cuanto a la polaridad de la molécula, lo primero que tenemos que hacer es echar un vistazo 103 00:10:22,360 --> 00:10:27,480 a cada uno de los enlaces. Son enlaces entre carbono y flúor. Puesto que estas dos especies 104 00:10:27,480 --> 00:10:33,460 atómicas son distintas, carbono y flúor, el enlace será polar. No necesitamos 105 00:10:33,460 --> 00:10:37,860 discutir hacia dónde está desplazada la nube electrónica. En este caso es fácil 106 00:10:37,860 --> 00:10:41,279 darse cuenta de que, puesto que el flúor es el elemento más electronegativo de 107 00:10:41,279 --> 00:10:46,419 todos, pues el par de electrones de enlace de cada uno de los enlaces va a 108 00:10:46,419 --> 00:10:50,840 estar desplazado hacia los átomos de flúor. Pero eso no es relevante para el 109 00:10:50,840 --> 00:10:55,799 caso. Lo que tenemos son cuatro enlaces idénticos, cuatro enlaces polares con la 110 00:10:55,799 --> 00:11:02,059 misma polaridad y que están dirigidos hacia los vértices de un tetraedro regular. Así que lo que 111 00:11:02,059 --> 00:11:09,039 están conformando es una geometría regular. Si los enlaces son polares pero la geometría de la 112 00:11:09,039 --> 00:11:14,679 molécula es regular, como es el caso, el momento dipolar total, que será la suma vectorial de los 113 00:11:14,679 --> 00:11:21,059 momentos dipolares de todos los enlaces, se anula. De tal forma que, aunque los enlaces sean polares, 114 00:11:21,059 --> 00:11:31,539 esta molécula va a ser apolar. El siguiente ejemplo que se nos propone es el diclorometano, 115 00:11:31,679 --> 00:11:36,679 que tiene una estructura muy similar, ya veremos, al tetrafluoro de carbono, aunque tiene diferencias 116 00:11:36,679 --> 00:11:43,019 muy importantes y que la hacen interesante. La primera parte es exactamente igual. Comentamos 117 00:11:43,019 --> 00:11:48,659 escribiendo las configuraciones electrónicas. Para el carbono, igual que antes, 1s2, 2s2, 2p2, 118 00:11:48,700 --> 00:11:54,320 con 4 electrones en su capa de valencia, 8 para cumplir con la regla de octeto. El hidrógeno con 119 00:11:54,320 --> 00:11:59,659 Z igual a 1 tiene configuración electrónica 1s1, tiene un único electrón en su capa de valencia 120 00:11:59,659 --> 00:12:05,679 y necesita 2 para alcanzar la configuración electrónica del helio, que sería el siguiente gas noble. 121 00:12:06,299 --> 00:12:12,279 En cuanto al cloro, su configuración electrónica es 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p5. 122 00:12:12,940 --> 00:12:15,980 La parte importante es que tiene 7 electrones en su capa de valencia 123 00:12:15,980 --> 00:12:20,399 y que necesita 8 para alcanzar la configuración electrónica del gas noble siguiente. 124 00:12:21,399 --> 00:12:26,960 A la hora de aplicar el algoritmo para determinar el número de pares de electrones de enlace y libres, 125 00:12:27,759 --> 00:12:34,200 en primer lugar, el número total de electrones disponibles en las capas de valencia son 4 electrones, en el caso de carbono, 126 00:12:34,940 --> 00:12:41,500 más 2 hidrógenos, cada uno de ellos con 1 electrón, más 2 cloros, cada uno de ellos con 7 electrones, total 20. 127 00:12:42,279 --> 00:12:49,220 En cuanto al número total de electrones necesarios para que todos los átomos cumplan con la regla del octeto y tengan la configuración electrónica de un gas noble, 128 00:12:49,220 --> 00:12:59,059 Pues hay tres átomos que necesitan ocho electrones, el carbono y los dos cloros, más dos átomos que necesitan dos electrones, que serían los dos hidrógenos, total 28. 129 00:12:59,879 --> 00:13:05,460 Puesto que 28 es mayor que 20, se va a necesitar compartir una cierta cantidad de electrones. 130 00:13:05,600 --> 00:13:13,080 La diferencia entre el número de electrones necesarios y el número de electrones disponibles, que en este caso es 8. 131 00:13:13,600 --> 00:13:18,580 Como siempre, es más relevante 8 entre 2 igual a 4, cuatro pares de electrones de enlace. 132 00:13:18,580 --> 00:13:29,080 Y en este momento ya nos estamos dando cuenta que los cuatro enlaces van a ser los enlaces de los dos hidrógenos y los dos cloros con el carbono, que va a ser el átomo central. 133 00:13:30,019 --> 00:13:38,059 En cuanto al número de electrones libres, es la diferencia entre el número total de electrones disponibles y el número total de electrones compartidos, 20 menos 8 igual a 12. 134 00:13:38,720 --> 00:13:41,799 Como siempre, es más relevante su mitad, 12 entre 2 igual a 6. 135 00:13:42,480 --> 00:13:48,200 En la molécula tendremos que representar, cuando hagamos la estructura de Lewis, 6 pares de electrones no enlazantes. 136 00:13:48,840 --> 00:13:50,139 ¿Cómo es la estructura de Lewis? 137 00:13:50,440 --> 00:13:56,000 Bueno, pues la idea es exactamente la misma que habíamos utilizado en el tetrafluoro de carbono. 