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Enlace químico I - Contenido educativo

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Subido el 7 de marzo de 2026 por Laura B.

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Unidad 7, el enlace químico. 00:00:00
Bueno, pues esta unidad la vamos a dividir en dos partes. 00:00:03
Más o menos vamos a ver ahora hasta aquí y la segunda parte del tema va a ser esto. 00:00:06
Entonces, ya seguro que habéis visto en cursos anteriores lo que es el enlace químico. 00:00:17
Podríamos definirlo como una forma de unión entre átomos por fuerzas electrostáticas, o sea, por atracción de positivo con negativo. 00:00:24
El resultado va a ser un sistema estable, como vamos a ver, donde las posiciones de los núcleos y de sus electrones están en configuración de equilibrio. 00:00:39
Y esto es porque la energía del sistema va a ser menor que la de los átomos por separado. 00:00:51
Esta situación se alcanza cuando cada átomo es isoelectrónico con un gas noble. 00:01:02
Quiere decir que la configuración electrónica que tiene es de capa completa, como el gas noble. 00:01:07
Se suele decir que es la regla del octeto, pero no es exactamente verdad porque el helio tiene solo dos en la última capa. 00:01:14
Entonces, cuando, por ejemplo, el hidrógeno o el litio completan capa, se quedan con dos y sigue siendo gas noble y sigue estando bien. 00:01:22
Pero es que la primera capa solo tiene dos electrones, no tiene ocho. 00:01:34
Por eso decimos isoelectrónico, que tiene los mismos electrones. 00:01:38
¿Tipos de enlace? 00:01:42
Pues el covalente, que aquí tenemos dos tipos de covalente, el cristal y el molecular, el metálico y el iónico. 00:01:43
Y pues los ejemplos son del iónico, la sal común, de covalente molecular el agua, covalente cristalino el diamante y de metálico el oro. 00:01:55
Ahora los vamos a ver más despacio. 00:02:08
este es un ejercicio de Pau, si los elementos A, B y C tienen números atómicos Z, Z más 1 y Z más 2, 00:02:13
y si B es el gas noble que se encuentra en el tercer periodo, vamos a ver, primer periodo, helio, neón, argón, 00:02:30
O sea que este es el argón, responde razonadamente cuáles son los estados de agregación de A2 y C en condiciones estándar. 00:02:38
Entonces, bueno, pues vamos a ver quiénes son estos compuestos. 00:02:50
Uno menos que el argón sería justo el que está aquí. 00:02:53
Entonces, la tabla periódica diría flúor, cloro, es el cloro. 00:02:58
Entonces, cuando decimos A2, queremos decir Cl2. ¿Cuál es el estado de agregación de A2? Pues gaseoso, porque el cloro es gaseoso en condiciones estándar. 00:03:03
Y el C sería uno más, o sea, sería el alcalino del cuarto periodo. En el grupo 1, el primer elemento que tenemos, este es el grupo 18. 00:03:17
Sería el hidrógeno, que no es un alcalino, pero luego ahí empiezan litio, sodio, potasio. 00:03:34
O sea que el cuarto periodo sería el potasio. 00:03:40
Así que este es el potasio. 00:03:43
¿Cuál es su estado de agregación en condiciones estándar? 00:03:44
Pues sólido, porque todos los metales en condiciones estándar son sólidos, menos el mercurio, ¿vale? 00:03:49
O sea, el mercurio es el único metal que es líquido a temperatura ambiente. 00:03:56
Vale, y condiciones estándar. 00:04:04
Entonces, ¿cómo se forman? Es como una pequeña introducción, ¿no? 00:04:07
De vamos a ver los metales y sabemos un poquito más de los metales, o sea, de los enlaces de lo que parece, 00:04:10
porque esto lo podríamos decir sin saber nada más. 00:04:17
No nos pide que justifiquemos, pues ya estaría. 00:04:20
Luego ya aprenderemos a justificarlo. 00:04:26
¿Cómo se forman los enlaces? Pues he dicho que es un estado de mínima energía. 00:04:30
Suponemos que tenemos los dos átomos aquí separados, ¿vale? 00:04:34
Pues entonces, cuando la distancia entre los núcleos se hace infinita, pues no hay enlace. 00:04:37
La energía es alta, ¿vale? Es alta. 00:04:49
Pero cuando nos vamos acercando, la energía va disminuyendo, disminuyendo hasta un punto mínimo de energía, 00:04:52
que es donde se produce el enlace. 00:04:59
Y por tanto, esta distancia que hay entre los núcleos se va a llamar distancia de enlace. 00:05:02
Si lo seguimos acercando, se empiezan a repeler porque son positivos y entonces aumenta la energía. 00:05:09
Por lo tanto, el mínimo de energía sería el punto más estable. 00:05:15
Este punto de aquí, este mínimo, es el punto más estable y es donde los átomos están más a gusto que en cualquier otro lugar. 00:05:18
Y por eso se enlazan y por eso se quedan ahí, porque es el punto de máxima estabilidad. 00:05:27
Vale, ¿tipos de enlace que tenemos? Pues los que hemos dicho, los tres que hemos dicho 00:05:31
Enlace iónico, enlace covalente y enlace metálico 00:05:38
Lo vamos a ver en cada uno de ellos, pero bueno, a forma de resumen de lo que conocemos de la ESO 00:05:41
