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B2Q U03.4.1 Enlace covalente (1 y 2) - Contenido educativo

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Subido el 26 de julio de 2021 por Raúl C.

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Hola a todos, soy Raúl Corraliza, profesor de química de segundo de bachillerato en el IES 00:00:15
Arquitecto Pedro Gumiel de Alcalá de Henares y os doy la bienvenida a esta serie de videoclases 00:00:22
de la unidad 3 dedicada al estudio del enlace químico. En la videoclase de hoy estudiaremos 00:00:26
la primera parte del enlace covalente. En esta videoclase vamos a estudiar el enlace covalente. 00:00:37
En la videoclase anterior, estudiando el enlace iónico, veíamos que éste se produce entre átomos con electronegatividades muy distintas 00:00:50
y utilizábamos un criterio de un valor de 1,7 para la diferencia de electronegatividad a partir de la cual consideraríamos que el enlace es iónico. 00:00:58
Pues bien, en este caso, en el del enlace covalente, éste se produce entre átomos con electronegatividades muy similares, 00:01:08
esto es, con una diferencia de electronegatividad inferior a 1,7, por utilizar el mismo criterio, 00:01:14
Y electronegatividades altas, lo cual quiere decir que vamos a considerar este enlace entre elementos que se encuentran en la región superior derecha de la tabla periódica, típicamente entre no metales, bien sea el mismo o bien sea diferentes. 00:01:19
En el caso del enlace iónico veíamos que éste se producía por dación de electrones. 00:01:34
El elemento más electronegativo tendría a arrancarle un electrón al elemento menos electronegativo 00:01:39
y la unión, el enlace, se formaba por la fuerza de interacción electrostática entre cargas de distinto signo. 00:01:45
El anión, que sería el elemento más electronegativo una vez ha robado un electrón, 00:01:51
y el cation, que sería el elemento menos electronegativo una vez que ha perdido un electrón. 00:01:56
Pues bien, en este caso, en el caso del enlace covalente, éste se produce por compartición de electrones. 00:02:01
Lo que va a ocurrir, lo veremos más adelante, es que electrones desapareados en la configuración electrónica de ambos elementos 00:02:06
van a tender a aparearse con electrones también desapareados del otro. 00:02:14
Se va a formar por solapamiento de los orbitales de uno y otro átomo, 00:02:20
de tal forma que se van a parear el electrón que estaba desapareado en uno 00:02:24
con el electrón que estaba desapareado en el otro, 00:02:28
poniendo los espines antiparalelos y entonces completando los orbitales, 00:02:32
cumpliendo con todas las reglas de la mecánica cuántica. 00:02:36
Esta compartición de electrones puede producirse bien con 1, 2, 3, 4, 00:02:39
el número que corresponda, de tal forma que entre dos átomos distintos 00:02:44
puede formarse un único enlace, 2, 3, y entonces hablaremos de un enlace simple, 00:02:48
doble, triple, etcétera. Vamos a denominar covalencia o valencia covalente al número de 00:02:53
electrones desapareados de un átomo y que va a coincidir con el número de enlaces covalentes 00:03:00
que forman. Hemos de tener cuidado con un pequeño detalle y es que nos podemos encontrar con 00:03:04
situaciones en las cuales un mismo átomo de un no metal puede formar un distinto número de enlaces, 00:03:10
lo cual querría decir que se comporta como si tuviera distinto número de electrones desapareados, 00:03:18
lo cual en principio puede parecer un tanto extraño. 00:03:23
La idea es la siguiente, consideremos el átomo de carbono. 00:03:26
El átomo de carbono con Z igual a 6 tiene 6 electrones 00:03:30
y su configuración electrónica sería 1s2 2s2 2p2. 00:03:33
Visto de esta manera, el átomo de carbono tiene dos electrones desapareados, 00:03:39
los dos electrones en los orbitales 2p, 00:03:42
y podría formar hasta dos enlaces, dos enlaces simples o bien un enlace doble. 00:03:45
¿Cómo podemos explicar entonces la molécula de metano, CH4, donde el átomo de carbono está formando cuatro enlaces simples con cuatro átomos de carbono? 00:03:51