138 00:13:56,740 --> 00:14:02,279 Dibujamos el carbono como átomo central, los dos átomos de cloro y los dos átomos de hidrógeno a su alrededor 139 00:14:02,279 --> 00:14:06,200 y hemos puesto derecha, izquierda, arriba, abajo por una mera cuestión estética. 140 00:14:06,379 --> 00:14:09,879 Podríamos haber puesto hidrógeno, hidrógeno, cloro, cloro. Es irrelevante. 141 00:14:10,879 --> 00:14:16,080 Unimos los cuatro átomos con el átomo central con los cuatro enlaces que habíamos predicho que tendría que haber. 142 00:14:16,080 --> 00:14:22,519 a partir de aquí el carbono cuenta 2, 4, 6, 8 electrones en su última capa 143 00:14:22,519 --> 00:14:23,840 cumple con la regla del octeto 144 00:14:23,840 --> 00:14:28,899 los dos hidrógenos cuentan 2 electrones del par de electrones de enlace en su última capa 145 00:14:28,899 --> 00:14:30,120 cumple con la regla del octeto 146 00:14:30,120 --> 00:14:32,720 y estos 6 pares de electrones no enlazantes 147 00:14:32,720 --> 00:14:34,860 pues tienen que ser para los dos cloros 148 00:14:34,860 --> 00:14:35,940 6 entre 2 son 3 149 00:14:35,940 --> 00:14:40,159 así que cada cloro tendrá 1, 2, 3 pares de electrones no enlazantes 150 00:14:40,159 --> 00:14:43,019 que junto con el par de electrones enlazantes 151 00:14:43,019 --> 00:14:46,799 suman 8 electrones, de tal forma que aquí cada uno de los cloros 152 00:14:46,799 --> 00:14:48,740 ya cumple con la regla del octetor. 153 00:14:49,259 --> 00:14:52,340 De tal forma que, así por revisar, 154 00:14:53,059 --> 00:14:58,960 la estructura del diclorometano es con el carbono como átomo central, 155 00:14:59,759 --> 00:15:02,159 los dos átomos de cloro y los dos átomos de hidrógeno 156 00:15:02,159 --> 00:15:04,220 unidos a él mediante enlaces sencillos, 157 00:15:04,879 --> 00:15:06,679 y los pares de electrones no enlazantes 158 00:15:06,679 --> 00:15:12,899 completando la configuración electrónica de los dos cloros en su última capa. 159 00:15:13,019 --> 00:15:20,299 Igual que antes, una vez que tenemos la estructura de Lewis, que no es más que una representación esquemática de la molécula, 160 00:15:20,799 --> 00:15:26,840 lo que tenemos que hacer es decidir cuál es la hibridación del átomo central, en este caso del carbono, 161 00:15:27,700 --> 00:15:30,240 echando un vistazo a cuáles son los enlaces que forman. 162 00:15:30,240 --> 00:15:38,059 Igual que pasaba con el caso anterior, el carbono forma cuatro enlaces simples con los dos cloros y los dos hidrógenos, 163 00:15:38,259 --> 00:15:41,240 estando la clave en que forma cuatro enlaces simples. 164 00:15:41,679 --> 00:15:59,799 Igual que antes, cuatro enlaces simples, la hibridación del átomo central del átomo de carbono es sp3, de tal forma que el orbital S y los tres orbitales P en su última capa se hibridan para producir cuatro orbitales híbridos sp3 dirigidos hacia los vértices de un tetraedro regular. 165 00:15:59,799 --> 00:16:20,179 Igual que antes, nos imaginamos una pirámide con cuatro caras triangulares, que son triángulos equiláteros, con el carbono en el centro, y los cuatro orbitales están formando enlace, dos con los átomos de cloro y dos con los átomos de hidrógeno, que en la pirámide que os comentaba antes estarían situados los átomos de cloro y de hidrógeno en los vértices. 166 00:16:21,019 --> 00:16:36,779 Puesto que los cuatro orbitales híbridos están ocupados formando enlace, la geometría propia de la hibridación sp3 es la geometría de la molécula, así que esta molécula es piramidal y forma un tetraedro regular. 167 00:16:37,980 --> 00:16:46,980 Igual que pasaba en el caso del tetrafluorodecarbono, para decidir si esta molécula es o no es polar, tenemos que echar un vistazo a los enlaces. 168 00:16:47,580 --> 00:16:55,980 Tenemos dos tipos de enlace aquí. Antes teníamos un único tipo entre el carbono y el flúor. Aquí tenemos enlaces entre carbono y cloro y entre carbono e hidrógeno. 169 00:16:56,960 --> 00:17:03,940 Los dos enlaces, carbono-cloro y carbono-hidrógeno, son polares, puesto que unen especies atómicas distintas. 170 00:17:04,680 --> 00:17:11,299 Aquí, no obstante, la polaridad de los enlaces entre el carbono y el cloro y entre el carbono y el hidrógeno es diferente. 