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4º ESO. Enlace químico. Enlace covalente (1/2) - Contenido educativo
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Hola, en este vídeo te voy a empezar a explicar el enlace covalente.
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Tienes que leer las páginas 78 y 79 del libro, ¿vale?
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78 y 79. Cuando las hayas leído, pues sigues viendo el vídeo.
00:00:09
Ponte a leer.
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Bueno, ya las has leído, ¿no?
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¿De qué trata esta parte? ¿De qué trata este vídeo?
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Bueno, pues vamos a ver qué es el enlace covalente, el orden de enlace
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y el diagrama de Lewis y la polaridad de un enlace.
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Unos cuantos conceptos importantes.
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Dice el libro, aquí, el enlace covalente es el enlace formado entre dos átomos cuando comparten electrones.
00:00:35
Quédate con esto.
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En el enlace covalente, los átomos que enlazan son no metálicos.
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¿Vale? Recuerda, decíamos, enlace covalente, no metal, más no metal.
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Y según acabamos de leer, concepto importante, los átomos comparten electrones, ¿vale? En este enlace se comparten electrones.
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¿Ejemplos de sustancias covalentes? Pues, mira, la molécula de hidrógeno, la molécula de cloro, ácido clorhídrico, pero también el dióxido de silicio, el metano, CH4, ¿vale?
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¿Por qué son sustancias covalentes? Porque tengo aquí dos átomos de hidrógeno, no metal con no metal, enlace covalente. Dos átomos de cloro, no metal con no metal. El hidrógeno es un no metal, el cloro es otro no metal, pues otro enlace covalente. No metal con no metal, enlace covalente. Carbono no metal con no metal, enlace covalente.
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¿Vale? Entonces, para que entiendas esto de lo de compartir electrones, voy a hacer el ejemplo de la molécula de cloro.
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¿De acuerdo? Esta sustancia. El cloro tiene, el átomo de cloro, tiene número atómico 17.
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Entonces, su configuración electrónica es 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p5.
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Vale, voy a hacer la de otro átomo de cloro para que tengas las dos configuraciones a la vista. 2p6, 3s2, 3p5. Vale, si te fijas, el átomo de cloro tiene 7 electrones en su capa de valencia.
00:02:16
Entonces, si cada átomo de cloro ganara un electrón, se cumpliría la regla de octeto y tendría 8 electrones en la capa de valencia y sería más estable.
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Como el cloro es un no metal, tiende a ganar electrones. Cada átomo de cloro tiende a ganar un electrón.
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Pero claro, este átomo de arriba tiende a ganar un electrón. El átomo de abajo también tiende a hacerlo.
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No va a haber una cesión de electrones, ¿vale? Como ocurre en el enlace iónico.
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Vamos a ver qué es lo que ocurre.
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Y te voy a enseñar antes qué es el diagrama de Lewis.
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Insisto, seguimos viendo la molécula de cloro.
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Voy a representar el cloro con su símbolo y alrededor, con puntos, los siete electrones de su capa de valencia.
00:03:16
Uno, dos, tres, cuatro, cinco, seis y siete.
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Esto que acabo de hacer es el diagrama de Lewis de un átomo de cloro.
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El diagrama de Lewis consiste en escribir su símbolo y alrededor tantos puntos como electrones tenga en la capa de valencia.
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Claro, como mucho puede tener ocho, porque en la capa de valencia como mucho puede tener ocho.
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Entonces, este es el primer átomo de cloro.
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El segundo átomo de cloro tiene también siete electrones en su capa de valencia.
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Uno, dos, tres, cuatro.
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Cinco, seis y siete.
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Entonces, vamos a ampliar aquí.
00:04:03
Si el átomo de la izquierda gana un electrón, tendría ocho electrones en su capa de valencia.
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Si el átomo de la derecha gana un electrón, también tendría ocho.
00:04:16
No van a estar perdiendo. Cada uno de los átomos tiende a ganar un electrón.
00:04:19
Entonces, ¿qué es lo que hacen?
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Comparten este electrón que estoy marcando.
