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B2Q U03.4.3 Enlace covalente (8 y 9) - 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 Arquitecto Pedro Gumiel de Alcalá de Henares. 00:00:15
Y os doy la bienvenida a esta serie de videoclases de la unidad 3 dedicada al estudio del enlace químico. 00:00:24
En la videoclase de hoy estudiaremos la tercera parte del enlace covalente. 00:00:35
Un último elemento que voy a necesitar para poder explicar la geometría molecular, por lo menos de las moléculas más sencillas de una forma rigurosa, es la teoría de la hibridación de orbitales atómicos. 00:00:40
Antes de estudiarla y de verla con detalle, voy a retroceder un par de imágenes y voy a volver a la molécula de amoníaco, de trihidruro de nitrógeno. 00:01:00
Una vez más os recuerdo que aquí lo que tengo es al nitrógeno formando tres enlaces con los átomos de hidrógeno y un par de electrones libre y en un momento dado me refería a los cuatro orbitales que con los dos electrones que puede tener cada uno de ellos forma estos cuatro pares de electrones. 00:01:10
cuatro orbitales, que en el caso del nitrógeno serían el orbital 2s, y los tres orbitales 2p 00:01:28
del último nivel. La gran pregunta que ahora mismo se me plantea es ¿quién es quién? ¿Cuál de estos 00:01:35
orbitales así dispuestos es el orbital s? ¿Cuáles son los orbitales p? Y el problema que de golpe se 00:01:43
me plantea cuando me paro a pensar en la disposición real en el espacio de los orbitales es la 00:01:50
siguiente. Os recuerdo que cuando estudiamos en su momento los orbitales atómicos, la teoría 00:01:56
mecano-cuántica me daba una forma más o menos aproximada de cuál es la región del espacio donde 00:02:04
es más probable encontrar los electrones y resulta que en el caso de los orbitales de tipo S lo que 00:02:09
tenía era una geometría esférica, así que me puedo imaginar el orbital 2S como una especie de esfera, 00:02:14
y en el caso de los orbitales P lo que tenía era dos lóbulos con el núcleo en el centro y, 00:02:20
Y puesto que tengo tres orbitales de tipo P, pues resulta que estos tres orbitales están orientados conforme a las tres direcciones principales del espacio. 00:02:26
Así que podría pensar XYZ, pues uno orientado en una dirección vertical, otro orientado en la otra dimensión que fuera la dimensión horizontal y un tercero que fuera orientado en la dirección que iría hacia adentro y hacia fuera de vuestra pantalla. 00:02:36
Así que resulta que tengo cuatro orbitales, que son uno esférico y luego tres que son sendos lóbulos orientados en las tres direcciones del espacio. 00:02:56
Y resulta que yo tengo una molécula tal como esta. Estos átomos de hidrógeno que están unidos a los orbitales de tipo P y entonces este par de electrones libres sería dentro de los orbitales S. 00:03:06
Pero entonces, si los átomos de hidrógeno están en orbitales de tipo P, deberían estar orientados estos enlaces entre sí a 90 grados, puesto que las tres direcciones del espacio están ubicados a 90 grados. 00:03:22
Y nosotros, experimentalmente, sabemos que este ángulo de enlace no es 90 grados, sino que es algo mayor. 00:03:38
Ah, claro, claro. Pero es que lo que ocurre es que el par de electrones libre ejerce una fuerza repulsiva mayor sobre estos pares de electrones de enlace y entonces lo que hace es cerrarlos. 00:03:45
Pero claro, acabamos de decir que el ángulo de enlace que yo mido realmente es mayor que 90 grados. Algo no cuadra. 00:03:57
Además, no solo eso. Acabamos de decir que ese par de electrones libre se encontraría dentro de los orbitales 2s con simetría esférica. 00:04:03
luego en realidad estarían dentro, alrededor de, junto con estos pares de electrones de enlace. 00:04:11
De alguna manera la geometría que me da el modelo atómico mecano cuántico, la ecuación de Schrödinger de los electrones, de los pares de electrones, perdón, de los orbitales, 00:04:20