y del primero de bachillerato, el enlace iónico se produce porque un metal da electrones a un no metal 00:05:48
que los coge y entonces se ven atraídos por transferencia de electrones 00:05:56
y el enlace ocurre porque los iones se ven atraídos por sus cargas positivas y negativas. 00:06:05
El enlace covalente se da entre dos elementos muy electronegativos, 00:06:12
o sea, entre dos no metales, y ninguno quiere dar el electrón, 00:06:16
los dos los quieren coger, por lo tanto lo que hacen es compartirlo. 00:06:22
y en enlace metálico se da entre los átomos de un mismo metal, ¿vale? 00:06:26
De un mismo metal, no de un metal con otro metal, eso no existe, 00:06:33
no hay un compuesto que sea un metal con otro metal, 00:06:39
hay aleaciones, pero eso no es un compuesto, eso son mezclas, entonces no es lo mismo, ¿vale? 00:06:42
En este caso lo que hace el metal es que da los electrones a la red, 00:06:48
lo suelta y esos electrones se están moviendo, se dice que están deslocalizados, que son un mar de electrones, porque se mueven por todas partes. 00:06:51
Vale, entonces, viendo esto, considero de los elementos Z igual a 12, Z igual a 13 y Z igual a 16. 00:07:07
Y vamos a ver, estos son X, Y y Z. 00:07:18
Vale, fórmula y nombre del compuesto que forman X y Z. 00:07:26
X y Z. Vale, pues vamos a ver las configuraciones electrónicas, que sería 1S2, 2S2, 2P6, con esto llevamos 10, 3S2 y llegamos a 12. 00:07:30
y aquí sería 1s2, 2s2, 2p6, llevamos por 10, 3s2, 12, 3p4, 16, vale. 00:07:44
Como tenemos que nombrar el compuesto y formularlo, pues vamos a ver cuáles son. 00:08:04
si está en el periodo 3 00:08:11
y en ese 2 00:08:13
quiere decir que es el alcalino térreo del periodo 3 00:08:15
los alcalinos térreos 00:08:17
no empiezan en el periodo 1 00:08:20
empiezan en el periodo 2 00:08:22
o sea que sería 00:08:23
berilio magnesio 00:08:25
periodo 1, periodo 2, periodo 3 00:08:27
es el magnesio 00:08:30
y el 3P4 00:08:31
pues sería de 00:08:34
ya si nos vamos a 00:08:36
sería grupos 00:08:37
bueno P1, P2 00:08:41
P3, P4, P5, P6. Es el grupo del oxígeno. Entonces oxígeno, perdón, azufre. Oxígeno, azufre. Entonces es el tercer periodo el azufre. Vale, este es el azufre. 00:08:44
Entonces, ¿qué tipo de enlace presentan? Pues es un metal con un no metal, es un enlace 00:09:04
iónico. ¿Y cómo se formula? Pues MgS. ¿Por qué? Porque este va a dar dos electrones 00:09:12
que los va a coger este, entonces el magnesio se va a quedar con su capa completa, fenomenal, 00:09:23
y con carga más dos, porque ha perdido dos electrones, y este los va a coger y se va 00:09:30
Va a quedar también con P6, 3P6, también con su capa completa. 00:09:34
Se va a quedar cargado con modión menos 2, pero bueno, más 2 y menos 2 se completa y el compuesto está. 00:09:39
Considero de los elementos X e Y cuyas configuraciones electrónicas fundamentales terminan en 3S1 y 4P4. 00:09:50
Mira, 3S1, ya que lo tenemos aquí, sería litio-sodio, es el sodio. 00:09:58
Entonces este es el sodio y 4P4 sería uno más. 00:10:09
Ese sí que sería el selenio. 00:10:15
Vale, selenio. 00:10:17
Si estos dos elementos se combinaran entre sí, 00:10:20
determine la fórmula del compuesto formado y justifique el tipo de enlace que presentaría. 00:10:22
Entonces, este necesita, a ver, este va a perder un electrón y se va a convertir en Na más 00:10:26
Y este quiere coger dos para llenar a P6, ¿vale? 00:10:34
Bien, pues este le da el electrón a este, pero todavía necesita uno más 00:10:40
O sea, quiero decir, ¿cómo va a ocurrir? 00:10:46
Pues le va a dar un electrón, muy bien, y este se va a quedar cargado positivamente y este menos 00:10:51
pero necesitamos llegar a 2 menos que su valencia para completar a P6, entonces necesitamos otro electrón, pero ¿de dónde va a salir? del sodio no puede, ¿qué hacemos? pues otro sodio, otro sodio, entonces otro sodio que le dé su electrón, ¿vale? los electrones van para allá y entonces ya sí que tendríamos que son dos sodios, 00:10:56
cada uno de carga más uno, pero en total carga más dos, y el selenio, que tiene carga menos dos, 00:11:27
y como solo tengo uno, pues el total es menos dos, y esto ya se compensa, ¿vale? 00:11:38
Entonces, esta sería la fórmula del compuesto. 00:11:43
Vale, enlace iónico. 00:11:49
En el enlace iónico es importante saber, por lo que hemos dicho, ¿no? 00:11:52
Que el potasio, por ejemplo, le va a dar un electrón, este electrón al cloro, el cloro va a completar su octeto y se va a quedar cargado negativamente y el potasio al perderlo, positivamente. 00:11:56
Y esto va a hacer que se atraigan positivo con negativo y empiecen a formar una red. 00:12:10
Porque por aquí se vería otro positivo, por aquí otro negativo y así van a ir formando una red tridimensional. 00:12:22