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Lo que está haciendo es que se comparte ese electrón y se forma un enlace.
00:04:29
Ahí está el enlace covalente. De tal manera que el átomo de la izquierda tiene, los voy a marcar, fíjate, si comparten esos electrones que acabo de marcar, el átomo de la izquierda tendría 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, que son suyos, y este que está compartido por el otro.
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Pues son 8 electrones, ¿lo ves? Y lo mismo le ocurre al átomo de la derecha. Lo voy a poner así. Mira, 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7 y el que comparte el otro átomo de cloro, 8.
00:04:54
¿Ves que de esta manera se cumple la regla del octeto? Pues así se forma la molécula de cloro. ¿Cómo se representa esto?
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Vale, hemos dicho que con el diagrama de Lewis, pero no se deja así, no se ponen puntos.
00:05:16
Lo que hago es que cada dos electrones, dos electrones los represento con una línea.
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Entonces, el diagrama de Lewis de la molécula de cloro es esta.
00:05:27
Es este.
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Un átomo de cloro, otro átomo de cloro, dos electrones, dos electrones y dos electrones.
00:05:32
Dos, dos y dos, y luego los del enlace.
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¿Lo ves?
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Son dos electrones, dos electrones y dos electrones, del otro átomo dos, dos y dos, cada dos, una línea y luego el enlace, ¿vale?
00:05:42
Este es el diagrama de Lewis de la molécula de cloro.
00:05:53
Fíjate que lo que está ocurriendo es que están compartiendo, cada átomo de cloro comparte un electrón, enlace covalente, y eso que he marcado con la flecha es el enlace, ¿de acuerdo?
00:05:57
Vamos a ver otro ejemplo. Por ejemplo, a ver, el oxígeno, molécula de oxígeno. El átomo de oxígeno tiene número atómico 8.
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Configuración, iba a poner otra vez cloro, configuración electrónica del oxígeno, pues 1s2, 2s2, 2p4, 8 electrones.
00:06:21
Y ahora fíjate que el átomo de cloro tiene 6 electrones en su capa de valencia. Voy a poner otro átomo de oxígeno para que se entienda. 1s2, 2s2, 2p4. Tiene 6 electrones en su capa de valencia.
00:06:32
¿Vale? 6 electrones en su capa de valencia
00:06:51
No sé si te acabo de decir 4, si lo he dicho me he equivocado
00:06:54
¿Vale?
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Entonces, vamos a ver el diagrama de Lewis de esta molécula
00:06:57
Dibujo
00:07:00
Ahí va
00:07:01
Un átomo de oxígeno
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Este es su símbolo y sus electrones alrededor
00:07:06
1, 2, 3, 4, 5 y 6
00:07:09
Porque hemos dicho que tiene 6 electrones de valencia
00:07:13
El otro también
00:07:16
6 electrones de valencia
00:07:18
1, 2, 3, 4, 5 y 6. Cada uno de estos átomos tiende a ganar 2, ¿vale? Si un átomo de oxígeno gana 2 electrones, sería 1s2, 2s2, 2p6, tendría configuración electrónica de gas noble y sería estable.
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Pero claro, no va a ceder electrones lo que tiendes a ganarlo. ¿Y qué es lo que hacen entonces? Pues comparten este par de electrones y comparten este par de electrones.
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Y esto que acabo de poner en rojo, pues son dos enlaces que se forman, dos enlaces covalentes.
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La molécula sería, este es el diagrama de Lewis, un oxígeno, otro oxígeno, dos enlaces y luego fíjate que me quedan.
00:07:53
Dos electrones por ahí, dos electrones por ahí, estos dos que estoy poniendo, dos electrones por aquí, dos electrones por aquí, estos dos que estoy poniendo.
00:08:03
Este es el diagrama de Lewis de la molécula de oxígeno, ¿vale?
00:08:12
Molécula de oxígeno. Y otro ejemplo más. Por ejemplo, el nitrógeno. El átomo de nitrógeno tiene número atómico 7, por lo tanto tiene 7 electrones. Vamos a ver cuántos electrones tiene en su capa de valencia.
