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14 de enero - Contenido educativo

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Subido el 14 de enero de 2021 por M. Dolores G.

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Vale, pues empezamos. Estábamos haciendo diagramas de Lewis y os había puesto para la clase de hoy el diagrama del SO2. 00:00:01
Entonces quería que le hicieseis siguiendo el método que vimos para ver cómo sería el diagrama de Lewis de esta sustancia. 00:00:11
Entonces vamos a seguir el método y vamos a ver si somos capaces y a ver si coincide con lo que vosotros tenéis que haber hecho. 00:00:18
Entonces, vamos a hacer el SO2. Si utilizamos el diagrama que hemos estado utilizando, pongo electrones en la capa de valencia, electrones totales. Tengo azufre y dos átomos de oxígeno. 00:00:25
En la capa de valencia, el azufre, que pertenece al grupo 16, tiene 6 electrones. 00:00:47
Por tanto, en principio, se puede rodear de 8 electrones. 00:00:56
El oxígeno tiene 2 por 6, que sería 2 por 6, 12 electrones. 00:01:00
En total, tendría que tener 2 por 8, 16. 00:01:09
Si sumo, 6 y 12 son 18 electrones, son los que tengo, y 8 y 16 son 24. 00:01:13
Entonces, esto es lo que tengo, 18 electrones, lo remarco, porque el otro es lo que debería tener. 00:01:22
Entonces voy a contar cuántos electrones me faltan. 00:01:34
24 menos 18, 6 electrones. 00:01:36
Eso implica que hay que compartir, ¿vale? 00:01:39
Y necesito hacer tres enlaces, tres enlaces para obtener esos seis electrones. 00:01:43
Si esos seis electrones los utilizo en enlaces, de los dieciocho que tengo, ¿vale? 00:01:50
Dieciocho menos seis me queda doce electrones no compartidos, que son seis pares electrónicos. 00:01:57
Bueno, pues voy a intentar, voy a intentar hacer eso. 00:02:14
Pongo el azufre y dos oxígenos, ¿vale? Entonces se forman tres enlaces, uno, dos y tres, ¿vale? Pongo el doble enlace a ese lado por azar. 00:02:18
Seis pares electrónicos. Uno, dos, tres, cuatro. A ver, ¿cómo va esto? Uno, dos, tres, cuatro. Uno, dos, tres, cuatro, cinco. 00:02:31
Perdonad que estaba contando mal. Son seis pares. Uno, dos, tres, cuatro, cinco. Y uno aquí, seis, en el azufre. 00:02:49
Ahora cuento cuántos electrones tiene cada uno de los átomos. 00:02:57
Este oxígeno, 1, 2, o sea, lo voy a contar aquí, este oxígeno, 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, 8, tiene los electrones que tiene que tener. 00:03:02
El azufre propios tiene 1, 2, 3, 4 y 5 y debería tener 6 propios, ¿vale? 00:03:11
Entonces este azufre tiene una carga positiva. 00:03:19
Este oxígeno tiene 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7 electrones propios, debería tener 6, tiene por tanto una carga negativa. 00:03:23
El azufre ahora mismo está rodeado de 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, 8 electrones 00:03:36
Si estuvieran en el periodo 2 con el máximo número de electrones de los que puede rodearse 00:03:44
Pero resulta que el azufre está en el periodo 3 00:03:52
Eso significa que se puede rodear de más de 8 electrones 00:03:56
Entonces se puede producir un salto electrónico desde este electrón de aquí que pase aquí y entonces se genere aquí un doble enlace y al saltar un electrón de aquí a aquí ya desaparecen las cargas formales. 00:04:02
Entonces lo que me quedaría sería ese oxígeno, oxígeno, dos pares, dos pares, doble enlace, doble enlace y un par no compartido. 00:04:17
Entonces fijaos, tenemos así el azufre tendría 1, 2, 3, 4, 5, 6, sus 6 electrones. 00:04:28
Los oxígenos tienen 1, 2, 3, 4, 5 y 6 electrones. 00:04:36
