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B2Q U03.4.2 Enlace covalente (3-6) - 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 segunda parte del enlace covalente. No siempre vamos a ser capaces de escribir las estructuras 00:00:37
de Lewis de los compostos covalentes de una forma tan directa o tan sencilla como en el caso de la 00:00:50
molécula de agua o de los compuestos que teníamos en la sección anterior, sino que habrá ocasiones 00:00:55
en que el mero cálculo de los pares de electrones enlazantes y no enlazantes no nos permita escribir 00:01:01
una estructura de Lewis razonable para un compuesto que sabemos que existe y entonces 00:01:06
necesitemos algo más de información para hacer algo distinto con esos pares de electrones. Uno 00:01:11
de esas ocasiones en las que tendremos que hacer algo extra es el caso de los enlaces covalentes 00:01:17
coordinados, en donde ahora ya el enlace no se forma con un par de electrones en el que cada uno 00:01:22
de los dos electrones es aportado por los dos átomos, uno de uno y otro de otro, de los que 00:01:29
forman el enlace, sino que el par de electrones es aportado, los dos, por uno de los dos átomos y el 00:01:34
otro no aporta nada. Una forma de ejemplificarlo, de verlo de una forma más o menos directa, es 00:01:39
volviendo atrás y viendo con detalle qué es lo que ocurre con las moléculas de amónico y de 00:01:45
trifluoruro de boro. En el caso del amoníaco ya hemos comentado que el nitrógeno se ve rodeado 00:01:51
por 2, 4, 6, 8 electrones y se ve asimismo con la configuración electrónica de un gas noble, 00:01:57
teniendo pues tres pares de electrones enlazantes en tres orbitales y un par de electrones no 00:02:04
enlazante en un cuarto orbital de los que conforman su configuración electrónica. El caso del boro 00:02:11
era una excepción a la regla del octeto, no necesita 8 electrones para alcanzar una cierta 00:02:17
estabilidad, sino que le falta con 2, 4 o 6 electrones. Le basta con tener estos tres orbitales 00:02:21
completos y el cuarto de los orbitales de los que conformarían su capa de valencia, recordad que el 00:02:28
boro en su última capa tiene un orbital SI3P, tres están ocupados formando enlace y hay un cuarto 00:02:36
orbital vacío, bueno, pues el boro con sólo tres orbitales completos y uno vacío ya alcanza una 00:02:42
cierta estabilidad. ¿Qué es lo que ocurre cuando nosotros ponemos próximos una molécula de amoníaco 00:02:49
y una molécula de trifluoruro de boro? Bueno, pues el boro alcanza una cierta estabilidad con sólo 00:02:57
estos tres orbitales completos y con el cuarto orbital vacío, pero el boro no tiene realmente 00:03:03
la configuración electrónica de un gas noble, que es la de máxima estabilidad. Así que 00:03:10
esta molécula es estable, pero si pudiera completar con un par de electrones este orbital 00:03:15
vacío y que por oposición a lo que tenemos aquí hemos dejado sin nada, pues alcanzaría 00:03:20
una mayor estabilidad. Aquí tenemos un par de electrones que no forman enlace. Aquí 00:03:25
tenemos un orbital vacío, pero que si estuviera completo tendría una mayor estabilidad. ¿Qué 00:03:31
es lo que ocurre si ponemos estas dos moléculas próximas? Pues que lo que va a ocurrir es que se 00:03:37
van a orientar, se van a solapar este orbital vacío con este orbital completo del nitrógeno y este par 00:03:42
de electrones va a estar formando un enlace entre el nitrógeno y el boro. El par de electrones no es 00:03:48
uno del nitrógeno y uno del boro. El boro no aporta nada más que el orbital vacío y el nitrógeno es el 00:03:56
que aporta los dos electrones. Este tipo de enlace se denomina enlace covalente coordinado. 00:04:02
Antiguamente se denominaba covalente dativo, puesto que el nitrógeno da todos los electrones 00:04:09
para formar el enlace. Una de las formas posibles de representar este enlace es de esta manera, 00:04:14