Cuatro enlaces, no dos. 00:03:59
Bueno, pues la idea es utilizar el principio que se llama promoción electrónica. 00:04:00
La única forma que tendríamos de explicar los cuatro enlaces del átomo de carbono sería suponer que uno de los electrones del orbital 2s es capaz de promocionar a uno de los orbitales 2p. 00:04:05
De tal forma que tendríamos una configuración electrónica no del estado fundamental, pero si posible, 1s2, 2s1, 2p3, con cuatro electrones desapareados. 00:04:17
Y aquí sí podríamos explicar cómo es posible que el carbono pueda formar cuatro enlaces en lugar de dos. 00:04:28
Este proceso de la promoción electrónica lo estudiaremos más adelante, puesto que nos será muy útil para poder explicar los enlaces, ciertos números de enlaces en ciertos elementos. 00:04:34
Al aire de la diferencia entre enlace covalente y enlace iónico, ya podéis resolver los ejercicios propuestos 5 y 6. 00:04:45
Y no quisiera dejar pasar la oportunidad de hacer un comentario acerca de la distinción entre enlace iónico y enlace covalente, que son los dos que hemos visto ahora. 00:04:53
Hemos visto, o acabo de mencionaros, que en el enlace iónico se supone que hay una diferencia de electronegatividad elevada 00:05:02
y hemos utilizado 1,7 como valor de referencia a partir del cual la diferencia de electronegatividad es suficientemente grande 00:05:11
como para decir que un enlace es iónico 00:05:17
y que el enlace covalente se produce entre átomos con una pequeña diferencia de electronegatividad inferior a 1,7 00:05:19
Mencioné en el vídeo de clase anterior que 1,7 no es un valor único que podamos encontrar en literatura y que es el que nosotros vamos a utilizar porque es el más repetido. 00:05:27
Tened en cuenta que, en realidad, no existen enlaces iónicos puros y enlaces covalentes puros, sino que en realidad existe toda una gradación entre enlace iónico puro y enlace covalente puro, entre medias de la cual nos vamos a encontrar casi todos los enlaces. 00:05:36
y el valor 1,7 es un tanto artificioso. En un momento dado podremos hablar y hablaremos de 00:05:51
enlaces covalentes con un elevado grado de ionicidad o incluso enlaces iónicos con elevado 00:05:58
grado de covalencia y habrá ocasiones en que nos encontremos con átomos con diferencias de 00:06:03
electronegatividad en torno a 1,7 que en un momento dado puedan comportarse como enlazados 00:06:09
iónicamente y en otras circunstancias puedan comportarse como enlazados covalentemente. 00:06:18
De tal forma que tened esto en mente, enlace iónico y covalente no son dos categorías disjuntas, 00:06:23
sino que son los extremos de un espectro. Así que en un momento dado nos podemos encontrar con 00:06:27
cosas que estén un tanto entre medias. En esta sección vamos a estudiar la forma de determinar 00:06:32
la estructura de Lewis de una molécula o de unión, que es una forma de representar gráficamente no 00:06:40
sólo los enlaces entre los átomos, que están representados por los pares de 00:06:47
electrones de enlace, esos pares de electrones compartidos, un electrón de 00:06:51
uno y de otro átomo, sino también los pares de electrones que no forman enlaces, 00:06:55
que se denominan pares de electrones libres o no enlazantes. Quiero hacer 00:07:00
hincapié en que las estructuras de Lewis son representaciones esquemáticas y que 00:07:05
no pretenden representar, porque no pueden hacerlo, la geometría real de las 00:07:09
moléculas. Para poder hacer esto, para poder determinar la geometría real de una molécula, 00:07:13
necesitaremos otro tipo de información extra que iremos estudiando en las siguientes secciones. 00:07:18
Nosotros únicamente vamos a determinar las estructuras de Lewis de las moléculas más 00:07:24
sencillas posibles y todas ellas van a representar un átomo central, un único átomo que va a estar 00:07:29
en el centro de la molécula alrededor del cual van a estar todos los demás átomos enlazados y 00:07:36
nosotros lo que buscaremos es determinar la forma en la que están unidos estos 00:07:42
átomos con el átomo central. Para poder determinar la estructura de Lewis hay un 00:07:45