171 00:17:11,299 --> 00:17:17,859 nosotros sabemos que el hidrógeno y el carbono son átomos con electronegatividades relativamente 172 00:17:17,859 --> 00:17:23,480 similares frente a la diferencia de electronegatividad mayor entre el carbono y el cloro 173 00:17:23,480 --> 00:17:29,940 así que nosotros ya podríamos adelantar que los enlaces entre el carbono y los dos cloros van a 174 00:17:29,940 --> 00:17:36,079 ser más polares que los enlaces entre el carbono y los dos hidrógenos aunque en este momento eso 175 00:17:36,079 --> 00:17:41,819 no es relevante para nosotros, nos basta con saber que de los cuatro enlaces entre el carbono y los 176 00:17:41,819 --> 00:17:49,039 cuatro átomos que están unidos a él, dos tienen una cierta polaridad y los otros dos tienen otra 177 00:17:49,039 --> 00:17:55,829 cierta polaridad diferente. La geometría de la molécula es regular, lo hemos dicho antes, se trata 178 00:17:55,829 --> 00:18:02,509 de una pirámide, una pirámide de un tetrahedro regular, pero la distribución de los enlaces no lo 179 00:18:02,509 --> 00:18:07,630 es. Tan sólo en el caso en el que la molécula fuera algo así como lo que tenemos aquí en la 180 00:18:07,630 --> 00:18:13,609 estructura de Lewis, donde los enlaces del carbono con los dos cloros están opuestos, o sea, están en 181 00:18:13,609 --> 00:18:19,869 la misma dirección y en sentidos opuestos, y a su vez también los enlaces entre el carbono y los 182 00:18:19,869 --> 00:18:24,509 dos hidrógenos están opuestos en la misma dirección y en sentidos opuestos, únicamente en este caso, 183 00:18:25,230 --> 00:18:30,730 las polaridades de este y este enlace, el carbono y los dos cloros, y a su vez este y este enlace, 184 00:18:30,730 --> 00:18:36,369 el carbono y los dos hidrógenos se anularían. Y en este caso, únicamente en este caso, la molécula 185 00:18:36,369 --> 00:18:44,069 sería apolar. Pero eso no es lo que ocurre. El ángulo que forman los enlaces entre el carbono 186 00:18:44,069 --> 00:18:49,769 y los dos cloros no es de 180 grados, puesto que cada uno de estos cuatro enlaces está dirigido 187 00:18:49,769 --> 00:18:55,369 hacia los vértices de un tetraedro regular. Consecuentemente, aunque la geometría de los 188 00:18:55,369 --> 00:19:02,910 enlaces sea regular, aunque la figura sea la de un tetraedro regular, la geometría 189 00:19:02,910 --> 00:19:08,549 molecular, la distribución de los enlaces no es regular y, consecuentemente, esta molécula 190 00:19:08,549 --> 00:19:15,210 sí es polar. Frente a la anterior, donde los cuatro enlaces eran idénticos, estaban 191 00:19:15,210 --> 00:19:19,690 dirigidos hacia los vértices de un tetraedro regular y ahí sí, la geometría regular 192 00:19:19,690 --> 00:19:23,829 de la molécula, la distribución regular de los cuatro enlaces, hacía que el momento 193 00:19:23,829 --> 00:19:29,730 dipolar total fuera cero. Así que fijaos en la importancia de la diferencia de que todos los 194 00:19:29,730 --> 00:19:35,349 enlaces sean iguales a hay dos de un tipo y dos de otro que no están distribuidos de forma regular. 195 00:19:36,150 --> 00:19:42,150 En este caso, los enlaces son polares, pero la distribución regular de todos los enlaces hace 196 00:19:42,150 --> 00:19:48,509 que la molécula sea apolar, mientras que en este caso todos los enlaces son apolares. Hay 197 00:19:48,509 --> 00:19:55,529 polaridades distintas 2 a 2 y el que estos enlaces 2 y 2, los que une el carbono con el cloro y el 198 00:19:55,529 --> 00:20:02,269 carbono con el hidrógeno, no sean regulares, el que la distribución, la geometría, no sea regular, 199 00:20:02,269 --> 00:20:07,930 no esté en una misma dirección y en sentidos opuestos, hace que esta molécula sí sea polar. 200 00:20:12,069 --> 00:20:19,589 El tercer caso que se nos propone es el caso de la molécula de bromo o dibromo, dependiendo de 201 00:20:19,589 --> 00:20:24,529 cuál sea el tipo de nomenclatura que utilicemos. Este es uno de los casos más sencillos y más 202 00:20:24,529 --> 00:20:30,349 directos. La configuración electrónica tiene siete electrones en su capa de valencia, en cada uno de 203 00:20:30,349 --> 00:20:35,230 los átomos de bromo, y necesita ocho electrones para alcanzar la configuración electrónica del 204 00:20:35,230 --> 00:20:42,609 gas noble siguiente. Así que el número total de electrones disponibles es 2 por 7, 14. Para cumplir 205 00:20:42,609 --> 00:20:46,970 con la regla del octeto, los dos átomos de bromo en la molécula necesitarían 2 por 8 igual a 16 206 00:20:46,970 --> 00:20:52,849 electrones. Hay que compartir, bueno, pues el número necesario menos disponible, 16 menos 14, 207 00:20:53,009 --> 00:20:58,349 dos electrones, que entre dos da igual a un par de electrones de enlace. Así pues esta molécula lo 208 00:20:58,349 --> 00:21:04,430 que tiene es los dos átomos de bromo unidos con un único enlace simple. ¿Cuántos electrones quedan 209 00:21:04,430 --> 00:21:09,990 libres sin formar enlace? Pues la diferencia entre el número de electrones disponibles, 14, menos el 210 00:21:09,990 --> 00:21:15,569 número de electrones que se encuentran formando enlace. 