La energía que tiene este enlace para formar la red se llama energía reticular o energía de red y sería teóricamente la que se daría cuando los átomos están gaseosos y de repente se unen a formar el compuesto iónico. 00:12:28
es una energía teórica 00:12:47
pero bueno, nos hace un poco 00:12:50
nos sirve para explicar cosas 00:12:51
entonces, como hallamos esta energía teórica 00:12:53
que es la energía del enlace 00:12:56
que nos sirve para decir 00:12:57
cuánto de fuerte es un compuesto 00:12:59
porque cuanto más energía de enlace tenga 00:13:01
más energía de red tenga 00:13:04
más difícil va a ser romper ese enlace 00:13:05
y por tanto va a tener unas propiedades 00:13:08
como altos puntos de fusión 00:13:10
etcétera, etcétera 00:13:12
entonces si nos interesa saber 00:13:14
esa energía. Bueno, pues yo tengo que 00:13:16
la reacción esta 00:13:19
que es la de formación, que yo tengo 00:13:22
la natural, tengo el sodio sólido 00:13:27
y el clorogás y pasan a NaCl. 00:13:31
Eso se da con una entalpía de formación, como vimos 00:13:36
al principio del curso. Esta es como la forma 00:13:40
de conseguirlo. La otra forma de conseguirlo es como la energía de red, ¿vale? Que sería 00:13:44
que los tengo en iones, ¿vale? A partir de sus iones gaseosos, tengo los iones gaseosos 00:13:51
y de repente se juntan y forman el NaCl sólido, ¿vale? Y esa es la que tiene la energía 00:13:58
Bueno, pues para pasar, si yo quiero pasar de estos elementos a estos elementos, tengo que seguir unos pasos, como por ejemplo pasar el sodio a gas, conseguir disociar la molécula del cloro, 00:14:06
luego pasar el sodio gas a sodio gas pero ionizado, ionizar también el cloro para que sea negativo, entonces ya llegaría aquí, bueno, pues lo que yo puedo afirmar es que esta energía de formación tiene que ser lo mismo que todos estos pasos de aquí, 00:14:45
porque llegamos a lo mismo, partimos de lo mismo y llegamos a lo mismo, es decir, partimos de esto y llegamos a esto. 00:15:08
Otra cosa es las vueltas que yo le dé, o vengo por el lado fácil de la energía de formación o vengo por todo este lado, 00:15:16
pero voy a llegar a lo mismo. Vale, entonces esto es el ciclo de Von Haber, entonces lo que hay que tener claro es 00:15:25
cuáles son los pasos que tengo que seguir 00:15:33
y una vez que lo tengo pues es hacer la ecuación 00:15:36
no importa tanto saber si son positivos o negativos 00:15:41
porque eso me lo van a dar, vimos que si era positivo si iba para arriba 00:15:45
si era negativo si bajaba 00:15:49
o sea lo digo por esto, pero da igual porque en el fondo 00:15:50
nos van a dar esos datos, entonces voy a hacer el ejemplo de aquí 00:15:58
en una hoja distinta. 00:16:02
Entonces aquí, por ejemplo, quiero hacer el ciclo de Born-Haber 00:16:08
del cloruro de sodio en sólido. 00:16:13
Vale, y nos dice que, y esto es dato, todos estos van a ser datos, 00:16:27
y esto también. 00:16:33
entonces la entalpía de formación dice que es menos 411,1 kilojulios 00:16:34
vale, pues entonces yo lo que tengo que ver es los pasos que tengo que dar 00:16:43
para llegar de la misma forma haciendo como una vuelta 00:16:47
entonces bueno, pues el sodio, lo primero que lo voy a pasar es a sodio gas 00:16:54
y luego lo voy a pasar a sodio más 00:16:58
Y el cloro lo voy primero a... el cloro ya está en gas, que no lo he puesto, pero ya está en gas, así que no lo tengo que pasar a gas. 00:17:04
Pero lo voy a disociar, ¿vale? Voy a quedarme solo con un átomo de cloro. 00:17:14
No medio mol de cloro bimolecular, sino un mol de átomos de cloro, así a secas. 00:17:23
Entonces voy a pasar de un medio de Cl2 a cloro en gas. 00:17:38
Vale, y luego voy a pasar de cloro en gas a cloro menos gas, vale, luego si sumo estos dos, esto ya me lleva a la, que esta sería la energía reticular, vale, porque es la que hace que los iones gaseosos pasen a sólido, vale, 00:17:44
o sea, el compuesto que queremos, y ¿cómo se llaman estas energías? Pues la energía de pasar de sólido a gas es la energía de sublimación, que lo pone aquí, la energía de sublimación del sodio, 00:18:14
la de pasar de cloro 2 a cloro sería la de disociación 00:18:30
lo que pasa es que como tengo medio mol 00:18:38
pues voy a usar medio mol de esto 00:18:43
porque siempre es por mol 00:18:46
entonces hay que tener en cuenta los coeficientes estequiométricos 00:18:48
y multiplicar las energías por ellos 00:18:51
la energía de pasar de Na a Na más 00:18:53
que he vuelto a olvidarme 00:19:01
de poner aquí estos gas 00:19:03
sería la energía 00:19:05
de afinidad electrónica 00:19:09
delta de H 00:19:11
afinidad electrónica 00:19:12
y la 00:19:14
afinidad electrónica 00:19:16
la energía de ionización 00:19:19
energía de ionización 00:19:20
afinidad electrónica 00:19:23
es como vimos la capacidad de 00:19:25
coger el electrón 00:19:27
no de soltarlo 00:19:29