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Configuración electrónica, 1s2, 2s2, 2p3.
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Fíjate, capa de valencia es esta de aquí, tiene 5 electrones de valencia.
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Entonces, cada átomo de nitrógeno tiende a ganar 3 electrones, es un no metal, tiende a ganar electrones.
00:08:49
Entonces tengo aquí un átomo de nitrógeno, 1, 2, 3, 4 y 5.
00:08:56
Otro átomo de nitrógeno, 1, 2, 3, 4 y 5.
00:09:01
Se forma, fíjate, un enlace, otro enlace y otro enlace. ¿Ves que se forman tres enlaces? Y de esta manera cada átomo de nitrógeno tiene ocho electrones.
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Vamos a contarlos. Fíjate. 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7 y 8 electrones. Y el de la derecha, pues también compartiendo 3 tendrá 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7 y 8 electrones. Cumple la regla del octeto. ¿Vale? Entonces este es el diagrama de Lewis de la molécula de nitrógeno. ¿Vale?
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¿Vale? Más cosas. Vamos a volver al libro. Orden de enlace. ¿Qué es el orden de enlace? Pues te lo voy a explicar con los ejemplos que hemos visto ahora. Hemos visto la molécula de cloro, la molécula de oxígeno y la molécula de nitrógeno.
00:09:43
Y dirás, ¿por qué solo estamos viendo sustancias que tienen el mismo átomo?
00:10:01
Porque son ejemplos sencillos, ¿vale?
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El ácido clorhídrico, y pongo una N, anda que...
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El ácido clorhídrico HCl, ¿vale?
00:10:12
O el agua, pues también son moléculas.
00:10:16
Pero lo que te voy a contar ahora, el orden del láser, pues con estas moléculas.
00:10:22
Hemos visto que la molécula de cloro tiene este diagrama de Lewis.
00:10:28
Esos tres pares de electrones, el par de electrones que comparten y los otros tres.
00:10:31
Hemos visto que es así.
00:10:39
La molécula de oxígeno hemos visto que es así.
00:10:40
Y luego la molécula de nitrógeno hemos visto que es así.
00:10:45
En cada caso se cumple, cada átomo tiene ocho electrones, se cumple la regla del octeto.
00:10:50
¿Ves que en el primer caso hay un enlace, en el segundo caso hay dos enlaces y en el tercer caso hay tres enlaces entre átomos?
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Entonces, el primer caso es enlace, se dice que es un enlace simple
00:11:02
Enlace simple
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En el segundo caso, enlace doble
00:11:13
Y en el tercer caso, enlace triple
00:11:16
¿Vale?
00:11:22
Simple se dice enlace simple o enlace sencillo
00:11:24
En el libro dice sencillo, ¿vale?
00:11:27
Enlace sencillo, enlace doble y enlace triple
00:11:30
Bien, vamos a ver este ejercicio resuelto.
00:11:33
Fíjate, dice que el compuesto covalente se forma entre los átomos de hidrógeno y nitrógeno.
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¿Cuál será su fórmula química? Vamos a ver esto.
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El hidrógeno tiene número atómico 1, su configuración electrónica es 1s1.
00:11:48
El nitrógeno tiene número atómico 7 y su configuración electrónica es 1s2, 2s2, 2p3.
00:11:56
El hidrógeno tiene un electrón en su capa de valencia y el nitrógeno tiene 5.
00:12:06
Entonces, ¿cómo se forma la molécula de amoníaco NH3?
00:12:12
Pues vamos a verlo. Tengo un átomo de nitrógeno con sus 5 electrones.
00:12:18
Claro, el nitrógeno necesita 3. ¿De dónde los va a sacar? Pues compartiendo electrones con 3 átomos de hidrógeno, que los voy a poner aquí.
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Uno, otro aquí y otro aquí. Fíjate, se comparte este par de electrones, se comparte este otro par y se comparten estos dos electrones.
00:12:35
De tal manera que el nitrógeno tiene 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7 y 8 electrones. Cumple la regla del octeto. Vale, guay.