Y aquí este oxígeno también 1, 2, 3, 4, 5 y 6 electrones. 00:04:41
¿Qué es lo único que pasa? Pues que este azufre está rodeado de 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, 8, 9, 10 electrones. 00:04:46
¿Eso es posible? Sí, es posible porque el azufre pertenece al tercer periodo. En el tercer periodo, en n igual a 3, tengo orbitales 3s, 3p y 3d. Los orbitales 3d en el azufre están vacíos, pero están disponibles, por lo tanto se pueden producir saltos electrónicos. 00:04:54
Esta sería la estructura de Lewis o de Lewis del SO2, ¿vale? 00:05:11
Bueno, si vamos siguiendo más o menos el libro, en el libro tenéis, a ver, en la página, en las páginas 47 y 48, 49, 00:05:19
Os explican los diagramas de Lewis. Bueno, pues en la página 50 tenéis parámetros moleculares. Vamos a ver a qué se refiere con parámetros moleculares. 00:05:41
Parámetros moleculares son, por ejemplo, os lo voy comentando para saber de qué hablamos, energía de enlace. Vale, pues energía de enlace, leo la definición del libro. 00:05:54
Dice, la energía de enlace es aquella que se desprende cuando se forma un enlace entre dos átomos en estado gaseoso y fundamental. 00:06:11
Dos átomos enlazados son más estables que los átomos libres. 00:06:19
Entonces, cuando se forma un enlace, se desprende energía. 00:06:24
Cuanto más intenso, cuanto más fuerte es ese enlace, mayor es la energía desprendida. 00:06:27
En el libro tenemos una tabla en valor absoluto. 00:06:34
Y a título de curiosidad, pues pongo, por ejemplo, la energía del enlace simple carbono-carbono, la energía del enlace doble carbono-carbono y la energía del enlace triple carbono-carbono. 00:06:36
Evidentemente, yo creo que es lógico pensar que si el enlace es doble, va a ser más fuerte, más resistente que un enlace sencillo y la energía del enlace doble tiene que ser mayor. 00:06:51
Lo que quiero que veáis es que no es el doble. En el caso del enlace sencillo, la energía de enlace es de 346,1 kJ por mol de enlace, en el enlace doble es 611,1 kJ por mol y en el enlace triple es 818,4 kJ mol. 00:07:03
Bueno, entonces fijaos que, bueno, pues 611 es un poco menos del doble y 818 es un poco menos del triple, ¿vale? 00:07:39
O sea, es decir, que no es exactamente un enlace doble, el doble de energético que uno simple. 00:07:47
¿Por qué ocurre esto? Pues porque el enlace doble no está formado por dos enlaces idénticos, 00:07:53
está formado por dos enlaces que tienen características diferentes, como vamos a ver más adelante. 00:07:58
Uno es lo que se conoce como un enlace sigma y otro es lo que se conoce como un enlace pi. 00:08:03
En el caso de un enlace triple hay un enlace sigma y dos enlaces pi. 00:08:09
Entonces, bueno, simplemente en este apartado lo único que quiero que veáis es que los enlaces pueden ser más o menos energéticos. 00:08:13
Un enlace doble siempre es más energético que uno simple, ¿vale? 00:08:21
Pero no necesariamente exactamente el doble, ¿vale? 00:08:24
Otro parámetro que hay que conocer es longitud de enlace. 00:08:28
Seguimos por el libro, leo la definición. 00:08:37
La longitud de enlace es la distancia de equilibrio entre los núcleos atómicos correspondiente al valor de la energía de enlace en la curva de Morse. 00:08:39
La curva de Morse es una curva en la que, bueno, pues se va representando la energía en función de la distancia y, bueno, en el punto mínimo es donde se produce la distancia de enlace. 00:08:48
Bueno, se denomina también distancia internuclear. 00:09:03
Vamos a dar una definición más sencilla, es la distancia que hay entre dos núcleos de dos átomos enlazados, ¿vale? Esa sería lo que sería la longitud de enlace, distancia entre los dos núcleos de dos átomos enlazados. 00:09:07