no se corresponde con ni esta geometría ni con esos ángulos que acabo de decir que se miden en la realidad. 00:04:29
Ah, bueno, pero es que en realidad has utilizado un argumento erróneo, porque has pensado que este par de electrones es del orbital 2s. 00:04:36
¿Y si este par de electrones libres fuera de uno de los orbitales p? 00:04:45
Bueno, pues entonces lo que tendría es que en los tres orbitales p orientados en las tres direcciones del espacio, pues en uno de ellos pongamos que fuera este. 00:04:49
tengo el par de electrones libre, pongamos que este y este estuviera formando enlace con el hidrógeno con un ángulo de 90 grados 00:04:57
y aquí entre medias el orbital de tipo S, donde se está formando el enlace con el otro de los átomos de hidrógeno. 00:05:06
Eso plantea un problema adicional, y es que experimentalmente se comprueba que estos tres enlaces son idénticos entre sí, son equivalentes entre sí. 00:05:16
Y si yo estoy pensando en que estos dos hidrógenos están unidos con un orbital de tipo P y este otro hidrógeno con un orbital de tipo S, eso ya deja de ser cierto, puesto que los orbitales de tipo S y de tipo P son distintos y, consecuentemente, yo espero que tuvieran un comportamiento diferente. 00:05:25
Así que ahora mismo tengo una duda y es que no sé muy bien cómo asociar los orbitales 1s y 3p con la geometría real que yo mido y con el comportamiento real que yo determino. 00:05:43
Resulta que cuando tengo un átomo central unido con varios átomos iguales, esas uniones son todas idénticas entre sí. 00:05:58
y no siempre voy a poder explicarlo porque yo estoy jugando con habitualmente tres orbitales P y uno S 00:06:05
y tengo tres orbitales diferentes de uno y por otro lado yo voy a tener ángulos de enlace que voy a determinar experimentalmente 00:06:11
que incluso con el modelo de repulsión de los pares de electrones de la cava de Valencia 00:06:21
no se van a corresponder con los ángulos que determinan la geometría, los 90 grados de los orbitales de tipo P entre sí 00:06:25
y a su vez con ese orbital de tipo S dentro o alrededor de esos orbitales de tipo P. 00:06:34
Esto me plantea una serie de problemas que ahora mismo y en este momento no puedo resolver. 00:06:40
Y necesito de una teoría extra, necesito de un desarrollo extra, que es precisamente lo que he mencionado 00:06:46
y que vamos a ver a continuación, la hibridación de los orbitales atómicos. 00:06:52
Esto se implica dentro de la teoría del enlace de Valencia. 00:06:58
Nosotros vamos a seguir pensando que los enlaces covalentes se forman por la superposición de orbitales, pero la idea ahora es la siguiente. 00:07:02
Los orbitales S y P, que son con los que estamos jugando en este momento, son o vienen representados por funciones matemáticas que son soluciones de la ecuación de una desreding. 00:07:12
Nosotros podemos imaginarnos que podemos operar con esas funciones matemáticas y, digamos, calcular valores medios. 00:07:22
Yo podría sumar la función que caracteriza el orbital de tipo s con la función que caracteriza uno de los orbitales de tipo p. 00:07:32
Puedo sumarlas y dividir entre dos. Calcular una especie de promedio matemático, pero no de números, sino de funciones. 00:07:43
y obtener dos funciones distintas de la función que caracteriza a los orbitales y el tipo P, 00:07:50
iguales entre sí y cuya suma, cuya combinación produjera la misma que la suma de los orbitales de tipo S, 00:07:57
la función de los orbitales de tipo S y tipo P originarios. 00:08:05
Esta operación matemática de sumar dos funciones y dividir entre dos para obtener dos funciones idénticas 00:08:09
y que equivalgan a las dos de partida es lo que, desde el punto de vista de los orbitales, se denomina hibridación. 00:08:15