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¿Y qué pasa con el hidrógeno? El hidrógeno, como sabes, tiene un único electrón en su capa de valencia. El gas noble más cercano es el helio. Su configuración electrónica es 1s2. Entonces el hidrógeno al enlazar no va a tener 8 electrones, lo que tiende es a tener 2, que es el número de electrones que tiene el gas noble más cercano.
00:12:58
¿Te acuerdas que decíamos que normalmente los átomos tienden a tener 8 electrones en la capa de valencia?
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Claro, en este caso no es ese caso normal, porque el gas noble más cercano es el helio.
00:13:27
Entonces, el hidrógeno tiende a ganar un electrón.
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Como tengo 3 hidrógenos, esos 3 hidrógenos van a compartir cada uno un electrón con el átomo de nitrógeno.
00:13:35
Y vas a ver que tienen 2 electrones, como el helio, 1 y 2, para el hidrógeno de la izquierda.
00:13:41
El hidrógeno de abajo también tiene 2 y el hidrógeno de la derecha también tiene 2.
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Entonces, la molécula de nitrógeno tiene este diagrama de Lewis, ¿vale? Esto y esto. Y realmente esta molécula no es así como te lo he puesto. Ya estudiaremos por qué, pero esta molécula tiene forma de pirámide.
00:13:50
Es más bien así, ¿vale? Tiene forma de pirámide y habría dos electrones por ahí arriba.
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Cuando digo que tiene forma de pirámide es que te puedes imaginar esta pirámide así, ¿vale?
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Ya estudiaremos esto por qué.
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Bueno, diagrama de Lewis de la molécula de amoníaco.
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Si te fijas, hay tres enlaces, tres enlaces sencillos o simples, vamos a poner simples, tres enlaces simples, ¿vale? Enlaces simple, doble y triple.
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Aunque en el libro dice sencillo. Bueno, venga, para terminar este vídeo. Polaridad del enlace covalente. En la página siguiente el libro dice, estoy aquí, la electronegatividad es la tendencia que tiene un átomo para atraer los electrones de un enlace hacia sí.
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Dice, es también una propiedad periódica y está muy relacionada con la energía de ionización y con la afinidad electrónica.
00:15:15
Fíjate, no, piensa en el oxígeno, el oxígeno y el hidrógeno.
00:15:22
El oxígeno tiene número atómico 8 y el hidrógeno tiene número atómico 1.
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Es decir, que el átomo de oxígeno tiene 8 protones en el núcleo, el átomo de hidrógeno solo tiene un protón en el núcleo.
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Entonces, cuando hacemos el diagrama de Lewis, el que hemos visto antes, este es esto, esto de así, y hemos llegado a este diagrama.
00:15:48
¿Vale? Un poco feo, voy a hacerlo un poco mejor.
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Diagrama de Lewis. Así, así, así, así y así.
00:16:01
Entonces, ten presente que este átomo de oxígeno tiene 8 protones.
00:16:09
Este átomo de hidrógeno tiene un protón y este otro átomo de hidrógeno tiene un protón.
00:16:17
Y ahora vamos a pensar en los electrones de este enlace.
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Ahí hay una línea, por lo tanto, ahí hay dos electrones.
00:16:26
Dos electrones compartidos. Recuerda, enlace covalente, se comparten electrones.
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Como el átomo de oxígeno tiene ocho protones, el átomo de oxígeno atrae más estos dos electrones del enlace,
00:16:36
Porque son ocho protones con carga positiva que atraen esos dos electrones con carga negativa.
00:16:43
El hidrógeno solo tiene un protón en el núcleo, atrae menos esos dos electrones.
00:16:48
¿Se entiende? Lo mismo ocurre con estos dos electrones de ese enlace de ahí.
00:16:53
Son más atraídos, ¿vale? Se sienten más atraídos por el oxígeno.
00:16:58
Porque, como te digo, en el núcleo tiene ocho protones.