14 menos 2 igual a 12, su mitad, 6, es el 211 00:21:15,569 --> 00:21:20,450 número de pares de electrones no enlazantes. Puesto que hay dos átomos de bromo, 6 entre 2 212 00:21:20,450 --> 00:21:24,869 igual a 3, cada uno de los átomos de bromo, además de estar unido con un par de electrones 213 00:21:24,869 --> 00:21:29,329 de enlace con el otro, tendrá a su alrededor tres pares de electrones de enlace. Os gustó lo que 214 00:21:29,329 --> 00:21:37,309 tenemos aquí. Así que cada bromo tiene 1, 2, 3 pares de electrones, 1, 2, 3 no enlazantes y el 215 00:21:37,309 --> 00:21:44,750 par de electrones de enlace. En cuanto a la geometría de la molécula y la polaridad de la 216 00:21:44,750 --> 00:21:49,930 molécula? Pues en este caso es bien sencilla y no tenemos que recurrir a la hibridación. Puesto que 217 00:21:49,930 --> 00:21:54,430 la molécula está formada por dos átomos unidos por un único enlace, no queda más remedio que el 218 00:21:54,430 --> 00:22:00,289 que la molécula sea lineal, sin necesidad de entrar a ningún otro tipo de disquisición. Por último, 219 00:22:00,289 --> 00:22:05,569 en cuanto a la polaridad de la molécula, puesto que el único enlace une átomos de la misma especie 220 00:22:05,569 --> 00:22:14,700 química, el enlace es apolar y, consecuentemente, la molécula entera es apolar. El cuarto caso que 221 00:22:14,700 --> 00:22:19,759 se nos propone es este, que responde a los nombres tradicionales de ácido cianídrico 222 00:22:19,759 --> 00:22:26,839 o cianuro de hidrógeno. El mecanismo que hay que seguir es exactamente el mismo. Escribimos 223 00:22:26,839 --> 00:22:31,539 las configuraciones electrónicas de hidrógeno, carbono o nitrógeno, computamos el número 224 00:22:31,539 --> 00:22:35,460 de electrones que en su capa de valencia, nos paramos a pensar en cuántos electrones 225 00:22:35,460 --> 00:22:39,519 necesita para cumplir con la regla del octeto y alcanzar la configuración electrónica 226 00:22:39,519 --> 00:22:45,099 de un gas noble y aplicamos el algoritmo de antes para calcular el número de electrones 227 00:22:45,099 --> 00:22:50,299 disponibles, en este caso 10, el número de electrones necesarios para que todos los átomos 228 00:22:50,299 --> 00:22:54,960 alcancen la configuración electrónica de un gas noble, en este caso 18, 18 es mayor 229 00:22:54,960 --> 00:22:59,380 que 10, así que calculamos el número de electrones compartidos, 18 menos 10 igual 230 00:22:59,380 --> 00:23:05,740 a 8, lo cual quiere decir que entre 2 se van a formar 4 enlaces. Ahora ya no es tan sencillo, 231 00:23:05,740 --> 00:23:11,440 antes teníamos un átomo central, cuatro átomos a su alrededor, se formaban cuatro enlaces, bueno, 232 00:23:11,559 --> 00:23:17,019 pues ya está. Un enlace para cada uno de ellos y se van a formar enlaces simples. Ahora lo que vamos 233 00:23:17,019 --> 00:23:22,500 a hacer es ubicar el carbono como átomo central y lo que vamos a hacer es poner a su alrededor el 234 00:23:22,500 --> 00:23:28,980 átomo de hidrógeno y el átomo de nitrógeno. Tenemos cuatro enlaces que distribuir. ¿Cómo 235 00:23:28,980 --> 00:23:34,480 vamos a hacerlo? Le damos dos al hidrógeno, dos al nitrógeno, uno, tres, tres, uno. Bueno, pues en 236 00:23:34,480 --> 00:23:38,619 este caso va a ser sencillo. Como ya habíamos mencionado en uno de los 237 00:23:38,619 --> 00:23:43,240 ejemplos a lo largo de la videoclase del enlace covalente, el hidrógeno puede 238 00:23:43,240 --> 00:23:47,660 formar un único enlace con cualquier otro átomo, puesto que en cuanto forma un 239 00:23:47,660 --> 00:23:53,019 enlace, los dos electrones de ese par de electrones de enlace ya hace que el 240 00:23:53,019 --> 00:23:56,240 hidrógeno cumpla con la regla del octeto y alcance la configuración electrónica 241 00:23:56,240 --> 00:24:01,660 del helio. Así que si tenemos cuatro enlaces y tenemos un átomo de hidrógeno 242 00:24:01,660 --> 00:24:07,119 unido al carbono va a utilizar uno único de los enlaces, pues no queda más remedio que entre el 243 00:24:07,119 --> 00:24:13,940 carbono y el nitrógeno se formen tres enlaces, un enlace triple. Bueno, ya nos hemos imaginado cómo 244 00:24:13,940 --> 00:24:19,000 distribuir los cuatro enlaces, los cuatro pares de electrones de enlace dentro de la molécula. Nos 245 00:24:19,000 --> 00:24:24,900 falta computar el número de pares de electrones no enlazantes, para lo cual, bueno, pues si tenemos 246 00:24:24,900 --> 00:24:30,079 un total de 10 electrones en la capa de valencia y tenemos 8 formando enlace, nos quedan dos 247 00:24:30,079 --> 00:24:36,559 electrones libres, 2 entre 2 igual a 1, tenemos que representar un único par de electrones no 248 00:24:36,559 --> 00:24:42,700 enlazante. ¿A quién se lo vamos a asignar? Desde luego no, al hidrógeno, puesto que el hidrógeno con 249 00:24:42,700 --> 00:24:47,819 el par de electrones de enlace ya cumple con la regla del octeto. Tampoco al carbono, puesto