algoritmo que funciona siempre y que nosotros vamos a estudiar en el caso de 00:07:52
la molécula H2O que es la molécula de agua. En este caso es fácil determinar 00:07:57
que el átomo central es el de oxígeno puesto que es uno único y que los átomos 00:08:02
de hidrógeno, que son dos, van a estar a su vez unidos al átomo de oxígeno. El algoritmo 00:08:07
que os mencionaba comienza determinando cuál es el número total de electrones disponibles 00:08:13
que nosotros vamos a representar con la letra V, sumando los electrones en la capa de valencia 00:08:18
de todos los átomos, de ahí la V que nosotros vamos a utilizar. Para hacer esto lo que necesitamos 00:08:23
es escribir las configuraciones electrónicas de todas las especies atómicas que hay en 00:08:29
la molécula y en nuestro caso sería átomos de hidrógeno, átomos de oxígeno y lo que vamos a 00:08:33
hacer es identificar la capa de valencia de cada átomo, contar cuántos electrones hay en ella y 00:08:38
multiplicar por el número de átomos que tengamos. Por ejemplo, en el caso del hidrógeno con 00:08:44
configuración electrónica 1s1, la capa de valencia es el orbital 1s que contiene un único electrón. 00:08:48
En el caso del oxígeno con configuración 1s2, 2s2, 2p4, la capa de valencia está formada por 00:08:55
los orbitales 2s y 2p, en total hay 6 electrones, y entonces v, el número total de electrones 00:09:01
disponibles en el total de las capas de valencia, sería 2 por 1, dos átomos de hidrógeno por un 00:09:08
electrón en cada uno de ellos en la capa de valencia, más 6 electrones en el único átomo 00:09:14
de oxígeno que tenemos en la molécula. Total, 8 electrones. A continuación, en el siguiente paso, 00:09:19
lo que vamos a hacer es determinar el número total de electrones necesarios para que todos 00:09:27
ellos adquieran la estructura de un gas noble y cumplan con la regla del octeto. Y a esto 00:09:31
lo vamos a denominar N. Entonces lo que tenemos que hacer es echar un vistazo una vez más 00:09:35
a las configuraciones electrónicas que teníamos antes y decidir qué es lo que necesitan estos 00:09:41
átomos para configurar un gas noble. En el caso del átomo de hidrógeno, es una excepcional 00:09:46
regla del octeto, necesitaría un único electrón más para completar el orbital 1s y con la 00:09:52
configuración electrónica 1s2 alcanzar la del helio. Así que el hidrógeno, cada átomo de hidrógeno 00:09:57
necesitaría dos electrones en su capa de valencia para alcanzar la configuración electrónica de un 00:10:04
gas noble. En el caso del oxígeno, en su última capa tenemos 2s2, 2p4, 6 electrones y necesitaría 00:10:09
hasta 8 para completar con 2 más los orbitales 2p y tener la configuración electrónica 1s2, 2s2, 00:10:17
2P2 y tener la configuración electrónica del gas noble siguiente. Así que en el caso del oxígeno 00:10:25
necesitaríamos 8 electrones en la última capa para alcanzar la configuración electrónica de un gas 00:10:31
noble. Así que igual que antes lo que tenemos que hacer es multiplicar dos átomos de hidrógeno por 00:10:36
dos electrones que necesitaría cada uno de ellos para tener la configuración electrónica del helio 00:10:42
más 8 electrones que es lo que necesita el oxígeno para alcanzar la configuración electrónica del gas 00:10:46
noble siguiente. En total 2 por 2, 4 más 8, 12 electrones. Podemos ver que para alcanzar la 00:10:52
configuración electrónica de un gas noble entre todos los electrones de las capas de valencia 00:11:00
necesitaríamos sumar 12 electrones y únicamente tenemos disponibles 8. Así que lo que va a ocurrir 00:11:05
es que alguno de estos 8 electrones va a estar compartido, va a formar parte de un enlace y va 00:11:14
a ser contabilizado dentro de la capa de valencia de los dos átomos que forman el enlace. Aquel que 00:11:20
lo cede y aquel que se aprovecha porque cediendo otro lo aparea con él. Así que visto que tenemos 00:11:26
8 y necesitamos 12 tenemos que decidir cuántos hay que compartir para con estos 8 conseguir sumar 12. 00:11:34
Ese es el siguiente paso en el algoritmo y lo que tenemos que hacer es calcular la diferencia entre 00:11:41