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Hay átomos que atraen más los electrones del enlace, es lo que definimos como esta propiedad
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La electronegatividad es la tendencia que tiene un átomo para atraer los electrones de un enlace hacia sí
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Entonces diríamos que el oxígeno es más electronegativo que el hidrógeno
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Hay una escala, que es la escala de Pauling, que es la que tienes en esta tabla
00:17:25
Y que lo que hace es medir la electronegatividad
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Fíjate que el elemento más electronegativo es el flúor
00:17:33
El flúor es el más electronegativo
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El oxígeno es el segundo elemento más electronegativo
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El hidrógeno, que está aquí en el centro, es menos electronegativo que el oxígeno
00:17:44
Fíjate que los elementos que están por aquí, aunque también tenemos estos otros
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Pero los elementos que están por aquí, los no metales, son más electronegativos
00:17:54
Y los que tienen mayor carácter metálico, estos de aquí, son menos electronegativos
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¿Vale? Los metales tienden a traer, uy, los metales, los no metales tienden a traer hacia sí los electrones del enlace. ¿Vale? Entonces, ¿qué es lo que está ocurriendo?
00:18:03
Vaya. ¿Qué es lo que está ocurriendo? Pues que se forman dipolos. ¿Vale? Estoy aquí. Enlaces polares y enlaces apolares. Volviendo a la molécula de agua.
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Estos dos electrones se sienten más atraídos por el oxígeno
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Por lo tanto, están más cerca o pasan más tiempo cerca del átomo de oxígeno
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Por lo tanto, lo que podemos decir es que hay una transferencia de carga
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Esos electrones, que suponen, no son ni más ni menos que el enlace covalente
00:18:44
Están alrededor del oxígeno más tiempo
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De tal manera que en el oxígeno se acumula una carga negativa y en cada uno de los hidrógenos se acumula una carga positiva, es una especie de ausencia de carga negativa, ¿vale?
00:18:52
Entonces, fíjate, lo voy a simplificar, oxígeno, hidrógeno e hidrógeno, ¿vale?
00:19:06
Los electrones del enlace, estos electrones de aquí, están más tiempo cerca del oxígeno, por lo tanto, en los alrededores del átomo de oxígeno hay durante más tiempo una carga negativa y en los alrededores del átomo de hidrógeno tenemos una carga positiva.
00:19:12
Fíjate que entonces lo que decimos es que estos enlaces son polares.
00:19:29
¿Qué es esto de polar?
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Piensa en polos, polo positivo, polo negativo, polo norte, polo sur.
00:19:35
Un enlace polar es un enlace que tiene en un extremo carga positiva y en otro extremo carga negativa.
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Entonces, fíjate que este enlace es polar y este otro enlace es polar también.
00:19:49
Vamos a ver ejemplos.
00:19:55
Ejemplos de cosas que hemos visto.
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Hemos visto la molécula de cloro. Un átomo de cloro, otro átomo de cloro. Fíjate lo que está ocurriendo en este caso, pero también va a ocurrir en la molécula de oxígeno y va a ocurrir en la molécula de nitrógeno.
00:19:59
¿Ves que en el primer caso cada átomo de cloro atrae igualmente los átomos de este enlace? Porque tienen la misma electronegatividad. Vale, que sí, que son bastante electronegativos, pero es que es el mismo átomo, es el mismo elemento químico, perdona.
00:20:17
Entonces esos electrones del enlace que he marcado en verde se sienten atraídos por igual por el átomo de la izquierda que por el átomo de la derecha.
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En el segundo caso ocurre lo mismo y en el tercero.
00:20:46
Claro, en el segundo caso tengo cuatro electrones de esos dos enlaces y en el tercer caso tengo seis electrones de esos tres enlaces,
00:20:50
pero están igualmente atraídos por el átomo de la izquierda y el átomo de la derecha, porque es el mismo elemento químico.
00:20:58
Es como si, imaginad que tiramos de una cuerda con la misma fuerza por un extremo que por otro.
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La cuerda no se mueve, ¿vale? Entonces es lo que está ocurriendo aquí.
00:21:13
Entonces, como los electrones de los enlaces están atraídos por igual, tanto por un átomo como por otro,
00:21:17
decimos que el enlace es apolar. Esto quiere decir que los electrones del enlace están entre medias.