Y únicamente tiene sentido, ya os digo, desde el punto de vista de las funciones matemáticas, 00:08:23
suponiendo que los orbitales vienen descritos por esas funciones matemáticas, soluciones de la ecuación de Schrödinger. 00:08:27
Desde un punto de vista geométrico yo puedo tratar de decidir o determinar a qué equivale este promedio de funciones 00:08:34
desde el punto de vista geométrico, de la geometría real de los orbitales. 00:08:43
Y lo que puedo ver es lo siguiente. 00:08:47
En el caso que he mencionado anteriormente, de coger un orbital de tipo s, 00:08:50
por ejemplo aquí tengo un orbital 2s de un átomo posible, 00:08:55
y un orbital p, uno de los orbitales 2p. 00:08:58
He puesto 2pz, pero podría ser uno o cualquiera de ellos. 00:09:02
Si yo cojo las dos funciones matemáticas que representan estos dos orbitales, 00:09:05
sumo y divido entre dos, puedo obtener dos funciones que sean equivalentes entre sí de la 00:09:09
siguiente manera. En lugar de una cosa esférica y dos lóbulos, lo que puedo obtener son, cierto, 00:09:16
dos lóbulos, pero uno grande y uno pequeñito. Y lo que voy a obtener es que las funciones que 00:09:22
se corresponden con esta especie de promedio de las funciones iniciales, pues también están 00:09:28
orientados a lo largo de una única dirección y que sería la dirección propia del orbital 00:09:33
T que estoy hibridando, que estoy sumando junto con este orbital S. Y lo que ocurre 00:09:39
es que el lóbulo grande y el lóbulo pequeño están orientados en sentidos opuestos. Pongamos 00:09:44
que este estuviera con el lóbulo grande orientado hacia el eje Z negativo, mientras que en este 00:09:50
otro lo que tengo es que el orbital el lóbulo grande está orientado hacia el 00:09:57
semieje zeta positivo la teoría de la hibridación me permite 00:10:03
partiendo de dos orbitales distintos este es ese este este tiene una 00:10:08
geometría esférica la geometría de este es dos lóbulos orientadas en una cierta 00:10:14
dirección lo que me permite es obtener orbitales equivalentes cuya suma sería 00:10:18
misma que la suma de estos dos, pero que tienen la característica de que son iguales, quiero decir, 00:10:25
a excepción de la orientación. Este está orientado en un sentido y este en otro dentro de una misma 00:10:30
dirección. Utilizar la hibridación me permite obtener orbitales iguales que cuando formen enlace 00:10:36
van a formar enlaces equivalentes, con lo cual esto me permite evitar el problema de cómo puedo 00:10:43
justificar enlaces idénticos cuando yo parto de orbitales S y P que son esencialmente distintos. 00:10:51
No sólo eso, sino que según como yo combine orbitales S y P entre sí, yo voy a poder obtener 00:10:57
orientaciones de estos orbitales que no se corresponden con las orientaciones de los 00:11:03
orbitales iniciales. De hecho, voy a obtener orientaciones que se van a corresponder con 00:11:07
las que se pueden determinar experimentalmente. Luego, esta teoría de la hibridación, que no es 00:11:13
más que una teoría matemática en un momento dado, que se obtiene o que puedo desarrollar jugando con las funciones 00:11:19
que se obtienen como solución de la ecuación de Andrés Redinger, tienen en realidad una representación real, 00:11:25
puesto que las geometrías que yo puedo obtener a partir de la teoría, a partir de la teoría matemática, 00:11:30
se van a corresponder, como veremos más adelante, con las de los resultados experimentales. 00:11:36
Vamos a estudiar a continuación las hibridaciones que nosotros nos vamos a poder encontrar dentro de este curso de química del segundo de bachillerato. 00:11:44
Hay, por supuesto, muchas más combinaciones posibles que sirven para explicar la geometría de moléculas mucho más generales y mucho más grandes de las que nosotros vamos a ver aquí. 00:11:56