La energía de ionización es de soltarlo. Afinidad electrónica. Vale. Entonces, lo que yo voy a decir es que todos estos pasos, no, todos estos pasos tienen que ser igual a esto. 00:19:30
¿Vale? Eso es lo que yo voy a decir 00:19:51
Entonces diría que 00:19:54
La entalpía de sublimación 00:19:57
Más la entalpía de la energía de ionización 00:20:01
Más un medio de la entalpía de disociación 00:20:04
Más, todos se suman, ¿eh? 00:20:08
Porque los negativos están dentro de los datos 00:20:10
Así que todo se suma 00:20:14
De la energía 00:20:16
O sea, esta más la energía de la red, la energía reticular, tiene que ser igual a la entalpía de formación. 00:20:18
¿Y esto todo por qué es? Porque todas las otras energías las puedo hallar experimentalmente, pero la de red no. 00:20:30
Entonces lo que hago aquí es despejarme la de la red, que es para lo que sirve esto. 00:20:36
Sería que pasamos todo esto al otro lado. 00:20:45
Así que menos todas estas energías, más un medio de la disociación, más la de la afinidad electrónica. 00:20:50
Vale, y si sustituimos, pues esto sería menos 411,1 menos, y aquí empiezo a sustituir, la de sublimación, 107,8 más la de disociación, no, la energía de ionización, que son, voy a quitar otro, ese. 00:21:09
La energía de ionización, que es esta, y como es negativa sería más por menos menos, 348,8, más un medio de la de disociación, que es 121,3, más la de afinidad electrónica. 00:21:37
He cogido mal antes la energía de ionización. 00:22:05
Energía de ionización es 495,4 y la afinidad electrónica es menos 348,8 y todo esto entonces me daría una energía de red de menos 786,8 kilojulios. 00:22:11
y así es como hacemos un ciclo de morja, a ver 00:22:47
vale, esta energía de red se puede calcular con esta ecuación 00:22:50
¿vale? que no hay que sabérsela 00:22:56
pero bueno, vamos a ver que depende de las cargas de los iones 00:23:00
¿vale? depende de la distancia 00:23:04
a la que estén 00:23:07
bueno 00:23:11
Bueno, entonces podemos ver que la carga de los iones, pues a mayor carga, mayor energía de red, 00:23:15
porque cuantas más protones tengamos, más alta sea su carga, más alta va a ser la energía, es directamente proporcional. 00:23:24
Y el tamaño es inversamente proporcional, a mayor tamaño, menor energía de red, porque hay más distancia entre los núcleos. 00:23:34
y luego la estructura de la red que va a cambiar 00:23:41
que quiere decir que cambia como la forma del compuesto 00:23:47
si veis cambia aquí hay solo un átomo de cesión en el medio 00:23:50
aquí hay como entre cada dos 00:23:55
hay uno y aquí entre cada dos no hay 00:23:59
son distintos tipos de redes 00:24:03
distintos tipos de estructuras cristalinas que van a afectar 00:24:07
Pero no se espera que lo sepamos, así que nos vamos a quedar solo con estas dos razones. 00:24:11
Entonces, bueno, aquí tenemos los ejemplos. 00:24:21
Entonces vemos que lo que más puede es la carga de los iones, ¿vale? 00:24:28
Si la carga es mayor de los iones, por ejemplo, en el caso del calcio y el oxígeno, es más 2, menos 2, más 2, menos 2, este sería más 2, este es menos 1, 00:24:33
en total es menos 2, pero porque tenemos 2, pero la carga de cada ión es menos 1, más 2, menos 1, más 1, menos 1, más 1, menos 1, menos 1, más 1, menos 1. 00:24:49
Entonces vemos que las distancias cuando estamos con los dos, con las mayores cargas, son las mayores energías de red. 00:25:01
Y cuantas más pequeñas sean las cargas, pues menos. 00:25:11
A igualdad de cargas, que es lo que más vale, ¿vale? 00:25:15
La carga de los iones es como la razón principal, pero si tenemos las mismas cargas, como es el caso del óxido de magnesio y el óxido de calcio, 00:25:22
¿cuál tiene mayor energía? 00:25:29
Pues va a depender del tamaño de los iones 00:25:31
A mayor tamaño de los iones, menor energía de red 00:25:34
Entonces, si vemos, el oxígeno es el mismo en los dos 00:25:37
Pero es berilio, magnesio, calcio 00:25:40
Este tiene un tamaño menor 00:25:44
Este tiene un tamaño mayor 00:25:47
Por lo tanto, a mayor tamaño, menor energía 00:25:48
Este va a tener menor energía 00:25:51
Y efectivamente, 3.400 frente a casi 3.900 00:25:53
Bueno, propiedades de los compuestos iónicos 00:25:59
dado que es muy difícil romper esta red porque tienen una energía muy alta de red 00:26:04
pues van a tener puntos de fusión y ebullición elevados 00:26:13
es decir, pasarlos a que ya no sean cristales sino que estén en estado fundido, o sea líquidos 00:26:16
pues vamos a tener que romper esa energía y es difícil 00:26:25
por lo tanto tienen puntos de fusión y ebullición elevados 00:26:29
gran dureza, claro 00:26:33
para rayarlo hay que romper la estructura cristalina 00:26:36
pues es difícil, por lo tanto tienen gran dureza 00:26:40
son capaces de disolverse en disolventes polares como el agua 00:26:43
porque es el proceso de solvatación que se llama 00:26:48
porque el agua es polar 00:26:56