00:21:24
Estos enlaces son apolares.
00:21:31
Enlaces apolares.
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Otro ejemplo. La molécula de ácido clorhídrico, HCl.
00:21:43
Vamos a verla.
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Primero hacemos el diagrama de Lewis.
00:21:54
Primero hacemos la configuración electrónica.
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1s1, del cloro, 17 electrones. 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p5. El hidrógeno tiene un electrón en la capa de valencia y el cloro tiene 7, ¿vale? Un electrón en la capa de valencia, un electrón de valencia y el cloro tiene 7.
00:21:59
Los dos son elementos no metálicos, por lo tanto, tienden a ganar electrones.
00:22:22
El hidrógeno lo que tiende es a tener configuración electrónica del gas noble más cercano, que es el cloro.
00:22:29
Entonces el hidrógeno tiende a ganar un electrón, hay dicho el gas noble más cercano, que es el cloro, perdona, que es el helio.
00:22:36
El hidrógeno tiende a tener la configuración electrónica del gas noble más cercano, que es el helio.
00:22:43
El cloro tiene siete electrones, tiende a tener la configuración electrónica del gas noble más cercano, tiende a tener ocho.
00:22:48
En el caso del cloro es el argón, ¿verdad?
00:22:57
Entonces, ¿qué es lo que hacen? Comparten este electrón.
00:22:59
Y la molécula de cloro tiene este diagrama de Lewis.
00:23:03
¿Vale? Así.
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Fíjate que el hidrógeno tiene esos dos electrones, ¿vale?
00:23:09
Los dos del enlace, configuración electrónica del helio y el cloro tiene 2, 4, 6 y 8 electrones.
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Se forma la molécula de ácido clorhídrico.
00:23:19
Pero, fíjate, el cloro, el átomo de cloro es más electronegativo.
00:23:23
El átomo de hidrógeno es menos electronegativo.
00:23:31
Por lo tanto, estos electrones del enlace están más tiempo alrededor del átomo de cloro.
00:23:35
Se sienten más atraídos por el átomo de cloro. Entonces, en los alrededores del átomo de cloro lo que tenemos es una carga negativa porque estos electrones están más tiempo por aquí y en los alrededores del átomo de hidrógeno lo que tenemos es una carga positiva porque se han ido los electrones.
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Se ha ido ese par de electrones, están más lejos. Entonces decimos que esto es un enlace polar, como en el caso del agua.
00:23:57
Para resumir, ¿cómo puedo identificar yo enlaces polares y enlaces apolares? Pues hemos visto el caso del agua, H2O.
00:24:10
Teníamos este diagrama de Lewis. Estos enlaces entre el oxígeno y el hidrógeno son átomos diferentes, son enlaces polares. El ácido clorhídrico, lo acabamos de ver ahora mismo, átomos diferentes, enlaces polares.
00:24:19
¿Vale? Enlaces polares. ¿Cómo sé yo si un enlace es apolar? Pues porque tengo el mismo átomo, ¿vale? Estos ejemplos que hemos visto.
00:24:39
Cloro, oxígeno y nitrógeno, ¿vale? El mismo elemento químico pues atrae por igual los electrones del enlace.
00:24:52
El cloro hemos visto que es así, el oxígeno hemos visto que es así y el nitrógeno hemos visto que es tal que así.
00:25:02
Estos enlaces, enlaces apolares, ¿vale? Enlaces polares y enlaces apolares. Si los átomos son diferentes, enlace polar. Si los átomos son iguales, enlace apolar, ¿vale?
00:25:09
Y una última cosa, creo que me falta una última cosa, solo, a ver, que venga por aquí, sí, una última cosa, ¿puede una molécula ser, fíjate, la molécula ser apolar pero que sus enlaces sean polares?
00:25:31
Pues sí. A ver si se entiende esto que he dicho. ¿Podemos tener enlaces polares y que la molécula, el compuesto, bueno, concretamente, que la molécula sea apolar?
00:25:50
Pues sí, la respuesta es que sí. Fíjate. El metano, CH4. El metano está formado por el carbono, un átomo de carbono y cuatro átomos de hidrógeno.