Pero nosotros nos vamos a limitar únicamente a tres posibles hibridaciones que denominaremos hibridaciones SP, SP2 y SP3. 00:12:06
Vamos a comenzar con esta, que es la primera que he comentado, con la hibridación de tipo SP. 00:12:14
En donde lo que vamos a hacer es considerar la combinación de un orbital de tipo S y un orbital de tipo P. 00:12:20
Aquí tenemos un orbital 2S y un orbital 2P. 00:12:26
Lo que se forman son dos orbitales que se denominan híbridos SP. 00:12:29
Estoy combinando un orbital S y un orbital P. 00:12:34
De tal forma que si yo tuviera, por ejemplo, dos electrones que considerar inicialmente en esta orbital 2s y un electrón en la orbital 2p, en total tres electrones, lo que representaría es orbitales híbridos sp, entre paréntesis, y como superíndice en total hay tres electrones, pondría sp entre paréntesis y un 3 arriba. 00:12:36
Es el equivalente en versión hibridada de lo que originalmente sería 2s2 2p1. 00:12:58
¿Qué es lo que caracteriza a los orbitales híbridos SP? 00:13:05
Pues que están formados por un lóbulo grande y un lóbulo muy pequeñito. 00:13:09
Vamos a considerar únicamente el lóbulo grande, que están orientados en una misma dirección y en sentidos opuestos. 00:13:13
De tal forma que cuando nosotros consideremos los orbitales híbridos SP, vamos a hacernos una idea mental de que es algo como esto. 00:13:20
Tenemos el núcleo en el centro y vamos a considerar que los orbitales híbridos sp están orientados en una misma dirección y en sentidos opuestos. 00:13:27
Si yo quisiera representar un electrón en cada uno de ellos, bueno, pues los pondría de esta manera. 00:13:37
¿Cuándo vamos nosotros a utilizar hibridación sp? Pues únicamente en dos casos muy concretos. 00:13:43
Cuando tengamos átomos centrales, que se correspondería con el que tendría aquí, ¿de acuerdo? 00:13:52
Con cuatro pares de electrones, en el caso en el que uno de los enlaces que se formen sea triple, 00:13:56
como es el caso de la molécula de etino que ya había comentado anteriormente, 00:14:02
o bien si se forman dos pares de enlaces dobles, como en el caso de la molécula de dióxido de carbono, 00:14:06
que también había mencionado anteriormente. 00:14:13
Al final, cuando haya comentado los tres tipos de hibridación SP, SP2 y SP3, 00:14:16
Vamos a ver con un poco más de cuidado qué es lo que quiere decir esto cuando veamos la geometría, la geometría de los orbitales híbridos en el caso de estas dos moléculas y de todos los ejemplos que veamos a continuación. 00:14:21
Después de la hibridación SP, tenemos la hibridación SP2. 00:14:34
La forma de elegir el nombre se corresponde con cuáles son los orbitales de partida que nosotros vamos a hibridar. 00:14:39
Y en este caso sp2 quiere decir que vamos a tomar un orbital s y dos orbitales p. Por ejemplo, aquí tenemos orbitales px y pi, que estarían contenidos dentro de un mismo plano, lo único que orientados, pues si este está en el eje x, pues este en el eje y, ¿de acuerdo? 00:14:45
El resultado de sumar estos tres orbitales y obtener tres orbitales idénticos por medio, o idénticos excepto en la orientación, lo que me conduce es a tres orbitales que denominaríamos híbridos sp2, que se caracterizan también por tener un lóbulo grande y un lóbulo pequeñito. 00:15:02
y estos orbitales están contenidos dentro de un plano 00:15:21
con el orbital grande dirigido hacia afuera 00:15:26
y orientado hacia los vértices de un triángulo equilátero. 00:15:28
Si nosotros en lugar de tener esta representación 00:15:33
hiciéramos esta otra un tanto más esquemática, 00:15:35
lo que nos podemos imaginar es que tenemos el núcleo en el centro 00:15:38
y lo que haceríamos sería representar tres lóbulos, 00:15:41
que serían estos tres lóbulos más grandes, 00:15:44
orientados a 120 grados hacia los vértices de un triángulo equilátero. 00:15:47