que 250 00:24:47,819 --> 00:24:52,420 el carbono en total está formando cuatro enlaces, un enlace simple con el hidrógeno y un enlace 251 00:24:52,420 --> 00:24:57,680 triple con el nitrógeno. Cuatro enlaces, 4 por 2 son 8 electrones de enlace, ya cumple con la regla 252 00:24:57,680 --> 00:25:03,019 del octeto. El que es deficitario de electrones hasta este momento es el nitrógeno, que únicamente 253 00:25:03,019 --> 00:25:09,640 computaría los tres pares de electrones de enlace que forma con el carbono, seis electrones, y necesita 254 00:25:09,640 --> 00:25:15,460 los dos electrones del par de electrones libres para juntar hasta ocho electrones y cumplir con 255 00:25:15,460 --> 00:25:22,380 la red del octeto. Así que la estructura de Lewis del cianuro de hidrógeno sería algo parecido a 256 00:25:22,380 --> 00:25:26,799 esto. Insisto en que es una representación esquemática. He puesto el hidrógeno a la izquierda 257 00:25:26,799 --> 00:25:30,480 y el nitrógeno a la derecha, como podréis ver, lo he puesto uno arriba, otro abajo o bien formando 258 00:25:30,480 --> 00:25:36,869 una. En lo que respecta a la geometría de la molécula, en este caso tengo que volver a fijarme 259 00:25:36,869 --> 00:25:42,549 en el átomo central, que es el átomo de carbono, y darme cuenta de que sí, que tiene cuatro pares 260 00:25:42,549 --> 00:25:47,369 de electrones, pero aquí la clave está en que el átomo de carbono está formando un enlace triple 261 00:25:47,369 --> 00:25:53,329 con otro átomo, en este caso con el átomo de nitrógeno. Y en cuanto veo un enlace triple, esa es 262 00:25:53,329 --> 00:26:01,150 la señal de que el átomo de carbono va a presentar hibridación sp. De tal forma que el orbital s y 263 00:26:01,150 --> 00:26:06,150 uno de los orbitales p en el último nivel se van a hibridar para formar dos orbitales híbridos sp 264 00:26:06,150 --> 00:26:12,410 que sé que se encuentran dentro de la misma dirección y orientados en sentidos opuestos y 265 00:26:12,410 --> 00:26:20,349 me van a quedar dos orbitales p del último nivel sin hibridar. De tal forma que aquí la clave es 266 00:26:20,349 --> 00:26:26,690 la siguiente. De los dos orbitales SP, uno de ellos va a estar formando enlace con el átomo 267 00:26:26,690 --> 00:26:33,569 de hidrógeno y el otro va a estar formando uno de estos tres enlaces con el átomo de nitrógeno. Y 268 00:26:33,569 --> 00:26:38,809 los otros dos orbitales P, que me han quedado sin hibridar, van a completar el triple enlace con el 269 00:26:38,809 --> 00:26:44,069 átomo de nitrógeno. Os recuerdo que ya hemos visto en los ejemplos de la bioclase de enlace 270 00:26:44,069 --> 00:26:49,630 covalente que cuando tenemos un enlace múltiple, doble o como en este caso triple, uno de los 271 00:26:49,630 --> 00:26:56,289 enlaces es hibridado y los otros dos enlaces se hacen a través de orbitales P sin hibridar. Así 272 00:26:56,289 --> 00:27:03,589 que tengo necesidad de mantener dos orbitales P sin hibridar porque tengo un enlace triple. Me 273 00:27:03,589 --> 00:27:10,009 queda un orbital P y un orbital S de aire a hibridación SP. Los dos orbitales híbridos SP 274 00:27:10,009 --> 00:27:15,950 se encuentran formando enlace, uno con el hidrógeno, el otro con el nitrógeno. Así que la geometría 275 00:27:15,950 --> 00:27:21,450 propia de la hibridación, la geometría lineal, puesto que tengo los orbitales dirigidos en una 276 00:27:21,450 --> 00:27:27,410 misma dirección y sentidos opuestos, va a ser la geometría de la molécula y esta molécula va a ser 277 00:27:27,410 --> 00:27:34,910 una molécula lineal. En cuanto a la polaridad de la molécula, la disquisición que tengo que hacer 278 00:27:34,910 --> 00:27:39,769 es la misma que había hecho anteriormente. Tengo enlaces entre hidrógeno y carbono y entre carbono 279 00:27:39,769 --> 00:27:45,450 y nitrógeno. Ambos enlaces son polares puesto que une átomos de especies distintas, pero 280 00:27:45,450 --> 00:27:50,730 la polaridad del enlace carbono-hidrógeno va a ser diferente de la polaridad del enlace 281 00:27:50,730 --> 00:27:54,970 carbono-nitrógeno porque el carbono está en cada uno de los dos casos unido a átomos 282 00:27:54,970 --> 00:28:01,210 diferentes. No necesito pensar en que la diferencia de electronegatividad entre carbono-hidrógeno 283 00:28:01,210 --> 00:28:05,410 va a ser mucho menor que entre carbono-nitrógeno y que este enlace carbono-hidrógeno va a 284 00:28:05,410 --> 00:28:11,569 ser mucho menos polar que carbono-nitrógeno. La idea va a ser que para que los momentos 285 00:28:11,569 --> 00:28:16,329 dipolares de los enlaces se anularan, teniendo en cuenta que los dos están dirigidos en 286 00:28:16,329 --> 00:28:20,589 una misma dirección y sentidos opuestos, necesitaría que los dos enlaces tuvieran 287 00:28:20,589 --> 00:28:26,049 la misma polaridad, para que si nos imaginamos vectores, éste y éste se anularan idénticamente. 