entonces en la molécula del agua 00:26:59
tenemos un ión con cierta carga negativa 00:27:01
que es, bueno, ión no es, pero tiene cierta carga negativa 00:27:04
que es el, de cierta carga se pone así, como una delta pequeña 00:27:08
yo le he puesto ayer menos, pero no es un ión, pero bueno, para que nos entendamos 00:27:13
el oxígeno tiene cierta carga negativa 00:27:17
los hidrógenos tienen cierta carga positiva 00:27:19
y entonces se van a ir los hidrógenos colocando alrededor de los iones negativos 00:27:26
y los van a ir atrayendo y se los llevan por el movimiento que tienen las moléculas libre en el agua. 00:27:31
Y los negativos, los que tienen cierta carga negativa, como es el oxígeno, se van a unir a los positivos, 00:27:39
entonces al final se los van a ir llevando todos y por eso se disuelve. 00:27:47
Así que sí que se disuelven en polares. 00:27:52
Entonces si la molécula no es polar como la del agua, que no tiene positivo y negativo, 00:27:55
pues no van a hacer nada 00:27:58
pueden conducir la electricidad disueltos o fundidos 00:28:02
claro, porque disueltos o fundidos 00:28:06
estas cargas están libres en el agua 00:28:08
y entonces se pueden mover con mucha facilidad 00:28:11
y cargas en movimiento es lo que llamamos electricidad 00:28:14
entonces sí que pueden conducir 00:28:17
pero sólo cuando están libres las cargas 00:28:20
es decir, en estados disueltos o acuosos se llama también 00:28:22
y fundidos, o sea, estado líquido. 00:28:26
Hemos dicho que son muy duros, que es difícil rayarlos, pero son muy frágiles 00:28:30
porque al golpear el cristal ligeramente, un golpecito, lo que hace es mover una capa frente a otra 00:28:35
y entonces enfrentar negativo con negativo, positivo con positivo, 00:28:41
entonces además del golpe que te mueve la capa, hace que se repelan 00:28:46
porque se quedan enfrentados, entonces siempre se rompe. 00:28:51
Son muy frágiles. 00:28:54
Vale, entonces, por ejemplo, para los siguientes iones, escriba cuatro sustancias iónicas a partir de combinaciones binarias, ¿vale? 00:28:55
Pues el NA2MG, el NACL, el NAO, una carga con una carga, NACL. 00:29:08
N-A con O, necesitamos dos cargas positivas para compensar las dos del oxígeno. 00:29:52
Con el magnesio nos pasa al revés. 00:29:59
El magnesio ya tiene dos cargas, así que con el oxígeno no necesita compensar nada, 00:30:02
pero el cloro, necesitamos dos cloros para compensar las dos cargas positivas del magnesio. 00:30:08
Entonces, escriba cuatro sustancias iónicas y justifique cuáles van a presentar mayor punto de fusión. 00:30:13
Van a ser las que mayor energía de enlace presenten. 00:30:21
Entonces, pues sabíamos que a mayor carga, mayor energía de enlace, por lo tanto mayor punto de fusión. 00:30:26
Y las de mayor carga serían estas, porque es más 2 menos 2. 00:30:38
Aquí sería más 2 menos 1, aquí sería más 1 menos 2, y esto más 1 menos 1. 00:30:43
Entonces, las que tienen mayor carga de iones es esta, por lo tanto, el óxido de magnesio. 00:30:49
Y sí, porque veíamos que el óxido de magnesio es el que, de hecho, más energía reticular tiene, ¿vale? 00:30:53
De todos, como lo vemos aquí. 00:31:03
Óxido de magnesio. 00:31:07
Vale, consideré las sustancias I2, Cu y CaO, o sea, iodo, cobre y óxido de calcio, 00:31:10
y conteste razonablemente qué tipo de enlace presentan cada una de ellas, 00:31:17
pues covalente, metálico e iónico. 00:31:21
¿Cuál tiene menor punto de fusión? 00:31:25
El covalente, que directamente es gas. 00:31:28
¿Cuál conduce la electricidad cuando está fundido pero es aislante en estado sólido? 00:31:32
El iónico. 00:31:36
Por lo que hemos visto, en estado sólido los iones están fijos, no se mueven 00:31:37
y por lo tanto si no hay movimiento de cargas no hay electricidad, pero cuando están fundidos o en acuoso están libres los iones y por tanto conduce. 00:31:43
Entonces el iónico, que sería este, menor punto de fusión, este porque es gas directamente. 00:31:55
directamente. ¿Por qué? Porque las cargas fijas en estado sólido no conducen, pero 00:32:01
libres en fundido sí conducen. Si cada una de las sustancias del enunciado es o no soluble 00:32:23
en agua, entonces este ya lo veremos más adelante, pero es apolar, entonces no puede 00:32:36
disolverse en un covalente polar, los metales nunca, y el único que puede disolverse en 00:32:44
agua es este, porque los iónicos sí, por lo que acabamos de explicar, ¿vale? Por esto. 00:32:53
Vale. Lewis. Entonces Lewis también lo hemos visto, que es un poquito la representación 00:33:01
de los electrones de la última capa o capa de valencia de un átomo. 00:33:12
Y aunque se hicieron solo inicialmente para el covalente, también nos valen para el enlace iónico. 00:33:16
Siempre en esta representación y en general lo que pasa es que se comparten uno o más pares de electrones. 00:33:23