representándolo como un enlace normal, pero para tener en cuenta que el nitrógeno está 00:04:22
aportando los dos electrones y el boro ninguno, es como si, previo a formar el enlace, el nitrógeno 00:04:29
le hubiera prestado uno de los dos electrones de su orbital, de su par de electrones enlazante, 00:04:37
al boro y ahora el boro tiene un electrón que compartir con él un electrón del nitrógeno que 00:04:43
se ha quedado desapareado porque se lo ha prestado al boro. Es como si el boro hubiera ganado un 00:04:48
electrón, por eso le ponemos una carga negativa, y el nitrógeno es como si hubiera perdido un 00:04:54
electrón le ponemos una carga positiva. Cuidado con esta forma de representar el enlace. No se 00:04:59
trata de una unión iónica. Aquí no tenemos que realmente el nitrógeno le ha dado un electrón 00:05:04
al boro, es como si. De tal forma que en cuanto vemos este tipo de representación con un enlace 00:05:10
como si fuera covalente y estas cargas formales como si estuviéramos en realidad uniendo un 00:05:16
cation y un anión, tenemos que pensar que se trata de un enlace covalente coordinado, 00:05:22
donde el par de electrones es puesto por el átomo que tiene la carga positiva 00:05:27
y el átomo al que le hemos puesto una carga negativa lo que tiene es un orbital vacío. 00:05:32
Este tipo de enlace covalente lo vamos a necesitar si quisiéramos escribir la estructura de Lewis 00:05:39
de los oxoácidos, que son compostos que nos vamos a encontrar en adelante. 00:05:47
Vamos a ser capaces de escribir la estructura de Lewis de oxoácidos sencillos, 00:05:52
Pero un oxoácido tan importante como pueda ser el ácido sulfúrico, bueno, pues no vamos a ser capaces de hacerlo. 00:05:57
Y lo que ocurre es que este oxoácido, el ácido sulfúrico, tiene dos enlaces covalentes coordinados, donde el átomo central, que evidentemente va a ser el átomo de azufre, tiene dos pares de electrones no enlazantes que va a compartir con sendos átomos de oxígeno. 00:06:02
Si nosotros intentáramos escribir la estructura de Lewis del ácido sulfúrico a partir del algoritmo anterior, no seríamos capaces de llegar a ninguna solución razonable porque necesitaríamos de dos enlaces covalentes coordinados. 00:06:21
Algo similar ocurre con la molécula de monóxido de carbono, donde no podríamos, únicamente haciendo el cómputo de pares de electrones enlazantes y no enlazantes, 00:06:35
distribuir esos pares de electrones de tal forma que al final tuviéramos algo razonable. 00:06:44
Y es que aquí lo que necesitamos es que uno de los pares de electrones no enlazantes del átomo de oxígeno sea compartido con un orbital vacío del átomo de carbono. 00:06:49
Este tipo de enlaces covalentes no va a ser algo que forme parte de nuestro temario en el sentido en el que no se va a preguntar expresamente por estructuras de Lewis que contengan enlaces covalentes coordinados. 00:07:01
pero sí es necesario conocerlo porque en lo sucesivo, en el desarrollo del temario, sí voy a tener necesidad de referirme a este tipo de enlaces. 00:07:14
El segundo fenómeno que no me permite representar estructuras de Lewis de una forma directa y sencilla, como hemos visto en los primeros ejemplos, 00:07:26
es el fenómeno de la resonancia y que vamos a ejemplificar con dos moléculas relativamente sencillas, como puedan ser el ozono O3 y el benzeno C6H6. 00:07:33
En el caso del ozono lo que tenemos son tres átomos de oxígeno unidos entre sí formando una cadena, oxígeno, oxígeno, oxígeno, un átomo en el centro y son dos átomos de oxígeno unidos con él. 00:07:44
La forma de representar esta molécula, la forma de distribuir los pares de electrones para formar los pares de electrones enlazantes y no enlazantes, 00:07:58
aquí únicamente representamos los enlazantes por simplicidad, es con el átomo central de oxígeno 00:08:06
unido con uno de los dos átomos de oxígeno laterales con un enlace doble y con el otro 00:08:13