288 00:28:27,170 --> 00:28:32,829 Puesto que los dos enlaces tienen polaridades distintas y están dirigidos en sentidos opuestos, 289 00:28:32,829 --> 00:28:43,869 la molécula va a ser polar. El quinto caso propuesto es el del monóxido de dicloro. Igual 290 00:28:43,869 --> 00:28:48,789 que antes, escribimos las configuraciones electrónicas de cloro y oxígeno. El cloro 291 00:28:48,789 --> 00:28:54,390 tiene siete electrones en su última capa, el oxígeno tiene seis. Ambos necesitan hasta ocho 292 00:28:54,390 --> 00:28:59,309 electrones para cumplir con la regla del octeto y tener la configuración electrónica del gas 293 00:28:59,309 --> 00:29:05,670 noble siguiente. En total tenemos entre los dos átomos de cloro y de oxígeno 20 electrones, 294 00:29:05,670 --> 00:29:09,670 pero necesitaríamos 24 para que los tres átomos cumplirán con la regla del octeto. 295 00:29:10,390 --> 00:29:14,630 Así pues, 24 mayor que 20, hay que compartir electrones, en un total de 4, 296 00:29:15,470 --> 00:29:17,910 que suponen dos pares de electrones de enlace. 297 00:29:18,529 --> 00:29:21,170 Puesto que el átomo de oxígeno va a ser el átomo central, 298 00:29:21,369 --> 00:29:26,470 ya podemos deducir que cada uno de los dos átomos de cloro va a estar unido con el átomo de oxígeno 299 00:29:26,470 --> 00:29:28,130 mediante un enlace sencillo. 300 00:29:28,769 --> 00:29:31,710 Si seguimos con el cálculo del número de electrones libres, 301 00:29:31,710 --> 00:29:49,650 Lo que tenemos que hacer es comparar el número de electrones disponible con el número de electrones compartidos y tenemos 16 electrones libres, que son 8 pares, 16 entre 2 igual a 8, que tenemos que distribuir entre los 3 átomos, el átomo de oxígeno y los 2 átomos de cloro. 302 00:29:49,650 --> 00:29:55,230 Si representamos el oxígeno como átomo central y los dos átomos de cloro a los dos lados 303 00:29:55,230 --> 00:29:58,470 y ponemos los dos pares de electrones de enlace que hemos predicho 304 00:29:58,470 --> 00:30:03,210 uniendo el cloro con el oxígeno y el segundo cloro con el oxígeno 305 00:30:03,210 --> 00:30:08,009 el cloro, cada uno de estos dos cloros, tendría únicamente un par de electrones 306 00:30:08,009 --> 00:30:09,730 el par de electrones de enlace que contar 307 00:30:09,730 --> 00:30:13,630 hasta 8 electrones para cumplir con la red del octeto le faltarían 6 308 00:30:13,630 --> 00:30:16,789 serían 3 pares de electrones no enlazantes en cada uno de ellos 309 00:30:16,789 --> 00:30:19,170 ya tenemos 6 de los 8 disponibles 310 00:30:19,170 --> 00:30:32,789 Y en cuanto al átomo de oxígeno, con los dos pares de electrones de enlace contaría cuatro electrones, necesita otros cuatro, que son los otros dos pares de electrones libres hasta completar los ocho disponibles y que habíamos predicho. 311 00:30:33,269 --> 00:30:39,849 De tal forma que la molécula de monóxido de dicloro, la estructura de Lewis, sería algo como esto que tenemos aquí. 312 00:30:39,849 --> 00:30:45,029 para tratar de decidir cuál es la geometría de la molécula 313 00:30:45,029 --> 00:30:47,529 tenemos que volver a centrarnos en el átomo central 314 00:30:47,529 --> 00:30:49,269 en este caso es el átomo de oxígeno 315 00:30:49,269 --> 00:30:53,390 y darnos cuenta de que tiene cuatro pares de electrones 316 00:30:53,390 --> 00:30:55,250 dos enlazantes, dos no enlazantes 317 00:30:55,250 --> 00:30:58,309 y la clave está en que todos los enlaces que forman el oxígeno 318 00:30:58,309 --> 00:30:59,450 son enlaces simples 319 00:30:59,450 --> 00:31:02,829 así que igual que pasaba con el tetrafluoro de carbono 320 00:31:02,829 --> 00:31:04,750 igual que pasaba con el clorometano 321 00:31:04,750 --> 00:31:08,549 el oxígeno tiene hibridación sp3 322 00:31:08,549 --> 00:31:18,309 El orbital S y los tres orbitales P se hibridan para formar cuatro orbitales híbridos SP3 dirigidos hacia los vértices de un tetrahedro regular. 323 00:31:19,329 --> 00:31:30,970 Aquí la geometría molecular no corresponde con la geometría de la hibridación, puesto que el átomo central, como vemos aquí, se encuentra formando únicamente dos enlaces y tiene dos pares de electrones libres. 324 00:31:31,710 --> 00:31:39,130 Eso quiere decir que de los cuatro orbitales híbridos sp3, solo dos computan para la geometría, puesto que solo dos se encuentran formando enlace. 