Los electrones transferidos siguen la regla del octeto, menos lo que decíamos en el caso de los que son parecidos al helio, 00:33:31
que serían dos electrones 00:33:40
y también hay muchas excepciones 00:33:41
entonces también eso hay que tenerlo en cuenta 00:33:43
vale, se pueden usar cruces en vez de puntos 00:33:45
yo lo hago para saber de dónde venía ese electrón 00:33:53
vale, entonces si por ejemplo quisiera representar esto 00:33:58
pues yo diría que el cloro tiene sus electrones 00:34:01
el hidrógeno tenía el suyo 00:34:04
y entonces al juntarlos 00:34:09
pues nos ha quedado así 00:34:11
bueno, Lewis, que ya lo sabíamos 00:34:13
los pares de electrones se pueden poner unidos con rayas 00:34:25
o sea, podría poner esto así 00:34:30
bueno, si lo pongo mejor ordenado así 00:34:34
pues esto sería como si pongo rayita 00:34:38
y una raya por cada dos electrones 00:34:45
¿Vale? Aquí serían estos dos electrones compartidos. 00:34:49
Entonces, puedo tener enlaces dobles si comparto un electrón, ¿vale? 00:34:53
Como en todos estos. 00:34:59
Enlaces dobles si comparto dos electrones, porque esto sería que están así. 00:35:01
Por eso comparten dos pares de electrones. 00:35:11
Y bueno, pues aquí tenéis un montón de ejemplos, ¿no? 00:35:15
De el agua... 00:35:17
entonces hay que, si no sabéis hacerlo 00:35:21
pues bueno, me lo decís 00:35:23
y lo vemos, pero como es un contenido que viene 00:35:25
desde cuarto de la ESO 00:35:27
es básicamente ponerte los electrones que tienes 00:35:28
en la última capa, por ejemplo 00:35:31
vamos a ver el del nitrógeno, vale 00:35:33
que tiene 7 electrones 00:35:35
entonces si hago su configuración electrónica 00:35:37
2, P 00:35:39
3, veo que tiene 00:35:43
5 electrones en la última capa 00:35:44
1, 2, 3 00:35:46
4 y 5 00:35:49
vale, necesita para llenar 3 00:35:50
Si lo tengo que conseguir con otro nitrógeno y necesita 3, quiere decir que tiene que coger 3 del otro nitrógeno, pues tendrá que compartir 3, porque no los puede coger porque son covalentes. 00:35:52
Así que si cojo 3, pues ya solo me quedan 2, ¿vale? Y así es como hace el enlace triple. 00:36:08
Da igual donde coloquemos los otros, ¿vale? Da igual porque no tienen una posición prioritaria. 00:36:16
Solo los que se enlazan átomo con átomo sí que tenemos que ponerlos bien 00:36:21
Vale, pues eso, muchos ejemplos, los miráis, tal 00:36:26
Hay algunos que no siguen la regla del octeto 00:36:31
Entonces, ¿por qué? 00:36:34
Pues por ejemplo el berilio no la sigue porque realmente tiene que estar llenando el litio 00:36:38
Que sería 2 electrones, pero es que tampoco rellena 2 porque tiene 8 00:36:50
Fijaos, 2 y 2, 4 00:36:55
Entonces, bueno 00:36:57
Pero es que es un poco especial 00:36:59
Porque aquí diríais 00:37:01
Es un metal con un no metal 00:37:02
Tiene que ser un iónico 00:37:06
Pues no 00:37:09
Porque el berilio 00:37:10
A ver dónde lo tenemos 00:37:13
Forma covalente 00:37:14
¿Por qué? Porque la diferencia de electronegatividades, que a ver dónde encuentro esta transparencia, igual la tenía ahí a la misma. 00:37:21
Sí, se considera enlace iónico cuando la diferencia de electronegatividades es superior a 1,7. 00:37:47
Si vemos las electronegatividades del cloro y del berilio, son menores, la resta es menor que 1,7, por lo tanto no se considera iónico, se considera covalente. 00:37:52
y por eso hablamos de la molécula 00:38:12
y por eso hacemos Lewis a muerte 00:38:15
porque ese compuesto es covalente a todos los efectos 00:38:18
vale, pero que no los cumplen 00:38:22
o sea, aquí por ejemplo el boro que se considera más bien no metal 00:38:26
y ahí no tendríamos problemas 00:38:28
tampoco cumple la regla de los tetos porque llena 6 00:38:30
vale, entonces, bueno, pues son excepciones 00:38:33
y esta no queda otra que sabérnoslas 00:38:37
porque no vamos a poder hacerlo de otra manera 00:38:39
Entonces, pues nos aprendemos las excepciones y ya está. Este es el caso del pentacloruro de fósforo, pues fijaos, el fósforo llena a 10, el hexafluoruro de azufre, el ion trilloduro, trifluoruro de cloro, vale, pues estos no nos queda otra que aprendérnoslos porque ya está. 00:38:41
Bueno, especies con un número impar de electrones que no están completados, pues esto es lo que llamamos radicales, como los que se unen en orgánica, porque es que los unimos porque tienen ese electrón que se engancha a cualquier sitio y son por eso especies muy reactivas, porque buscan utilizar ese electrón para formar un nuevo enlace y ganar estabilidad. 00:39:11
Entonces, bueno, estos son los radicales. 00:39:34
Que puede haber de muchos tipos, como vemos en orgánica, pero bueno, aquí en inorgánica pues tenemos estos ejemplos. 00:39:36
Y luego está el fenómeno de resonancia, que si tenemos exactamente una molécula, ¿vale? 00:39:45
Que puede ser, fijaos, escrita así o así. 00:39:53