unido mediante un enlace covalente coordinado. Y el problema que se nos plantea es el siguiente. 00:08:19
Yo podría representar dos estructuras de Lewis equivalentes porque podría poner este oxígeno 00:08:25
central unido con el de la izquierda con enlace doble y con el de la derecha con enlace covalente 00:08:31
o, análogamente, podría haberlo hecho justo al revés, uniendo con el átomo de la derecha con 00:08:37
enlace doble y con el átomo de la izquierda con enlace covalente coordinado. ¿Cuál de las dos es 00:08:43
la correcta? Porque claro, yo aquí lo que tengo son en los extremos dos átomos de oxígeno que en 00:08:50
principio son equivalentes. ¿Cómo elige este átomo central? ¿Con cuál? Teniendo en cuenta que son 00:08:55
iguales. Forma el enlace doble con cual forma el enlace covalente coordinado. Más aún, 00:09:00
experimentalmente se comprueba que la unión del átomo central con los otros dos átomos es 00:09:06
equivalente. Se comporta experimentalmente de la misma manera este y este enlace. Y yo aquí estoy 00:09:11
viendo que la representación de los dos enlaces es distinto. Aquí tengo un enlace doble, aquí 00:09:16
tengo un enlace covalente coordinado. ¿Cuál de estas dos representaciones sería la correcta? Y 00:09:21
pero aún sé que ninguna de las dos puede serlo, puesto que estos enlaces se comportan de igual manera 00:09:27
y aquí tengo representadas dos cosas distintas. 00:09:32
En el caso del benceno ocurre algo similar. 00:09:35
El benceno está formado por seis átomos de hidrógeno formando un ciclo 00:09:38
y lo que tiene es alternos, enlaces doble, simple, doble, simple, doble, simple. 00:09:42
Me ocurre algo similar. 00:09:48
Si yo me fijara, por ejemplo, en este átomo de carbono que tengo aquí representado arriba del todo, 00:09:49
podría unirle con el átomo que tiene a su derecha, tal y como estoy viendo el dibujo, con un enlace doble 00:09:53
y a partir de aquí, simple doble, simple doble, lo cual quiere decir que si este átomo de carbono 00:09:59
está unido con el de la derecha con un enlace doble, estar unido con el de la izquierda con un enlace simple 00:10:03
o podría haber formado la cadena uniendo del revés, o sea, este átomo uniéndolo con el de su izquierda 00:10:08
con un enlace doble y alternando simple doble, simple doble, simple, y eso quiere decir que estaría unido 00:10:16
con el de su derecha con enlace simple. Entonces, este átomo, por fijarnos en uno, 00:10:21
¿se une con enlace doble con el de la izquierda o con el de la derecha? Podemos ver que tenemos 00:10:27
dos formas distintas y equivalentes de representar la molécula y ocurre lo mismo que con la molécula 00:10:33
de ozono. Yo aquí lo que tengo son uniones distintas, una sí, una no, una sí, una no, 00:10:40
porque tengo enlaces dobles y simples alternos, pero experimentalmente compruebo que las seis 00:10:45
uniones se comportan exactamente de la misma manera. Así que tengo dos representaciones 00:10:49
alternativas entre las cuales elegir que son equivalentes y en principio no tengo más 00:10:54
información para elegir una de la otra, pero sé que ninguna de las dos es correcta porque 00:10:58
me está representando enlaces distintos cuando yo sé que se comportan experimentalmente 00:11:03
de la misma manera. En un primer momento lo que se suponía es que las nubes electrónicas 00:11:08
que conforman todos los enlaces y los electrones en las capas de valencia de todos los átomos involucrados, 00:11:16
lo que hacían era alternar entre una y la otra, de tal forma que lo que en realidad tenía era una alternancia, 00:11:23
una especie de vibración, por así pensarlo, de ahí el nombre resonancia, entre las dos estructuras, 00:11:29
de tal forma que esta configuración electrónica y esta configuración electrónica, o bien esta y esta, 00:11:36
y van alternando entre sí, con una cierta velocidad, la que quisiera que fuera, 00:11:41