Igual que teníamos antes, si aquí tuviéramos, pongamos por caso, 1, 1 y un electrón, 00:15:51
y la configuración de partida con la que estuviéramos nosotros considerando que estamos hibridando fuera 2s1, 00:15:57
y aquí en total tuviéramos 2p2, considerando 1 y 1 electrón en cada uno de estos dos orbitales, 00:16:02
la configuración electrónica que habremos de representar cuando ya tenemos los orbitales híbridos sería 00:16:09
No considerar orbitales S y P, sino orbitales híbridos SP2 entre paréntesis y como superíndice, si tenemos un total de 3 electrones, pues habríamos de poner entre paréntesis SP2 y luego un 3 extra. 00:16:16
Tenemos dos superíndices en esta representación, pero no olvidemos que este lo que me está indicando es cuántos orbitales P híbrido junto con el S para formar los orbitales híbridos. 00:16:32
Y luego, fuera de los paréntesis, el siguiente número lo que me indicaría es el número total de electrones contenidos dentro de estos orbitales híbridos. 00:16:43
¿Cuándo vamos a utilizar nosotros o vamos a necesitar utilizar la hibridación SP2? 00:16:52
Bueno, pues en el caso de átomos centrales con cuatro pares de electrones, cuando tengamos un único enlace doble y dos enlaces simples. 00:16:56
Y uno de los ejemplos típicos que vamos a ver a continuación, como he dicho antes, es el caso de la molécula de eteno. 00:17:06
O bien en el caso de átomos centrales con tres pares de electrones que forman únicamente enlaces simples. 00:17:12
Y el ejemplo típico es el trihidruro de boro que también había comentado anteriormente y cuya geometría vamos a poder discutir con más cuidado más adelante. 00:17:17
El siguiente tipo de hibridación que vamos a estudiar, y la última, es la hibridación SP3. 00:17:25
En este caso lo que tenemos es la combinación de tres orbitales P, los tres orbitales P que puede haber en un nivel, y el orbital S. 00:17:35
Es la combinación de todos los orbitales de los cuatro orbitales en el último nivel. 00:17:42
Lo que hacemos es combinarlos todos, dividir entre cuatro, obtener orbitales idénticos excepto por la orientación, 00:17:48
Y en este caso, desde el punto de vista matemático, lo que vamos a obtener es algo parecido. 00:17:55
Tenemos un lóbulo grande, un lóbulo pequeño, y en este caso el lóbulo grande está orientado hacia afuera 00:17:59
y estos cuatro orbitales están orientados hacia los vértices de un tetraedro regular, un tetraedro con base triangular. 00:18:05
De tal forma que, si lo que pienso es que tengo esto apoyado en un plano horizontal, 00:18:15
estos lóbulos están apoyados formando un triángulo equilátero, si girara esta estructura de cualquier 00:18:19
otra manera, esta pirámide, lo que tendría es exactamente lo mismo, puesto que las cuatro caras 00:18:28
de esta pirámide son triángulos equiláteros. En este caso la representación en un plano no es tan 00:18:33
clara, porque en realidad esta figura no es plana, sino que está contenida dentro del espacio, pero 00:18:40
sí que podemos hacernos una idea pretendiendo dibujar una especie de pirámide y orientando 00:18:46
los cuatro lóbulos, pensando que tengo el núcleo aquí en el centro, hacia los vértices 00:18:50
de una pirámide triangular regular. ¿Cuándo vamos a utilizar en este curso la 00:18:55
hibridación sp3? Pues en el caso de átomos centrales con cuatro pares de electrones, 00:19:01
si sólo forman enlaces simples. Y aquí tenemos cuatro ejemplos distintos porque nos podemos 00:19:06
a encontrar con que los cuatro pares de electrones formen enlace y tenga cuatro pares de electrones 00:19:11
de enlace, que tenga sólo tres pares de electrones de enlace y un par de electrones libre o bien como 00:19:16
en el caso de la molécula de agua lo vamos a ver más adelante con los ejemplos que tenga dos pares 00:19:22
de electrones de enlace y dos pares de electrones simples. Vamos a finalizar esta subsección de 00:19:26