Bueno, pues esa distancia ¿de qué depende? Pues depende del tamaño atómico, también depende del tipo de enlace, puede ser mayor o menor 00:09:21
En general lo más importante en este caso es el tamaño de los átomos, cuanto mayor es el tamaño atómico pues mayor va a ser también la longitud de enlace 00:09:32
En el caso de los enlaces múltiples, si comparamos otra vez aquí carbono-carbono con enlace sencillo, carbono-carbono con enlace doble, carbono-carbono con enlace triple, 00:09:44
Las distancias de enlace en Armstrong son 1,54 Armstrong en el caso del enlace sencillo, 1,33 Armstrong en el caso del enlace doble y 1,20 Armstrong en el caso del enlace triple. 00:09:58
Esto también es lógico. Si nos preguntan por longitudes de enlace y nos están hablando de enlaces sencillos, dobles, triples, tenemos que pensar que cuanto más fuerte, más intenso es un enlace, más obligamos a los átomos a que se unan entre sí. 00:10:16
Entonces, la distancia de enlace va siendo menor. El carbono-carbono tiene una mayor distancia de enlace en enlace sencillo que en el enlace doble o que en el enlace triple. 00:10:31
luego hay otro concepto que también tenéis en el libro que es el ángulo de enlace 00:10:43
bueno el ángulo de enlace también lo tenemos que conocer 00:10:49
y es el ángulo que forman los átomos cuando se enlazan 00:10:56
por ejemplo lo podemos ver aquí 00:11:00
imaginar esta molécula 00:11:02
yo la he pintado así 00:11:05
entonces esto quiere decir que entre 00:11:06
porque esta molécula es angular 00:11:09
que entre oxígeno, azufre y oxígeno hay un ángulo 00:11:11
¿vale? Este ángulo de aquí, ¿vale? Es lo que se conoce como ángulo de enlace. Si esto fuera horizontal todo, ¿vale? El ángulo de enlace sería de 180 grados, ¿vale? En este caso es un ángulo que va a estar, va a ser ligeramente inferior a 120 grados y ahora os explicaré por qué, pero el ángulo de enlace es el ángulo que describen los átomos que están enlazados, ¿vale? 00:11:16
Y luego, polaridad de enlace. Esto no me voy a detener ahora porque os lo voy a explicar más adelante con más detalle. Pero bueno, ¿a qué nos estamos refiriendo? Nos estamos refiriendo a que cuando se unen dos átomos que tienen una electronegatividad muy diferente, la nube electrónica no se distribuye de una manera homogénea, sino que los electrones se aproximan, sobre todo, al átomo más electronegativo. 00:11:42
En este caso al flúor. Entonces el flúor queda con una cierta densidad de carga negativa, el hidrógeno queda con una densidad de carga positiva. 00:12:15
Entonces esta molécula es una molécula polar. Se genera una magnitud física que se llama momento dipolar, 00:12:24
que es un vector que se considera dirigido hacia el átomo más electronegativo. 00:12:34
Entonces, en este caso, el vector momento dipolar, que se representa con la letra mu, ¿vale?, y luego con la flecha de vector, estaría dirigido hacia el flúor. 00:12:40
El módulo del vector momento dipolar se calcula multiplicando la fracción de carga que se separa por la distancia, ¿vale? 00:12:51
entonces bueno pues dependiendo de la distancia de enlace y de los separadas que estén las cargas 00:13:01
el vector momento dipolar es mayor o menor 00:13:08
en general cuanto más pequeño son los átomos que se unen 00:13:11
y si los átomos son electronegativos sobre todo si son muy electronegativos 00:13:15
el valor del momento dipolar pues va a ser muy grande 00:13:21
pero esto vamos a volver sobre ello más adelante 00:13:23
y entonces no me voy a entretener mucho ahora. 00:13:29