325 00:31:40,069 --> 00:31:53,609 Si yo me imagino la pirámide tetraédrica regular con el átomo de oxígeno en el centro y coloco dos átomos de cloro en dos de los vértices del tetraedro regular, puesto que así es como se conformaría la molécula, 326 00:31:53,609 --> 00:31:57,410 y me imagino que tengo los dos pares de electrones no enlazantes del oxígeno 327 00:31:57,410 --> 00:32:00,809 en los otros dos vértices, pero esos no cuentan para la geometría molecular, 328 00:32:01,710 --> 00:32:05,569 lo que veo es que el ángulo que forma el enlace entre el cloro y el oxígeno, 329 00:32:05,630 --> 00:32:08,410 el oxígeno y el otro cloro, no es de 180 grados. 330 00:32:08,809 --> 00:32:11,410 Aunque yo haya representado esto como una molécula lineal, 331 00:32:11,950 --> 00:32:13,170 la molécula es angular. 332 00:32:14,750 --> 00:32:17,789 Así que la geometría de la molécula es angular. 333 00:32:18,710 --> 00:32:21,869 Yo sé que los enlaces oxígeno-cloro son enlaces polares, 334 00:32:21,869 --> 00:32:28,029 puesto que une átomos de especies atómicas distintas, y dado que la geometría no es regular, 335 00:32:28,250 --> 00:32:31,950 tengo dos enlaces pero no están dirigidos en la misma dirección y en sentidos opuestos, 336 00:32:32,869 --> 00:32:38,589 el momento total dipolar de la molécula no se anula y esta molécula es una molécula polar. 337 00:32:41,640 --> 00:32:47,920 El último caso que nos piden que discutamos es el caso de la molécula de metanal. Igual que hemos 338 00:32:47,920 --> 00:32:52,059 hecho en todos los casos anteriores, escribimos las configuraciones electrónicas de los átomos 339 00:32:52,059 --> 00:32:57,200 involucrados, hidrógeno, carbono, oxígeno. Decidimos, contamos cuántos electrones hay 340 00:32:57,200 --> 00:33:01,079 en su capa de valencia y decidimos cuántos necesitan para cumplir con la regla del octeto 341 00:33:01,079 --> 00:33:05,819 y alcanzar la configuración electrónica de un gas noble. Aplicamos el algoritmo y 342 00:33:05,819 --> 00:33:09,640 vamos computando el número total de electrones disponibles en la capa de valencia, un total 343 00:33:09,640 --> 00:33:14,099 de 12. El número total de electrones que se necesita para cumplir con la regla del 344 00:33:14,099 --> 00:33:18,960 octeto y tener la configuración electrónica de un gas noble, necesitaremos 20 más que 345 00:33:18,960 --> 00:33:24,839 12, así que hay que compartir. La diferencia entre 20 y 12 es el número de electrones compartidos, 346 00:33:24,960 --> 00:33:31,799 que son 8, lo cual supone 4 pares de electrones de enlace, 4 enlaces. Igual que nos pasaba en el 347 00:33:31,799 --> 00:33:37,859 caso del ácido cianídrico. Si voy a tomar el carbono como átomo central y voy a unir a éste 348 00:33:37,859 --> 00:33:43,220 los dos átomos de hidrógeno y el átomo de oxígeno, yo sé que cada uno de los átomos de hidrógeno 349 00:33:43,220 --> 00:33:48,319 necesita de un único enlace, con lo cual dos átomos de hidrógeno necesito dos enlaces para 350 00:33:48,319 --> 00:33:54,779 a los átomos de hidrógeno. Hasta cuatro enlaces me quedan dos y esos van a ser los enlaces que 351 00:33:54,779 --> 00:33:59,660 forme el carbono con el oxígeno. Así que ya estoy viendo que entre el carbono y el oxígeno se va a 352 00:33:59,660 --> 00:34:06,000 formar un enlace doble. Con esto puedo dibujar los enlaces de la molécula pero necesito completar la 353 00:34:06,000 --> 00:34:12,119 representación de Lewis con los pares de electrones libres. Estos, los electrones libres, son la 354 00:34:12,119 --> 00:34:17,000 diferencia entre los electrones disponibles y los electrones compartidos. Tengo cuatro electrones 355 00:34:17,000 --> 00:34:23,119 libres que son dos pares. Así que en la molécula voy a tener que dibujar dos pares de electrones 356 00:34:23,119 --> 00:34:29,519 no enlazantes. Si represento el carbono como átomo central, los átomos de hidrógeno a izquierda y 357 00:34:29,519 --> 00:34:35,159 derecha y el oxígeno hacia abajo, por ejemplo, y represento los pares de electrones de enlace, 358 00:34:35,699 --> 00:34:43,039 uno y otro con dos átomos de hidrógeno y los dos enlaces con el átomo de oxígeno, comprobo que los 359 00:34:43,039 --> 00:34:47,380 átomos de hidrógeno con el par de electrones de enlace ya cumple con la regla del octeto y ya 360 00:34:47,380 --> 00:34:52,539 tiene dos electrones en su última capa. El átomo de carbono con los cuatro enlaces también cumple 361 00:34:52,539 --> 00:34:57,119 con la regla del octeto, tiene ocho electrones en su última capa y únicamente el oxígeno contaría 362 00:34:57,119 --> 00:35:02,019 únicamente cuatro. Necesitaría otros cuatro electrones para alcanzar los ocho y cumplir con 363 00:35:02,019 --> 00:35:07,059 la regla del octeto. Son estos dos pares de electrones libres que he puesto al oxígeno a 364 00:35:07,059 --> 00:35:12,460 izquierda y a derecha por razones meramente estéticas. Y esta sería una forma de representar 365 00:35:12,460 --> 00:35:18,960 la estructura de Lewis del metanal. En lo que respecta a la geometría de la