hibridación de orbitales atómicos echando un vistazo con más detenimiento a las moléculas 00:19:36
que he puesto como ejemplo al hablar de las hibridaciones SP, SP2 y SP3. 00:19:40
El primer ejemplo que tenemos aquí es el caso de la molécula de etino, 00:19:46
que como sabemos es un compuesto orgánico con una cadena carbonada formada por dos átomos de carbono, 00:19:51
de ahí el prefijo et, unidos con un enlace simple, de ahí el sufijo ino. 00:19:56
Los compuestos orgánicos, los carbonos en los compuestos orgánicos forman cuatro enlaces, 00:20:02
así que aquí tengo tres, el cuarto, en cada uno de ellos será para unirse con sendos átomos de hidrógeno. 00:20:06
La estructura de Lewis la hemos podido representar de todas formas con lo que hemos visto al inicio de esta subsección. 00:20:14
A la hora de discutir la geometría molecular, lo único que tenemos que hacer es darnos cuenta de que aquí hay un enlace triple, 00:20:22
luego estos átomos de carbono van a tener hibridación sp. 00:20:28
Es la única forma que vamos a poder comprobar de tener una geometría razonable. 00:20:33
La idea es la siguiente. 00:20:39
Cada uno de estos átomos de carbono tienen en su último nivel un orbital S y 3P. 00:20:40
Y lo que va a ocurrir es que uno de los orbitales P y el orbital S se van a hibridar, 00:20:45
formando orbitales híbridos SP que van a estar orientados dentro de una misma dirección y en sentidos opuestos. 00:20:50
Uno de estos orbitales híbridos SP de cada átomo de carbono se van a solapar para formar uno de estos enlaces en el enlace triple. 00:20:58
Y el otro, el que está dirigido en el sentido opuesto, va a ser aquel con el que se va a solapar al orbital S del átomo de hidrógeno. 00:21:08
¿Qué es lo que ocurre con los dos orbitales P que quedarían sin hibridar? 00:21:17
Bueno, pues los dos orbitales P sin hibridar de este átomo de carbono se solapan con los dos orbitales sin hibridar P de este otro átomo de carbono para formar el segundo y tercer enlace dentro de este bloque de tres enlaces, de este enlace triple. 00:21:21
Uno de ellos es un orbital híbrido SP y los otros dos son orbitales P sin hibridar. 00:21:38
Así pues, la geometría total de esta molécula es lineal, puesto que lo que tengo es este enlace, y pongamos el central de estos tres orientados en la misma dirección y sentidos opuestos, 00:21:45
y exactamente lo mismo, orientados en la misma dirección que los anteriores, este orbital, sp, junto con este otro en sentido opuesto. 00:21:58
Así que, teniendo un enlace triple, la molécula que nosotros vamos a obtener con orbitales híbridos sp va a ser lineal. 00:22:07
El siguiente ejemplo que teníamos era el caso del dióxido de carbono. 00:22:18
Aquí, si hacemos la estructura de Lewis de la molécula, lo que observamos es que el átomo central, el átomo de carbono, está unido con los átomos de oxígeno a través de sendos dobles enlaces. 00:22:22
Una vez más, en cuanto veo que el átomo central tiene dos dobles enlaces, debo pensar automáticamente en que el átomo central presenta hibridación sp. 00:22:33
Nuevamente, lo que voy a obtener ahora para un único átomo de carbono, no para dos como en el caso del etino, es dos orbitales híbridos sp que van a estar orientados dentro de una misma dirección y en sentidos opuestos. 00:22:45
Y esos orbitales híbridos SP son los que van a formar el primero de esta pareja de enlaces que se forman con uno y otro átomo de oxígeno. 00:22:58
¿Qué ocurre con los otros dos orbitales P que quedan sin hibridar? 00:23:09
Bueno, pues van a ser el segundo de los enlaces que va a formar con este y con este otro átomo de oxígeno. 00:23:12
De tal forma que lo que vamos a tener es un orbital SP, otro orbital SP, ambos dos híbridos orientados en una misma dirección y en sentidos opuestos, formando enlace con ambos átomos de oxígeno. 00:23:19