Y es exactamente lo mismo, porque tiene los mismos electrones en todos los lados, 00:39:59
pero la puedo escribir de las dos maneras, se dice que está en resonancia 00:40:04
y es que estos enlaces que parecen distintos cuando los medimos en la realidad 00:40:08
esta es la molécula de ozono, tienen la misma longitud 00:40:13
entonces no puede ser que uno sea doble y otro simple 00:40:17
es como que los dos son 1,5 por así decirlo 00:40:20
y por eso esta manera de escribirlo 00:40:23
y aquí tenemos otro ejemplo que está en resonancia 00:40:25
el ejemplo más típico es el del benceno 00:40:30
que se supone que es así 00:40:34
pero también podría ser así 00:40:37
entonces para decir, bueno, es que está en resonancia 00:40:41
son las dos valenis, que no hay átomos 00:40:46
o sea, enlaces más grandes o menos grandes 00:40:49
o lo que sea, en teoría el enlace doble 00:40:51
tendría que ser más pequeño que el enlace 00:40:54
o sea, más corto que el enlace simple 00:40:57
pero lo que se ve es que son todos iguales 00:41:02
Y por eso se elige poner el benceno así. 00:41:03
Bueno, entonces, practicamos un poquito. 00:41:10
Considere las sustancias flúor, cloruro de hidrógeno, níquel y bromuro de potasio. 00:41:12
Indique el tipo de enlace que presentan cada una de ellas. 00:41:18
Pues covalente, covalente, metálico, iónico. 00:41:21
Justifique si conduce la corriente eléctrica y en qué condiciones. 00:41:24
El níquel, sí, siempre, porque es metálico y tiene los electrones libres. 00:41:28
El mar de electrones es característico de los metales. 00:41:32
Los covalentes nunca, solo conduce el grafito de los covalentes, solo el grafito, por sus propiedades especiales de la estructura, 00:41:36
de cómo están colocados sus átomos en la red cristalina, pero solo el grafito, que es un tipo de compuesto solo con carbono, 00:41:48
es lo que forma la punta del lápiz, y el iónico en estados acuoso y fundido, porque tiene cargas libres. 00:41:57
Escribe las estructuras de Lewis de aquellas que sean covalentes, o sea, de estas dos. 00:42:10
Vale, pues el flúor, si lo hacemos, sería así, y el otro flúor, que lo voy a poner así, 00:42:15
de tal forma que el enlace sería este. 00:42:26
Vale, el hidrógeno solo tiene un electrón y el cloro tiene siete 00:42:31
Uno, dos, tres, cuatro, cinco, seis, siete 00:42:39
Vale, y justifique si cada una de las sustancias del enunciado es soluble en agua o no 00:42:46
Entonces, el metal nunca, ¿vale? 00:42:52
el iónico sí, por lo que hemos explicado antes 00:42:55
que reacciona con disolventes polares como el agua 00:42:59
porque los polos se los llevan 00:43:05
y de estas dos moléculas, la que sea polar sí 00:43:07
se va a disolver el agua y la apolar no 00:43:12
apolar es cuando no tiene polos 00:43:16
una molécula que es muy simétrica como la de fluor-fluor 00:43:21
que son exactamente iguales los átomos 00:43:24
y distribuidos así, tan simétricos, pues no tiene momento dipolar. 00:43:26
En cambio aquí el hidrógeno y el cloro, que van a ser dos átomos distintos, 00:43:30
sí va a tener momento dipolar y por tanto va a ser una molécula que va a tener cierta carga negativa 00:43:35
porque los electrones se van a acercar más hacia el cloro que hacia el hidrógeno. 00:43:41
Y por tanto aquí va a quedar cierta carga positiva. 00:43:48
Y si la molécula es polar, se disuelven en disolventes polares como el agua. 00:43:51
Los químicos dicen semejante disuelve a semejante, es decir, los polares disuelven a los polares y los apolares a los apolares. 00:43:58
Bueno, ahora vamos a ver con la geometría, ¿vale? 00:44:07
las nubes electrónicas de los enlaces estos 00:44:16
en el átomo central 00:44:20
se van a repeler y entonces van a adoptar 00:44:23
la disposición espacial que minimice la repulsión electrónica 00:44:28
es decir, lo más alejado es posible 00:44:32
van a estar lo más alejados posible 00:44:34
entonces, si tenemos dos nubes de electrónica 00:44:37
Ahora, si tengo todos los electrones utilizados, si todos los electrones son enlazantes, es decir, si todos forman enlaces, que no tengo por aquí electrones sueltos, 00:44:44
pues si solo tengo dos nubes electrónicas se van a poner lo más alejadas posible, es decir, formando un ángulo de 180 grados. 00:45:05
Y esta geometría, que es para lo que nos sirve, para pensar en la geometría que va a resultar, se llama lineal, porque están en una línea. 00:45:17
Si tengo tres nubes electrónicas, se van a separar lo máximo posible, que es que entre ellas van a tener 120 grados. 00:45:28
Este tipo de molécula se llama plana trigonal. 00:45:35
Si tengo cuatro nubes electrónicas, lo más separadas que pueden estar es formando un tetraedro. 00:45:40
Un tetraedro es como una pirámide triangular y el carbono estaría en el medio de la pirámide, ¿vale? O sea, que iría así. Cada vértice del tetraedro sería un átomo de estos. 00:45:46