y entonces, bueno, pues, digamos que yo lo que percibía era una especie de superposición entre ambas figuras. 00:11:45
Conforme llegamos al modelo atómico mecano-cuántico, llegamos a la ecuación de Schrödinger, 00:11:53
comprobamos que se puede escribir una ecuación de Schrödinger para una molécula completa, más compleja incluso de la que ya es compleja para los átomos, 00:11:58
y podemos llegar a encontrar una forma de representar los enlaces reales dentro de la molécula 00:12:06
utilizando esa ecuación de Schrödinger molecular. 00:12:12
Y lo que se comprueba es que, bueno, más o menos esa idea de la resonancia era correcta. 00:12:16
No es que tengamos una alternancia más o menos rápida entre estas dos estructuras, 00:12:21
sino que lo que tenemos es una superposición de las dos. 00:12:26
No es que tengamos aquí dos enlaces y aquí uno covalente dativo alternando rápidamente, no es que tengamos aquí un enlace simple o uno doble alternando rápidamente, sino que lo que tenemos es una especie de estructura intermedia entre ambas. 00:12:30
En el caso del benceno es como si tuviéramos no uno o dos sino 1,5 enlaces y esto así se representaría con el circulito y lo que quiere decir es realmente eso, que tenemos una estructura simétrica con un comportamiento que no es ni un enlace sencillo ni un doble entre los átomos sino algo intermedio, eso es lo que representa realmente el círculo en la molécula de benceno. 00:12:46
Y aquí, en realidad, es como si tuviéramos 1,5 enlaces. Un enlace de estos reales y medio enlace coordinado. De tal forma que es como si tuviéramos, pues aquí, este oxígeno con esta carga positiva y aquí media carga negativa, que es la oscilación de media en un lado y media en el otro. 00:13:06
Aquí es como si tuviéramos uno, dos, tres electrones formando enlace y esto que nosotros en este momento hemos denominado resonancia se puede extender dentro de la mecánica cuántica a lo que se denominan enlaces de tres electrones. 00:13:29
Entonces, si la resonancia, al igual que pasaba con enlace covalente coordinado, en realidad no forma parte de nuestro temario en el sentido en el que no nos van a hacer una pregunta en la cual la respuesta sea escribir una estructura de Lewis resonante como esta o como esta, pero igual que pasaba con el enlace covalente coordinado, lo voy a necesitar más adelante para poder explicar otra serie de cosas. 00:13:45
Bueno, si la resonancia no forma parte de nuestro temario en ese sentido, los enlaces de tres electrones mucho menos. 00:14:09
Pero es algo que comienza a aparecer en la literatura, en los libros de texto, y quería por lo menos introduciros qué es lo que son, por si acaso en un momento dado os lo encontraréis más adelante. 00:14:14
Nosotros hasta el momento en la videoclase lo que hemos estudiado es la forma en la que podemos representar los compuestos covalentes. 00:14:27
con los pares de electrones enlazantes y los pares de electrones no enlazantes 00:14:33
de ser necesarios alrededor de ciertos átomos. 00:14:38
Estas estructuras, las estructuras de Lewis, 00:14:43
insisto en que son únicamente representaciones esquemáticas 00:14:46
de la forma en la que se distribuyen los pares de electrones 00:14:48
y más adelante podremos determinar la geometría real de las moléculas 00:14:51
con otra información extra que necesitaremos. 00:14:55
La teoría que nos permite describir los enlaces 00:14:59
la forma en la que se producen los enlaces es la teoría del enlace de valencia y que a partir de 00:15:03
aquí ya podremos mencionar como el nombre de la teoría que describe el enlace covalente. 00:15:08
La idea es la siguiente. Los átomos se enlazan por superposición de orbitales. Un cierto átomo 00:15:14
tiene un orbital con un único electrón desapareado y otro átomo tiene otro cierto orbital con también 00:15:22
un único electrón desapareado. El enlace covalente que hemos dicho que se forma por 00:15:30