el número de electrones necesarios y el número de electrones disponibles. Esto es lo que vamos 00:11:46
a denominar número de electrones compartidos y lo vamos a representar con la letra C. En este 00:11:51
caso concreto necesitamos 12 electrones, tenemos 8. Hay 4 electrones que deben ser compartidos y 00:11:57
tienen que ser contados dos veces, una vez por cada electrón que forman en enlace. C, que es el 00:12:04
número de electrones compartidos, no es tan importante como C partido por 2, que sería el 00:12:10
número de pares de electrones enlazantes. 4 entre 2 es igual a 2 y eso quiere decir que en esta 00:12:15
molécula, en la molécula de agua, tiene que haber dos pares de electrones compartidos, dos pares de 00:12:21
electrones enlazantes, o sea, dos enlaces. Ya en este momento podemos imaginarnos cómo va a ser la 00:12:26
estructura de Lewis de la molécula de agua, al menos podemos imaginarnos cómo van a ser los 00:12:35
enlaces, puesto que tenemos un único átomo central que es el de oxígeno, tenemos dos átomos 00:12:39
de hidrógeno que unir a él y hay dos enlaces que formar. Pues no hay mucho donde elegir. Está visto 00:12:45
que uno de los átomos de hidrógeno va a estar unido con el átomo de oxígeno con uno de esos 00:12:52
dos enlaces y el otro de los átomos de hidrógeno va a estar unido al átomo de oxígeno con el otro 00:12:56
enlace disponible. No hay muchas posibilidades y habitualmente con las moléculas más sencillas ya 00:13:02
podríamos dibujar por lo menos esa parte de la estructura de Lewis, la parte de los pares de 00:13:07
electrones de enlace. No obstante, la estructura de Lewis no tiene únicamente eso, los enlaces, 00:13:13
los pares de electrones enlazantes, sino que también debe incluir los pares de electrones 00:13:19
no enlazantes, todos los demás electrones que conforman la capa de valencia de los demás átomos, 00:13:24
pero que no forman enlace. Así que lo que necesitamos, una vez que ya hemos calculado, 00:13:30
conocemos el número de electrones compartidos, es determinar el número de electrones no compartidos, 00:13:36
De todos aquellos electrones que estaban disponibles, ¿cuáles son aquellos que no van a formar enlace? 00:13:42
Esa es la diferencia que vamos a representar con la letra L, recordando a la L de libres, número de electrones libres. 00:13:47
Vamos a restar V, que era el número de electrones que teníamos disponibles en la capa de valencia, menos C, el número de electrones compartidos. 00:13:54
En este caso, 8 menos 4 igual a 4. 00:14:02
Al igual que pasaba con los electrones compartidos, el número de electrones libres no es tan importante como L partido por 2, la mitad, 4 entre 2 igual a 2, que es el número de pares de electrones no enlazantes. 00:14:05
Así que con esto ya sabemos que en la molécula de agua tenemos el oxígeno átomo central, al cual tienen que estar unidos 2 átomos de hidrógeno. 00:14:19
Tenemos dos enlaces que dibujar y, consecuentemente, ya hemos pensado en que uno de estos enlaces va a ir con un hidrógeno y el otro con el otro. 00:14:29
Y, además, tenemos que representar dos pares de electrones que no van a formar enlace, dos pares de electrones libres. 00:14:38
Lo primero que haríamos sería representar el oxígeno, el hidrógeno a ambos lados. 00:14:45
Puesto que esto es una representación esquemática, lo hacemos así por una mera razón estética. 00:14:51
Podríamos poner los hidrógenos alrededor del oxígeno en cualquier lugar. 00:14:56
Vamos a representar los pares de electrones enlazantes como pequeños guiones uniendo los átomos que están unidos entre sí. 00:15:00
Así que pondremos un guión uniendo este hidrógeno con el oxígeno y otro guión uniendo el oxígeno con el otro hidrógeno. 00:15:08
Hidrógeno. En cuanto a los pares de electrones no enlazantes, los colocaremos alrededor de los átomos, sin unir los átomos entre sí, de tal forma que completen el número de electrones que nosotros hemos determinado anteriormente en la capa de valencia y que necesitarían para cumplir con la regla del octeto. 00:15:15