00:26:08
Carbono es un no metal, número atómico 6, 1s2, 2s2, 2p2. Esa es la configuración electrónica. Y del hidrógeno, 1s1.
00:26:28
El carbono tiene 4 electrones en su capa de valencia, el hidrógeno tiene 1. El carbono tiende a ganar 4 electrones y el hidrógeno tiende a ganar 1. De esta manera. Vamos a ver el diagrama de Lewis.
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Tengo el átomo de carbono, uno, dos, tres y cuatro. Y vamos a poner los cuatro átomos de hidrógeno. Uno, otro, otro y otro. Y si te fijas, el carbono lo que hace es compartir un electrón con cada uno de los hidrógenos.
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Se forman cuatro enlaces sencillos. Y vamos a fijarnos en cada enlace. Este enlace que he marcado, el de la izquierda, tengo hidrógeno y tengo carbono que tienen electronegatividades diferentes.
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Este enlace es polar porque está formado por átomos, está formado, sí, entre átomos diferentes, ¿vale? El enlace es polar. Este enlace igual, este enlace igual y este enlace igual.
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Los cuatro enlaces son polares, pero fíjate en el conjunto de la molécula. Realmente la molécula no es así como te he puesto, ¿vale? No es plana, pero no te voy a explicar cómo es porque sería complicarlo mucho, pero sí que se cumple algo que sí que lo estás viendo aquí.
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La molécula es simétrica. Entonces, ¿qué es lo que está ocurriendo? Que la polaridad de cada uno de los cuatro enlaces se ve compensada.
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Como te decía antes, imagínate que lo que tenemos es el átomo de carbono, ¿vale? El átomo de carbono tira de los electrones de arriba más que el hidrógeno, ¿vale?
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Entonces los electrones están por aquí cerquita, están por aquí. Pero es que el átomo de hidrógeno de abajo, pues está ocurriendo lo mismo.
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Estos dos electrones de abajo están más bien por aquí cerquita. Los electrones de la izquierda están cerca del carbono, los electrones de la derecha están cerca del carbono.
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Para que entiendas esto, imagínate que esto de tirar, que fuera una cuerda, ¿vale? El carbono tira más de los electrones. Pero como tenemos simetría, ¿vale? Lo que está tirando por arriba también está tirando por abajo, lo que está tirando por la izquierda también está tirando por la derecha y se compensa, ¿vale?
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Como es una molécula simétrica, las polaridades de los enlaces se compensan.
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Entonces decimos que la molécula es polar.
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Entonces, la respuesta a la pregunta, y con esto ya termino.
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¿Podemos tener enlaces polares y una molécula apolar?
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Pues sí, porque tenemos simetría, ¿vale?
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Enlaces polares y debido a la simetría tenemos una molécula apolar, ¿vale?
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Podrías preguntar, ¿y cómo sé yo si la molécula es simétrica o no?
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Claro, esto se estudia mucho más adelante, ¿vale?
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De momento quédate con esto.
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La molécula de carbono es simétrica.
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La molécula de agua no lo es porque la estoy representando siempre así.
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Te he dicho antes que no era lineal.
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Bueno, no sé si en clase lo hemos visto, ¿vale?
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La molécula de agua no es como estoy poniendo ahora.
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La molécula de agua no es así.
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Si fuera así lineal, pues sí, ¿vale?
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Pues sería simétrica, pero la molécula de agua, ¿ves que no es simétrica? Por lo tanto tengo enlaces polares y molécula polar, ¿se entiende?
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Bueno, aquí se trata de hacer ejercicios. Vuelve a leer estas páginas 78 y 79 del libro por si tienes alguna duda, hay un montón de cosas que te he contado y vamos a seguir trabajando en clase, por supuesto.
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Venga, estate atento, estate atenta al siguiente vídeo en el que vamos a ver los tipos de sustancias, tipos de sustancias covalentes, por supuesto.
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Hasta luego.
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- Guillermo M.
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- 22 de noviembre de 2020 - 19:42
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- IES SOR JUANA DE LA CRUZ
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