Ahora lo que quiero que veáis es lo siguiente, lo que aparece en la página 52 del libro, 00:13:32
que es lo que os voy a explicar, que es una parte muy interesante y es muy útil y se pregunta muchísimo. 00:13:38
Bueno, pues lo que vamos a ver ahora es lo que se conoce como, a ver si lo pongo así, 00:13:44
lo que se conoce como teoría de repulsión de pares electrónicos de la capa de Valencia, ¿vale? 00:13:52
Es un nombre un poco raro, lo voy a copiar para que... 00:14:06
Teoría de repulsión de pares electrónicos de la capa de Valencia. 00:14:10
Os lo pongo para que lo tengáis, pero nunca se escribe así porque evidentemente es larguísimo. 00:14:42
Entonces, ¿qué es lo que se hace? 00:14:47
Bueno, pues lo que se hace es poner las iniciales 00:14:52
Teoría de repulsión, pares electrónicos, capa de valencia 00:14:55
Teoría de repulsión de los pares electrónicos de la capa de valencia 00:15:00
Bueno, voy a hacer esto un poquito más pequeño 00:15:04
Porque antes de ponerme en esto os quiero explicar otra cosa 00:15:10
Vamos a ver, voy a encoger esto un momentito y luego lo amplio 00:15:14
Vale, pues cuando nosotros tenemos un diagrama de Lewis 00:15:27
Por ejemplo, voy a escribir dos 00:15:35
Imaginar que tengo esto y el amoníaco 00:15:38
¿Vale? Esos son diagramas de Lewis 00:15:47
Bueno, pues a los enlaces sencillos, los dobles o los triples, se les denomina pares estructurales. 00:15:51
Pares estructurales porque determinan la estructura, la geometría de la molécula. 00:16:10
Pares estructurales que en realidad no son más, es lo mismo que nubes electrónicas. 00:16:16
Recordamos, en los orbitales caben hasta dos electrones. 00:16:29
Entonces, cuando tengo un par de electrones, lo que tengo es un orbital lleno de electrones 00:16:35
y lo que tengo es una nube electrónica. 00:16:41
¿Por qué es importante saber que son nubes electrónicas? 00:16:44
Porque si son nubes de carga negativa, entre ellas van a interactuar. 00:16:46
Una nube de carga negativa y una nube de carga negativa se van a repeler entre sí. 00:16:52
Entonces, eso quiere decir que esas nubes electrónicas se van a situar lo más alejadas posible, porque se repelen. 00:16:58
Bueno, dentro de los pares estructurales hay que distinguir dos casos, que sean enlazantes o no enlazantes. 00:17:05
Estos son los no enlazantes, son los pares solitarios. 00:17:21
Entonces, volvemos a los diagramas que tengo aquí. 00:17:27
Fijaos, analizamos el caso del cianídrico. 00:17:32
El carbono está rodeado de dos pares estructurales, un par estructural y otro par estructural, me da igual que sea triple, van dirigidos en la misma dirección, es decir, es una nube electrónica más intensa, pero está todo en el mismo sitio, entonces tengo dos pares estructurales. 00:17:35
Los dos pares estructurales son enlazantes, solo que es uno enlace sencillo y otro es enlace triple. 00:17:52
Es decir, dos pares estructurales. 00:18:00
Vamos, lo voy a poner. 00:18:03
Aquí tendría dos pares estructurales. 00:18:06
Si vamos aquí abajo, en el caso del amoníaco tengo uno, dos, tres, cuatro pares estructurales. 00:18:15
Solo que aquí tengo uno, dos y tres enlazantes y uno no enlazante. ¿Cuáles son los enlazantes? Pues está claro, los que nos unen átomos distintos. Este es enlazante, este es enlazante y este enlazante. 00:18:22
Este es no enlazante porque son dos pares de electrones que se queda el nitrógeno. Entonces es una nube electrónica, es un par estructural, pero no sirve para unir átomos. No está uniendo átomos. 00:18:44