molécula, lo que 366 00:35:18,960 --> 00:35:23,320 tengo que hacer es, una vez más, fijarme en el átomo central, el átomo de carbono, y en este 367 00:35:23,320 --> 00:35:28,440 caso darme cuenta de que forma dos enlaces simples y uno doble, haciendo hincapié en que forma un 368 00:35:28,440 --> 00:35:37,519 único enlace doble. Eso me da la idea de que esta molécula, el átomo central en esta molécula, 369 00:35:37,519 --> 00:35:44,079 tiene hibridación sp2, de tal forma que el orbital s y 2 de los orbitales p hibridan, 370 00:35:44,360 --> 00:35:50,900 formando tres orbitales sp2 que se encuentran contenidos dentro de un plano dirigidos hacia 371 00:35:50,900 --> 00:35:56,619 los vértices de un triángulo equilátero y me queda sin hibridar uno de los orbitales p. Igual 372 00:35:56,619 --> 00:36:00,559 que mencioné anteriormente en esta videoclase, igual que mencioné en su momento en la videoclase 373 00:36:00,559 --> 00:36:07,780 de enlace covalente. La idea está en que dentro de este enlace doble, uno de los enlaces va a 374 00:36:07,780 --> 00:36:13,920 pertenecer a los orbitales hibridados y el otro va a tener que ser un orbital P sin hibridar. Así 375 00:36:13,920 --> 00:36:19,239 que necesito dejar un orbital P sin hibridar y todos los demás, los dos orbitales P que me quedan 376 00:36:19,239 --> 00:36:26,199 y el orbital S, formarán hibridación, en este caso sp2. ¿Cuál va a ser la geometría de la molécula? 377 00:36:26,199 --> 00:36:51,320 Bueno, pues veamos. De los tres orbitales híbridos SP2 contenidos dentro de un plano y dirigidos hacia los vértices de un triángulo equilátero, uno de ellos formará enlace con este hidrógeno, otro de ellos formará enlace con este otro hidrógeno y el último orbital híbrido SP2 formará uno de estos enlaces con el oxígeno, siendo el segundo el enlace formado con el orbital P que me quedaba sin hibridar del átomo de carbono. 378 00:36:52,079 --> 00:36:55,840 Puesto que todos los orbitales híbridos sp2 se encuentran formando enlace, 379 00:36:56,280 --> 00:37:00,480 la geometría de los orbitales híbridos corresponde con la geometría de la molécula 380 00:37:00,480 --> 00:37:03,059 y esta molécula es una molécula plana. 381 00:37:03,619 --> 00:37:07,239 Y de hecho, si me fijara, sería una molécula triangular, 382 00:37:07,519 --> 00:37:10,840 no voy a decir triangular regular, pero sí triangular, plana triangular, 383 00:37:11,579 --> 00:37:14,599 donde tendría el carbono dentro del triángulo, 384 00:37:14,679 --> 00:37:18,320 en el centro del triángulo, y tendría hacia los vértices del triángulo 385 00:37:18,320 --> 00:37:20,940 los dos átomos de hidrógeno y el átomo de oxígeno. 386 00:37:22,119 --> 00:37:27,079 A la hora de discutir la polaridad de la molécula, me encuentro con una situación ya repetida. 387 00:37:27,679 --> 00:37:32,940 Tengo dos tipos de enlace, hidrógeno-carbono y carbono-doble enlace con el oxígeno. 388 00:37:33,699 --> 00:37:39,539 Puesto que son enlaces entre especies atómicas distintas, ambos enlaces van a ser polares, 389 00:37:40,139 --> 00:37:45,019 y puesto que el carbono está unido con hidrógeno y con oxígeno con un doble enlace, los enlaces 390 00:37:45,019 --> 00:37:48,880 son distintos, la polaridad de ambos enlaces va a ser diferente. 391 00:37:48,880 --> 00:38:00,940 Una vez más, no necesito hacer hincapié en que el enlace entre el carbono y el hidrógeno es muy poco polar, puesto que las electronegatividades de estos dos átomos es muy parecida, y que el enlace entre el carbono y el oxígeno es más polar. 392 00:38:01,679 --> 00:38:19,400 No lo necesito. Lo único que necesito es saber que tengo dirigidos hacia los vértices de un triángulo equilátero dos momentos dipolares que se corresponden con estos dos enlaces y un tercer momento dipolar que se corresponde con el del tercer enlace que es diferente a los otros dos. 393 00:38:19,400 --> 00:38:46,500 Y en principio, no tengo tres enlaces iguales con una geometría regular que haría que la molécula fuera apolar, puesto que en ese caso, con los tres enlaces iguales dirigidos hacia los vértices de un triángulo equilátero, la geometría regular anula el momento dipolar total, sino que en este caso, aunque la geometría sea regular, el hecho de que los enlaces sean distintos y tengan distinta polaridad hace que la molécula sea polar. 394 00:38:46,500 --> 00:38:55,699 En el aula virtual de la asignatura tenéis disponibles otros recursos, ejercicios y cuestionarios. 395 00:38:56,360 --> 00:39:00,099 Asimismo, tenéis más información en las fuentes bibliográficas y en la web. 396 00:39:00,840 --> 00:39:06,320 No dudéis en traer vuestras dudas e inquietudes a clase o al foro de dudas de la unidad en el aula virtual. 397 00:39:06,940 --> 00:39:08,460 Un saludo y hasta pronto.