No los pondremos, en este caso, con los hidrógenos, puesto que cada uno de estos hidrógenos, bien este, bien aquel, lo que va a hacer es contar para sí el par de electrones de enlace, y este hidrógeno ya tiene dos electrones en su orbital 1s, estaría completo, ya tiene la configuración electrónica de un gas noble, y lo mismo ocurriría con este. 00:15:36
El oxígeno, si solamente hubiera dibujado el par de electrones de enlace, estaría contando para sí dos y dos cuatro electrones, que serían los cuatro electrones que conforman los dos enlaces, 00:15:56
pero para cumplir con la regla del octeto necesitaría tener ocho electrones, los hemos contado antes, le faltarían cuatro. 00:16:09
¿Cuáles cuatro? Pues estos cuatro electrones libres que nosotros vamos a representar como pares de electrones no enlazantes, 00:16:16
también como guiones, pero esta vez no uniendo átomos, sino alrededor del símbolo. 00:16:22
Así pues, la estructura de Lewis de la molécula de agua sería tal y como la tenemos aquí dibujada. 00:16:27
Con los dos átomos de hidrógeno como satélites, por así decirlo, el oxígeno como átomo central, 00:16:33
los pares de electrones enlazantes como guiones uniendo los símbolos de los átomos 00:16:40
y los pares de electrones no enlazantes, como también guiones, pero esta vez no uniendo ningún átomo entre sí, 00:16:44
sino sencillamente alrededor de los átomos a los que forman parte, de los que forman parte. 00:16:50
Fijaos en que tal y como tengo representada la molécula, todo cuadra. 00:16:56
Pensad en que cada uno de estos guiones forma un par de electrones. 00:17:01
Así que este guión que tenemos aquí son dos electrones. 00:17:05
Entonces pongamos que el de la izquierda es el originario que había en la configuración electrónica del hidrógeno que tenía configuración electrónica 1s1. 00:17:09
En este otro par de electrones enlazante pongamos que el de la derecha fuera el originario de la configuración electrónica del hidrógeno que también era 1s1 obviamente. 00:17:17
Y entonces del oxígeno, propios del oxígeno, originarios de su configuración electrónica inicial tenemos 00:17:27
1. El que está a la derecha en este enlace. 00:17:33
2. El que está a la izquierda en este enlace. 00:17:36
más estos otros dos en los pares de electrones no enlazantes, 1, 2, y 2, 4, y 2, 6, los 6 electrones que había en la configuración electrónica en el último nivel, en la configuración electrónica del oxígeno, que os recuerdo que era 2s2, 2p4. 00:17:39
Así que, en lo que respecta al número de electrones originarios al cómputo de V, todos los electrones que habíamos contado, los 8, están aquí. 00:17:56
¿Cómo computaríamos n, el número de electrones necesarios para cumplir con la regla del octeto? 00:18:05
Bueno, pues no vamos a contar electrones individuales, sino que vamos a contar pares de electrones. 00:18:11
Y entonces, como decía anteriormente, el hidrógeno contaría para sí este par de electrones que tiene al lado. 00:18:16
Así que tendría la configuración electrónica 1s2, computaría, y tendría la configuración electrónica del helio. 00:18:23
Lo mismo con este otro hidrógeno, que lo que haría sería computar para sí este par de electrones del lado. 00:18:29
¿Y el oxígeno? Pues él computaría para sí este y este pares de electrones libres, por supuesto son suyos, más este par de electrones de enlace y este par de electrones de enlace. 00:18:33
Dos, cuatro, seis, ocho, ocho electrones en su última capa cumpliendo con la regla del octeto tendría la configuración electrónica del gas noble siguiente. 00:18:46
¿Qué es lo que ha pasado? ¿Por qué hay esa diferencia entre V y N? 00:18:54
Pues no se os habrá escapado que este par de electrones de enlace y este otro par de electrones de enlace ha sido computado dos veces 00:18:59
Una vez el hidrógeno lo ha contado para sí y otra vez el oxígeno lo ha computado para sí 00:19:07
¿Qué ocurre? Estos dos y dos, cuatro electrones, se cuentan dos veces porque son compartidos 00:19:12
Son tanto del hidrógeno como del oxígeno, cada uno con el hidrógeno que corresponda y con el oxígeno. 00:19:19