Entonces, que quede claro esto porque vamos a utilizar esta terminología aquí. Tengo pares estructurales, ¿vale? Que pueden ser sencillos dobles o triples, ¿vale? Que contabilizan como uno y pueden ser enlazantes o no enlazantes. Enlazantes si unen átomos diferentes y no enlazantes aquí si, bueno, pues no están uniendo átomos. 00:18:57
Bueno, pues si esto lo tenemos claro, vamos a pasar aquí. Vamos a ver si puedo trabajar con ese diagrama. Vamos a ver si así más o menos, un poco más grande todavía. Vamos a ver si así lo vemos. Así me he pasado. 00:19:19
Bueno, pues vamos a empezar a estudiar este cuadro 00:19:54
Fijaos, vamos a empezar con esta sustancia 00:20:05
Que además empezamos mal 00:20:08
Empezamos con el dicloruro de berilio 00:20:10
Entonces, claro, si estuviéramos en clase me diríais 00:20:13
Pero, profe, estamos con el enlace covalente 00:20:16
El dicloruro de berilio, tengo un metal que es el berilio y un metal que es un cloro, eso es un enlace iónico 00:20:19
Entonces debería formar una red cristalina iónica y deberíamos olvidarnos de moléculas 00:20:30
Vale, absolutamente de acuerdo, el dicloruro de berilio es un compuesto iónico 00:20:36
Pero resulta que este compuesto tiene una peculiaridad y nos lo vamos a estudiar, nos lo vamos a aprender 00:20:41
Y es que en estado gaseoso el diclobro de berilio forma moléculas, es decir, cuando esto se vaporiza se forman moléculas. 00:20:46
Entonces nos lo aprendemos como una excepción de que igual que teníamos el boro, pues el berilio también puede formar en estado gaseoso moléculas covalentes. 00:21:02
Bueno, pues no pasa nada. Igual que el boro es una excepción y tiene tres electrones solo y forma tres enlaces, el berilio tiene solo dos electrones, estamos en el grupo 2, y forma dos enlaces, ¿vale? 00:21:11
Que son los dos enlaces que tengo aquí. Está rodeado de átomos de cloro que tienen sus pares electrónicos. Aquí no los han pintado con líneas, los han pintado con puntitos, pero nos da igual. 00:21:26
Bueno, pues pares enlazantes 2, 1 y 2. Empiezo desde el principio con lo que os he dicho yo. Pares estructurales 1 y 2. Siempre me fijo en el átomo central, ¿vale? Porque es el que me va a determinar la geometría. 00:21:36
Pares estructurales, dos, son los dos enlazantes, este y este 00:21:51
¿Cómo se van a situar en el espacio para estar lo más alejados posible uno de otro? 00:21:57
Porque se repelen, bueno pues la situación óptima desde el punto de vista energético es que uno para un lado y otro para otro 00:22:03
Si están un enlace hacia un lado y otro enlace en lado contrario, el ángulo de enlace sería de 180 grados 00:22:10
Lo voy a poner aquí. Vamos a ver. Perdona. Aquí el ángulo cloro-berilio-cloro sería de 180 grados. 00:22:21
Vale, ángulo, el simbolito arriba es para indicar que es el ángulo 00:22:58
Bueno, pues en este caso tengo esta estructura, ángulo de 180º 00:23:05
Vamos a otro caso, bajamos un poquito más 00:23:10
A ver, no quiero mover esto 00:23:13
Bueno, vale, lo he hecho muy bien 00:23:19
A ver, vuelvo otra vez 00:23:28
Vale, vamos a ver si no toco esto demasiado para no liarla 00:23:30
Entonces, lo siguiente que tenemos es el trifluoruro de boro. Tenemos aquí el diagrama de Lewis. Veo que tengo tres pares enlazantes. ¿Cómo se distribuyen en el espacio para que se alejen lo máximo posible unos de otros? 00:24:37
Bueno, pues la situación óptima es que se sitúen en el mismo plano, ¿vale? Que se sitúen en el mismo plano formando ángulos de 120 grados. 00:24:58
Entonces, ¿cuál es la geometría correspondiente a esta molécula? La geometría sería angular. 00:25:08
El ángulo, no lo voy a escribir para no liarla, lo tenemos aquí, el ángulo sería de 120 grados. 00:25:13