la compartición de pares de electrones se corresponde con el solapamiento de los dos 00:15:36
orbitales de tal forma que el electrón de uno y el electrón del otro se aparean dentro 00:15:41
de los dos orbitales simultáneamente. De tal forma que este átomo lo que hace es contar 00:15:47
dos electrones dentro del orbital y este otro átomo lo que hace es contar dos electrones 00:15:53
dentro del orbital. Y entonces este y este electrón son contados dos veces porque son 00:15:58
electrones compartidos. La teoría permite explicar de cierta manera lo que ya hemos 00:16:04
necesitado para poder utilizar el algoritmo y escribir las estructuras de Lewis. Aquí lo que 00:16:10
tenemos son representaciones gráficas de, por ejemplo, orbitales de tipo S que se solapan entre 00:16:16
sí en esta región intermedia, un orbital de tipo S con un orbital de tipo P en esta región 00:16:22
intermedia y una posible forma de enlazar orbitales de tipo P entre sí a través de esta región 00:16:28
intermedia. Cuando anteriormente, hablando de la naturaleza de enlace covalente, mencionamos el 00:16:36
que la covalencia de distintos átomos podía variar y hablaba, por ejemplo, del carbono con 00:16:43
covalencia 2 o covalencia 4 y hablaba de la promoción electrónica esto también forma parte 00:16:47
de la teoría del enlace de valencia de tal forma que en un momento dado cuando necesitemos hablar 00:16:52
de la promoción electrónica podremos decir que de acuerdo con la teoría del enlace de valencia 00:16:57
electrones apareados dentro de ciertos orbitales pueden promocionar a orbitales vacíos de mayor 00:17:02
energía de tal forma que el número de electrones desapareados pueda ser variable pueda crecer o 00:17:11
de crecer en función de si el átomo lo necesitará o no lo necesitará. Otra teoría que completa la 00:17:17
información que nosotros podamos tener dentro de la estructura de Lewis de un compuesto covalente 00:17:25
es la teoría o modelo de repulsión de los pares de electrones de la capa de valencia más conocida 00:17:31
por sus siglas rpv que lo que hace es considerar los pares de electrones enlazantes y los pares 00:17:38
electrones no enlazantes, los pares de electrones libres, y considerar que están colocados en el 00:17:45
espacio alrededor del núcleo del átomo central de una cierta manera. Los pares de electrones tienen 00:17:52
carga negativa, evidentemente, puesto que están formados por electrones y tendrán a repelerse 00:17:59
entre sí. De tal forma que esta teoría lo que diría es que, en primera instancia, esos pares 00:18:04
de electrones se encuentran ubicados en el espacio de tal forma que la separación entre ellos sea la 00:18:08
máxima posible, de tal forma que la repulsión se minimice. Además, aporta una información extra, 00:18:13
y es que los pares de electrones libres presentan una mayor fuerza repulsiva con el resto de pares 00:18:20
de electrones que los pares de electrones enlazantes. Por hacernos una idea, los pares 00:18:26
de electrones libres tienden a ocupar un mayor espacio y a empujar a los pares de electrones 00:18:32
enlazantes, que tienden a ocupar un menor espacio. Esto podemos verlo en este ejemplo, 00:18:38
donde nos representan la molécula de amoníaco, el triduro de nitrógeno que ya hemos estudiado 00:18:42
anteriormente. Os recuerdo que lo que teníamos era un átomo de nitrógeno unido con pares de 00:18:47
electrones enlazantes con 1, 2, 3 hidrógenos y un cuarto par de electrones, que aquí aparece 00:18:53
como solitario, un par de electrones libre. La configuración electrónica, la forma en la que 00:18:59
se distribuyen los electrones alrededor del nitrógeno sería algo parecido a esto, con el par 00:19:05
de electrones enlazante en esta región y el par de electrones libre repeliendo hacia abajo a los 00:19:10
pares de electrones enlazantes. Tened cuidado cuando nos toque en un momento dado discutir 00:19:17