Así que, como podéis ver, todo cuadra. Cuando hemos dicho que había cuatro electrones compartidos, son estos dos y estos dos que forman los enlaces. 00:19:27
Del total de ocho electrones que había sumando todo lo que había en la capa de valencia, descontando estos dos y estos dos cuatro electrones compartidos, 00:19:35
nos quedan estos dos y estos dos electrones libres, que no son compartidos y que son computados únicamente por uno de los átomos, 00:19:43
que es aquel que los tenía en su capa de valencia. 00:19:51
Así que, como veis, todo cuadra. 00:19:54
Dos, cuatro, seis, ocho electrones V en total en las capas de valencia. 00:19:57
Si contamos los electrones que computan realmente los átomos para considerar que tienen la configuración electrónica de un gas noble, 00:20:04
2 para un hidrógeno, 2 para el otro hidrógeno 00:20:11
y en cuanto para el oxígeno, 2, 4, 6, 8 00:20:15
suman los 12 que habíamos dicho anteriormente, tenemos 2 y 2, 4 00:20:19
electrones compartidos y 2 y 2 electrones libres. 00:20:23
Además del caso de la molécula de agua que acabamos 00:20:29
de resolver, podríamos hacer exactamente lo mismo para buscar 00:20:31
la estructura de Lewis de otras moléculas como las que 00:20:35
tenemos a continuación. Aparte de la del agua, tenemos el caso de la molécula de dihidrógeno, 00:20:39
amoníaco o trihidruro de nitrógeno, trifluoruro de boro, dióxido de carbono y etino. Y os invito 00:20:45
a que resolváis el algoritmo para cada una de estas otras cinco moléculas, aparte de las moléculas 00:20:53
de agua, y comprobéis si sois capaces de alcanzar la misma representación gráfica que tenemos aquí. 00:20:59
El caso de la molécula de hidrógeno es interesante y hasta aquí en estos ejemplos porque en este caso con un electrón de un hidrógeno y un electrón del otro hidrógeno es suficiente para formar este enlace y sin pares de electrones no enlazantes extra conformar una molécula. 00:21:05
El hidrógeno es una excepción larga del octeto, con dos electrones alcanza la configuración electrónica del gas noble siguiente, que sería el helio, y consecuentemente con este único enlace entre los dos átomos de hidrógeno, este hidrógeno cuenta dos electrones, este hidrógeno cuenta dos electrones, ya se alcanza una configuración electrónica estable, una configuración molecular estable. 00:21:22
En el caso de la molécula de amoníaco, aparte de estos tres átomos de hidrógeno, tenemos como átomo central el nitrógeno. Fijaos que con 2, 4, 6 y este par de electrones enlazante, 8 electrones, el nitrógeno completa 8 electrones en su última capa y tiene la configuración electrónica del gas noble siguiente y esta configuración para la molécula es la más estable. 00:21:41
Muy similar es el caso del trifluoro del boro. Aquí ya no tenemos como átomos circundando al átomo central hidrógeno, sino que tenemos átomos de flúor. 00:22:06
Así que en el caso anterior con los hidrógenos, con el par de electrones de enlace, el hidrógeno no necesita más para tener la configuración electrónica de un gas noble. 00:22:16
En este caso, el flúor, aparte del par de electrones de enlace, necesita a su alrededor de varios, en concreto tres, pares de electrones no enlazante, puesto que necesita contar 2, 4, 6, 8 electrones para alcanzar la configuración electrónica del gas noble siguiente. 00:22:24
Aparte de esta diferencia entre estas dos moléculas, por otra parte muy similares, fijaos en que este nitrógeno tiene un par de electrones no enlazante, mientras que el boro no. 00:22:41
El boro, con 2, 4, 6 electrones, ya alcanza una configuración electrónica que le confiere una cierta estabilidad, no necesita 8 electrones, 00:22:51
y, consecuentemente, es una de las excepciones a la regla del octeto, entendida como 8 electrones. 00:23:01
El boro con 6 electrones ya alcanza una cierta estabilidad. 00:23:08
Eso, estudiaremos más adelante, hablando de la geometría de las moléculas, hace que la molécula de amoníaco y la molécula de trifluoruro de boro, 00:23:12
dejando aparte el flúor frente al hidrógeno, tengan geometrías muy distintas. 00:23:19
El hecho de que aquí haya y aquí no haya un par de electrones no enlazante, 00:23:25