Geometría triangular plana, porque estarían todos los átomos en el mismo plano dibujando un triángulo, ¿veis? 00:25:19
si yo uno este átomo con este otro, con este otro, con este otro, tengo un triángulo, ¿vale? 00:25:25
Los ángulos 120 grados. 00:25:30
Si seguimos, ¿qué es lo que ocurre cuando tengo cuatro pares estructurales y los cuatro enlazantes? 00:25:34
Bueno, pues que se tienen que distribuir en el espacio alejándose lo más posible uno de otro. 00:25:41
¿Cómo se consigue el alejamiento máximo? 00:25:47
Pues el alejamiento máximo se consigue con una disposición tetraédrica, 00:25:49
Es decir, cuando los ángulos hidrógeno, carbono, hidrógeno son los correspondientes a los ángulos internos de un tetraedro, es decir, 109,5 grados. 00:25:53
Esta es la estructura correspondiente a cuatro pares enlazantes. 00:26:05
Bueno, voy a mover esto a ver si no se estropea para poder seguir y el siguiente que tenemos es el caso del amoníaco. 00:26:10
¿Qué es lo que pasa en el caso del amoníaco? 00:26:20
Pues en el caso del amoníaco tengo una diferencia con relación a este de aquí. 00:26:26
Voy a borrar esto de aquí para que no se líe. 00:26:29
¿Qué diferencia hay? 00:26:33
Pues que tengo cuatro pares estructurales, pero tengo tres enlazantes y uno no enlazante. 00:26:36
Evidentemente, aunque estos electrones no se están enlazando, 00:26:43
¿Vale? Es una nube electrónica que sigue ahí presente. Entonces esos electrones pues repelen también a estos y generan una estructura parecida a la anterior, solo que como esta nube electrónica no genera un enlace, la geometría que nos queda es nitrógeno arriba, nitrógeno, y los tres hidrógenos hacia abajo. 00:26:48
La geometría es lo que se conoce como una pirámide trigonal, geometría piramidal trigonal. 00:27:10
Ahora bien, ¿qué es lo que ocurre? Pues lo que ocurre es, a ver si lo puedo pintar, 00:27:17
que estos electrones que tengo aquí arriba, estos electrones que tengo aquí, ¿vale? 00:27:21
Lo que hacen es generar un efecto repulsivo, ¿vale? 00:27:29
Como están libres y no están enlazados, generan un efecto repulsivo hacia abajo 00:27:34
que hace que el ángulo se cierre un poco. 00:27:39
Entonces, ¿por qué pone menor de 109,5 grados? 00:27:41
Por el efecto repulsivo de estos electrones. 00:27:45
Geometría piramidal trigonal. 00:27:49
Estos son cuatro pares estructurales, tres enlazantes y uno no enlazante. 00:27:51
Vamos al agua. 00:27:58
El agua tiene cuatro pares estructurales. 00:28:01
De esos cuatro pares estructurales tengo dos enlazantes, ¿vale? Y dos no enlazantes. Tendría esta geometría, ¿vale? Pero ¿qué es lo que ocurre? Lo que ocurre es que estos dos no forman enlaces, es decir, lo único que tendría sería hidrógeno, oxígeno, hidrógeno. 00:28:04
El ángulo teórico debería ser de 109,5. Ahora bien, se vuelve a producir el efecto repulsivo, ¿vale? Se vuelve a producir el efecto repulsivo, para que se vea, de los pares no enlazantes y ese efecto repulsivo hace una especie de pinza que obliga a que este ángulo se cierre un poco. 00:28:19
Y el ángulo del agua, pues no es de 109,5, es de 104,5 grados porque se cierra un poquito el ángulo como consecuencia del efecto repulsivo de los pares electrónicos no compartidos. 00:28:42
Geometría del agua, angular. El agua es una molécula angular. Ángulo de enlace, 104,5 grados. ¿Por qué menor de 109,5 grados? Por el efecto repulsivo de los pares electrónicos no compartidos. 00:28:55
Bueno, esto fijaos que es tremendamente útil, es tremendamente útil porque si yo tengo una fórmula cualquiera, os recuerdo que antes tenía el SO2, que hemos hecho antes, pues yo puedo decir la geometría de esta molécula. 00:29:10