la geometría de la molécula porque ésta viene caracterizada única y exclusivamente por los 00:19:24
pares de electrones de enlace. Y nosotros vamos a distinguir dentro de las moléculas 00:19:31
que vayamos a estudiar dentro de este curso, estas cinco que veis aquí, posibles geometrías 00:19:37
moleculares. Diremos que la geometría es lineal cuando los núcleos de los tres átomos 00:19:43
estén orientados dentro de una misma línea recta y esto lo tendremos cuando tengamos 00:19:49
la unión de dos únicos átomos con un enlace, evidentemente esto es lineal, o bien tres 00:19:54
átomos orientados de esta manera, de tal forma que el átomo central tenga los dos enlaces que 00:20:00
formarían con los dos átomos satélites dentro de una misma dirección y en sentidos opuestos, 00:20:07
formando un ángulo de 180 grados. Cuando lo que tengamos sea dos enlaces que no tengan una 00:20:12
geometría lineal, porque este ángulo no es a 180 grados, lo que diremos es que tenemos una geometría 00:20:18
angular, como por ejemplo aquí, y el ángulo de enlace sería este, el menor de los dos posibles. 00:20:23
Cuando tengamos tres enlaces o tres juegos de enlaces, podremos tener dos geometrías distintas. 00:20:30
La geometría plana, donde el átomo central y los otros tres átomos que están unidos con éste se encuentran dentro de un mismo plano 00:20:38
y diremos que es plana trigonal, puesto que aquí lo que tenemos en el fondo es un triángulo. 00:20:45
O bien, cuando no sea así, cuando no estén distribuidos dentro de un mismo plano, lo que diremos es que tenemos una pirámide trigonal, 00:20:50
donde pensaremos que este átomo central es el vértice superior 00:20:57
y tenemos estos otros tres átomos dentro de un plano, 00:21:02
este átomo no incluido dentro del plano que forman estos tres, 00:21:06
y la base de esa pirámide sería un triángulo. 00:21:10
Otro caso posible será una geometría tetraédrica, cuando tengamos cuatro enlaces. 00:21:14
Aquí, por ejemplo, lo que tengo son estos cuatro enlaces distribuidos 00:21:20
hacia los vértices de un tetraedro regular, de tal forma que esta figura es perfectamente simétrica 00:21:23
y lo que tengo es ahora mismo, imaginémonos, estos tres átomos apoyados en un plano 00:21:28
formando un triángulo equilátero y si yo girara esta molécula de cualquier manera 00:21:33
lo que tendría serían otros tres átomos distintos apoyados en un plano formando triángulos equiláteros. 00:21:38
Si voy a la figura que tenía antes, tened en cuenta, insisto, en que el par de electrones libre 00:21:45
no contribuye a la geometría molecular y yo únicamente debería referirme a la forma en la 00:21:51
que los núcleos de los átomos, nitrógeno, hidrógeno, hidrógeno, hidrógeno, están distribuidos. Este es 00:21:56
uno de esos casos donde lo que tengo es una geometría piramidal trigonal, puesto que lo que 00:22:01
tengo son estos tres pares de enlace que considerar y el átomo de nitrógeno no se encuentra en el 00:22:08
mismo plano que los átomos de hidrógeno. Así que, insisto, la geometría a la que debería referirme 00:22:15
es esta y no a esta ni a esta otra, puesto que el par de electrones libre no debo tenerlo en 00:22:20
consideración. En el aula virtual de la asignatura tenéis disponibles otros recursos, ejercicios y 00:22:26
cuestionarios. Asimismo, tenéis más información en las fuentes bibliográficas y en la web. No 00:22:35
dudéis en traer vuestras dudas e inquietudes a clase o al foro de dudas de la unidad en el aula 00:22:41
virtual. Un saludo y hasta pronto. 00:22:46
Idioma/s:
es
Autor/es:
Raúl Corraliza Nieto
Subido por:
Raúl C.
Licencia:
Reconocimiento - No comercial - Sin obra derivada
Visualizaciones:
108
Fecha:
26 de julio de 2021 - 12:20
Visibilidad:
Público
Centro:
IES ARQUITECTO PEDRO GUMIEL
Duración:
23′ 16″
Relación de aspecto:
1.78:1
Resolución:
1024x576 píxeles
Tamaño:
41.42 MBytes

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