veremos que podemos comparar estas dos moléculas y comprobar que tienen propiedades muy distintas. 00:23:28
El caso de la molécula de dióxido de carbono es interesante porque es una de las más sencillas 00:23:35
en las cuales nos vamos a encontrar con enlaces ya no simples, sino que aquí tendremos una pareja de enlaces dobles. 00:23:40
Cuando veamos que tenemos el carbono como átomo central y tenemos dos átomos, llamémosle satélite, que son los oxígenos, 00:23:48
y calculando el número de pares de electrones enlazante, veamos que tenemos cuatro más que átomos que tengamos que enlazar, 00:23:56
tendremos que tomar la decisión de elegir enlaces múltiples. 00:24:04
Y en este caso, cuatro enlaces para dos átomos iguales, parece razonable que pongamos dos y dos, uniendo los oxígenos con el átomo de carbono. 00:24:08
El caso de la molécula de etino, a su vez, también es interesante porque aquí no tenemos un único átomo central, sino que tenemos dos átomos centrales iguales, que son los átomos de carbono, que van a formar el esqueleto carbonado de esto, que es una molécula orgánica, y tendremos los átomos de hidrógeno como átomos satélite. 00:24:17
A la hora de decidir cómo tenemos que representar los enlaces, pues comprobaremos que tenemos los carbonos como átomos centrales que unir con una cantidad arbitraria de enlaces, no sabemos cuántos a priori. 00:24:36
Tenemos los hidrógenos como átomos satélites y pensaremos que si tenemos dos hidrógenos que unir con dos carbonos, parece razonable que siendo una molécula simétrica unamos cada hidrógeno con su correspondiente átomo de carbono. 00:24:51
Cuando vayamos haciendo el cómputo y lleguemos al número de pares de electrones compartidos, 00:25:06
al número de pares de electrones enlazantes, veremos que tenemos 5, así que hay 5 enlaces que formar. 00:25:13
El caso de los hidrógenos es bien sencillo, no podemos formar más que enlaces simples con ellos, 00:25:19
puesto que el hidrógeno, en cuanto forma un enlace, ya va a contar 2 electrones en su última capa, 00:25:24
ya tiene la configuración electrónica de un gas noble, no puede tener más pares de electrones, ni enlazantes ni no enlazantes. 00:25:29
Así que veremos que de esos cinco pares de electrones de enlace, dos se gastan, por así decirlo, con los enlaces de los hidrógenos, nos quedan tres enlaces y por eliminación tendremos que decidir que esos tres enlaces se empleen en unir los carbonos entre sí. 00:25:35
Este es uno de esos casos en los que por eliminación no va a quedar más remedio que a la hora de asignar los pares de electrones enlazantes entre los distintos átomos, la única forma posible de dibujar los cinco es unir los átomos entre sí. 00:25:51
Con lo cual, incluso aunque no tengamos un único átomo central, sino que tengamos dos, 00:26:04
nos vamos a encontrar con situaciones tal como esta, en las cuales, por eliminación, 00:26:09
asignando los pares de electrones de una cierta manera, 00:26:14
lleguemos a la conclusión, a la única conclusión posible que sea la correcta. 00:26:16
En este caso, esta molécula no tiene más que estos cinco pares de electrones enlazantes, 00:26:20
y con eso todos los electrones están colocados, todos los electrones están compartidos, 00:26:25
No hay pares de electrones no enlazantes y la única forma posible de distribuir los enlaces con sentido sería esta. 00:26:30
En el aula virtual de la asignatura tenéis disponibles otros recursos, ejercicios y cuestionarios. 00:26:39
Asimismo, tenéis más información en las fuentes bibliográficas y en la web. 00:26:46
No dudéis en traer vuestras dudas e inquietudes a clase o al foro de dudas de la unidad en el aula virtual. 00:26:50
Un saludo y hasta pronto. 00:26:56
Idioma/s:
es
Autor/es:
Raúl Corraliza Nieto
Subido por:
Raúl C.
Licencia:
Reconocimiento - No comercial - Sin obra derivada
Visualizaciones:
64
Fecha:
26 de julio de 2021 - 12:18
Visibilidad:
Público
Centro:
IES ARQUITECTO PEDRO GUMIEL
Duración:
27′ 25″
Relación de aspecto:
1.78:1
Resolución:
1024x576 píxeles
Tamaño:
47.20 MBytes

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