Y fijaos que eso es mucho decir, eso es decir, los ángulos de enlace, eso es decir, a nivel molecular, daos cuenta de la importancia a nivel molecular, yo puedo decir cómo están distribuidos esos átomos. 00:29:32
Bueno, pues fijaos, aquí tengo uno, dos, tres, tres pares estructurales, ¿vale? Tengo tres pares estructurales, pero tengo uno no enlazante y dos enlazantes. 00:29:46
¿Cómo se va a distribuir eso en el espacio? 00:30:09
Pues eso se va a distribuir en el mismo plano 00:30:15
¿Vale? Imaginad un plano ahí perpendicular 00:30:17
Aquí tendría la nube no enlazante 00:30:19
Y aquí tendría el azufre 00:30:23
Y aquí un oxígeno y aquí otro oxígeno 00:30:24
En teoría este ángulo debería ser de 120 grados 00:30:28
Como se genera un efecto repulsivo 00:30:32
El ángulo oxígeno-azufre-oxígeno 00:30:35
va a ser menor de 120 grados, menor, ligeramente menor, ¿vale? 00:30:39
Habría que buscar exactamente el valor teórico, pero seguramente está en 117, 116 grados, ¿vale? 00:30:45
Y la geometría sería triangular plana, ¿vale? 00:30:52
¿Por qué? Porque esa es la que le corresponde, 00:31:03
corresponde, a ver, esa es la que le corresponde, esa es la que le corresponde a tres pares 00:31:05
estructurales, tres pares estructurales, geometría triangular, si solo se ocupan dos, pues tiene 00:31:16
que ser angular, la geometría, ay, perdón, perdón, perdón, perdón, disculpad, triangular 00:31:21
plana, a ver, perdonad, triangular plana sería si se utilizan los tres enlaces, como solo 00:31:26
tengo dos enlazantes, en este caso la geometría sería angular. En este caso la geometría 00:31:35
sería angular. Hubiera sido triangular plana, por ejemplo, en el caso del trifluoruro de 00:31:46
boro que hemos visto antes. Vamos a ver otro ejemplo, porque no he sido muy clara. Vamos 00:31:50
Vamos a ver, por ejemplo, yo qué sé, otra molécula que sería el ClCH3, el clorometano. 00:31:55
Entonces, imaginad que me piden diagrama de Lewis y geometría. 00:32:09
Entonces, diagrama de Lewis, ¿vale? Este es el metano con un cloro, es muy fácil. 00:32:23
Entonces, hago así, H, H, H y aquí el Cl, ¿vale? 00:32:26
Entonces, ¿qué es lo que tengo? Tengo cuatro pares estructurales alrededor, siempre me fijo en el átomo central, ¿vale? Entonces me fijo en el átomo central, entonces tengo cuatro pares estructurales y los cuatro son enlazantes. 00:32:34
Se tienen que alejar lo máximo posible uno de otro. Eso lo consigo con una estructura tetraédrica. Entonces, geometría tetraédrica. Como aquí no hay nubes de carga, los ángulos de enlace, por ejemplo, hidrógeno-carbono-hidrógeno, serían los del tetraedro. 109,5 grados. 00:32:53
¿Vale? Entonces, bueno, pues esa sería, o sea, veis que con esta teoría podemos decir la geometría de cualquier molécula. 00:33:32
Vamos a seguir con ejemplos, vamos a ver si ponemos ejemplos, el agua lo hemos visto, el amoníaco también, el metano que son los típicos, el cloro de berilio, vamos a ver, otras sustancias, si nos vamos a compuestos orgánicos, por ejemplo, pues vamos a ver un ácido orgánico. 00:33:42
Vamos a ver, por ejemplo, el ácido metanoico. Escribo la fórmula desarrollada, ¿vale? Para así ya ponerlo lo más desarrollado posible. Sería HCOOH. Diagrama de Lewy sería HC, doble enlace oxígeno, dos pares electrónicos, oxígeno y hidrógeno. 00:34:10
Vamos a imaginar que nos piden la geometría correspondiente a este átomo de carbono, ¿vale? 00:34:37
Entonces, vamos a ver qué geometría hay aquí, qué distribución espacial tienen los átomos a quien me refiero, a esta zona de aquí. 00:34:43
Entonces, el carbono, ¿vale? Estaría rodeado de uno, dos, tres pares estructurales. 00:34:52