Esa molécula se llama tetraédrica y el ángulo que tienen entre todos, todos con todos, es 109,5. 00:46:12
Si tiene cinco nubes electrónicas, pues ya no nos queda nada regular. 00:46:21
Lo que tenemos es una pirámide trigonal, que es como dos tetraedros uno encima del otro. 00:46:28
Tenemos un tetraedro que tiene una base, que es esta base triangular. 00:46:34
con el carbono, bueno, el átomo central que sea, en este caso el fósforo, 00:46:42
y entonces tendríamos la pirámide para arriba, en la punta de la pirámide estará otro átomo, 00:46:48
¿vale? O sea, tengo átomos, el del centro, claro, que es este, 00:46:54
y luego en los vértices tengo el otro tipo de átomo. 00:47:04
Entonces tengo una pirámide por arriba y una pirámide por abajo. 00:47:09
de tal forma que al final tengo 1, 2, 3, 4, 5 átomos distribuidos lo más lejos posible los unos de los otros 00:47:12
pero aquí ya tengo que los átomos de los picos están a 90 grados de los de la base 00:47:22
¿vale? a 90 grados de los de la base 00:47:28
este también 90 grados y 90 grados con cualquiera de la base 00:47:32
y entre ellos estos 120 porque estarían colocados así 00:47:37
Si tengo seis nubes electrónicas, pues lo más separado posible es una pirámide como las de los egipcios, doble 00:47:42
Una pirámide con base cuadrada, que es la que se llama la geometría octaédrica 00:47:55
Y aquí tendría la pirámide y otra pirámide igual por abajo 00:48:00
Entonces tendría el átomo central en el medio de la pirámide, en la base cuadrada y luego en cada vértice un átomo 00:48:07
¿Qué es lo que tenemos aquí? Este sería el centro de la pirámide 00:48:21
Y en los cuatro vértices de la base, pico de la pirámide por arriba, pico de la pirámide por abajo 00:48:27
se me ha olvidado decir que esta se llama 00:48:34
este tipo de la con la que tiene la base triangular 00:48:36
se llama pirámide trigonal 00:48:39
vale 00:48:41
¿qué pasa? y esta ya es lo último 00:48:44
que cuento por hoy 00:48:46
porque ya esto lo dejo para el próximo día 00:48:47
¿qué pasa si 00:48:50
tengo electrones 00:48:53
que no han formado enlaces 00:48:56
electrones no enlazantes 00:48:59
pues 00:49:00
que los voy a repartir también lo más lejos que pueda 00:49:01
De tal forma que aquí diría que tengo tres nubes electrónicas, ¿vale? Oxígeno, oxígeno y par de electrones. ¿Y qué va a pasar? Pues que en principio el ángulo que van a tener entre estos va a ser distinto al que esperaría de 120, ¿vale? De aquí. 00:49:05
porque esto le causa una repulsión mayor, entonces en general la voy a llamar angular y ya está, ¿vale? 00:49:35
angular porque forma un ángulo, lo mismo me pasa con este ejemplo, ¿vale? que da igual los enlaces que tenga 00:49:45
si yo tengo aquí el par este, pues las tres nubes electrónicas las dispongo lo más alejadas posibles 00:49:53
y esto se me queda así, que será angular otra vez. 00:49:59
Vale. 00:50:04
En este caso, cuando hago la configuración de Lewis, 00:50:08
me sale que tengo cuatro nubes electrónicas, 00:50:11
de primeras las pongo en la distribución del tetraedro, 00:50:14
pero no tengo en cuenta esto para dibujar la molécula, 00:50:18
porque solo dibujaría la molécula claro con los átomos. 00:50:28
Entonces me quedaría nitrógeno, hidrógeno, hidrógeno, hidrógeno. Vale. La llamo pirámide trigonal porque al final hace una pirámide de tres, ¿vale? Como de base tres aquí. Por eso está igual, sería mejor llamarla bipiramide trigonal, pero bueno, da un poco igual. 00:50:30
La cosa es que aquí en el tetraedro veíamos que estos enlaces y estos enlaces todos son 109,5 grados y aquí es un poco más pequeño porque digo, los electrones lo que van a hacer es repeler a estos electrones, los van a repeler más fuerte que ellos entre los enlaces, entre los enlaces y entonces los van a juntar y en vez de estar a 109 van a estar más cerca a 107. 00:50:53
si tengo como en el agua dos pares de electrones 00:51:23
pues los van a juntar todavía más 00:51:28
y entonces va a estar a 104,5 00:51:29
el ángulo del agua 00:51:34
vale 00:51:37
y esta se va a llamar angular 00:51:39
porque siempre que tenga una cosa que hace angular 00:51:41
pues ya está 00:51:43
y esta que hace pirámide de base triangular 00:51:44
da igual que sea más regular o menos regular 00:51:47
pirámide de base triangular 00:51:49
la llamamos pirámide trigonal 00:51:51
y ya está, aquí lo dejo por hoy 00:51:53
Materias:
Química
Niveles educativos:
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  • Bachillerato
    • Segundo Curso
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Laura B.
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7 de marzo de 2026 - 23:28
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Público
Centro:
IES LOPE DE VEGA
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51′ 59″
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