Los tres son enlazantes. ¿Cómo se van a distribuir? Pues se van a distribuir en el espacio, ¿vale? 00:35:04
En un plano a 120 grados. Entonces, si esto es un plano, ¿vale? Aquí tendría el hidrógeno, aquí tendría el carbono, aquí tendría el oxígeno, aquí tendría el oxígeno y aquí el hidrógeno. 00:35:13
Y este ángulo, estos ángulos, son de 120 grados. Por eso siempre lo pintamos así, ¿vale? Porque los ángulos reales son de 120 grados. 00:35:27
La geometría sería triangular plana, vale, pues igual que he hecho con esto, se podría hacer con cualquier otra molécula, es simplemente saber hacer el diagrama de Lewis, vale, y a partir de ahí, pues la geometría y ya está, o sea que no es más complicado. 00:35:35
Entonces, este cuadro que tenemos aquí, ¿vale? Conviene que lo tengamos claro. Lo que pasa es que me estoy dando cuenta, ¿vale? De que este cuadro es incompleto. En la página web tenéis otro cuadro más completo. 00:36:07
Este cuadro es incompleto porque me falta, que le descargué ayer de internet, me falta en la estructura triangular plana cuando tengo dos pares enlazantes y uno no enlazante, que es precisamente el que hemos hecho después, el del SO2. 00:36:25
Entonces, en ese caso, la geometría no es triangular, sino que es angular, ¿vale? Entonces, bueno, esto el próximo día os pongo el cuadro que tengo en el aula virtual en la web, que está mejor, porque este, pues yo creo que es un poquito incompleto. 00:36:43
Pero bueno, lo que me importa es que en la clase de hoy pues hayáis entendido más o menos esto y podáis hacer ejercicios. 00:37:00
Entonces, para mañana, para practicar, lo que quiero que hagáis son las siguientes moléculas. 00:37:08
Quiero que me digáis la geometría, vale, a ver, pongo aquí geometría, geometría de HCN, 00:37:19
Me tenéis que justificar la geometría de esa molécula y la geometría también del OF2, bifluoruro de oxígeno, ¿vale? Estas dos y a ver si se me ocurre alguna más, por ejemplo, el tricluoruro de boro, vamos a poner también, BCl3. 00:37:38
vais a hacer la geometría de estas tres moléculas 00:38:08
me tenéis que decir pares estructurales que tiene cada una 00:38:11
o sea tenéis que hacer diagrama de Lewis 00:38:14
que el primero os lo he dado hecho pero bueno 00:38:16
diagrama de Lewis 00:38:22
entonces aquí me tenéis que decir pares estructurales 00:38:24
los que son enlazantes y no enlazantes 00:38:26
y como consecuencia de eso 00:38:31
la geometría molecular 00:38:38
geometría molecular 00:38:40
y por último el ángulo de enlace 00:38:43
Es decir, para esas tres moléculas, repetir lo que hemos hecho. 00:38:52
Diagrama de Lewis, este estaría hecho, ¿vale? 00:38:56
Pares estructurales, dos. 00:38:59
Enlazantes, dos, ¿vale? 00:39:01
Geometría, por tanto, la que sea, ¿vale? 00:39:03
OF2, tenéis que hacer el diagrama de Lewis. 00:39:06
BCL3, diagrama de Lewis, cuidado con la excepción del boro, ¿vale? 00:39:10
El boro, recordamos que solo comparte tres electrones. 00:39:14
Excepción del boro, entonces, diagrama de Lewis. 00:39:19
y a partir del diagrama de Lewis estructurales enlazantes y no enlazantes, geometría molecular y ángulo de enlace. 00:39:21
¿Vale? Bueno, corto aquí la grabación y ahora me decís si más o menos se ha entendido o no. 00:39:29
Idioma/s:
es
Autor/es:
M. Dolores García Azorero
Subido por:
M. Dolores G.
Licencia:
Reconocimiento
Visualizaciones:
75
Fecha:
14 de enero de 2021 - 15:56
Visibilidad:
Clave
Centro:
IES PALAS ATENEA
Duración:
39′ 35″
Relación de aspecto:
1.30:1
Resolución:
928x716 píxeles
Tamaño:
286.78 MBytes

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