Esta molécula, nuevamente, igual que pasaba anteriormente, va a ser una molécula lineal. 00:23:32
Si os dais cuenta, únicamente estoy discutiendo la hibridación del átomo central, átomo u átomos centrales, 00:23:38
porque son los que van a determinar la geometría de la molécula. 00:23:45
En ningún momento voy a discutir qué es lo que ocurre con los orbitales de los otros átomos. 00:23:48
El siguiente caso, ya con hibridación sp2, es el caso del eteno. 00:23:54
Aquí el átomo o los átomos centrales van a ser los átomos de carbono. 00:24:01
Igual que pasaba con el etino, et me indica que la cadena carbonada tiene dos átomos de carbono, 00:24:05
eno me indica que están unidos con un enlace doble, 00:24:11
y, puesto que tiene que tener cuatro enlaces, los otros dos van a ser con sendos átomos de hidrógeno. 00:24:13
Esta estructura la podría haber obtenido anteriormente con el algoritmo que habíamos visto. 00:24:19
¿Qué es lo que ocurre con la geometría molecular? 00:24:24
Pues bien, en este caso, en cuanto veo que el átomo central está unido con un único enlace doble a otro átomo 00:24:27
y el resto de enlaces son simples, automáticamente voy a pensar que el átomo central lo que tiene es hibridación sp2, 00:24:33
De tal forma que dos de los orbitales P del átomo junto con el orbital S se van a hibridar, formando tres orbitales híbridos SP2 que van a estar contenidos dentro de un plano y dirigidos hacia los vértices de un triángulo equilátero. 00:24:39
Eso, con este átomo de carbono y con este otro. 00:24:54
Uno de los orbitales híbridos sp2 va a solaparse con otro de los orbitales híbridos sp2, uno de un átomo, otro del otro átomo de carbono, para formar uno, el primero, de este paquete del doble enlace. 00:24:58
¿Qué ocurre con los otros dos orbitales híbridos sp2? Bueno, pues que se van a unir con, siendo dos átomos de hidrógeno, con este y con este, con este y aquel, dependiendo en cuál átomo me esté fijando. 00:25:12
¿Qué es lo que ocurre con el orbital P que me queda sin hibridar tanto en este como en este otro átomo de carbono? 00:25:23
Bueno, pues que se van a solapar entre sí para formar el segundo del enlace que tengo aquí en este paquete, del doble enlace. 00:25:32
La geometría total de la molécula va a ser plana, puesto que estos tres enlaces son formados por orbitales híbridos sp2 contenidos en un plano. 00:25:40
estos otros tres orbitales son híbridos sp2 contenidos en un plano y el hecho de que el 00:25:52
segundo enlace que tengo aquí esté formado por orbitales de tipo p va a obligar a que ambos 00:25:59
planos coincidan de tal forma que toda la molécula en su conjunto va a ser una molécula 00:26:04
plana. Llegados a este punto quiero haceros notar que cuando tengo dobles o triples enlaces siempre 00:26:09
uno de ellos va a ser formado por un orbital híbrido y el otro, en el caso de los enlaces 00:26:17
dobles o los otros, en el caso del enlace triple, van a ser siempre orbitales de tipo P. Y si os 00:26:25
dais cuenta, la hibridación lo que va a hacer es combinar todos los demás orbitales que excedan 00:26:31
de los necesarios de tipo P para formar estos enlaces de aquí. Quiero decir, para formar este 00:26:39
enlace triple necesito dos orbitales de tipo P para el segundo y tercero. ¿Qué me queda? Un orbital S 00:26:45
y un orbital P. Esos son los que se hibridan para formar los demás orbitales. En este caso, con este 00:26:51
átomo de carbono, necesito dos orbitales P sin hibridar para formar el segundo enlace de este 00:26:57
doble y el segundo enlace de este doble. ¿Qué me queda sin hibridar? Perdón, ¿qué me queda sin 00:27:03
utilizar de momento para hibridar? Pues un orbital de S y un orbital de tipo P, que va a formar los 00:27:08
dos orbitales híbridos sp que he mencionado anteriormente. Cuando bajo este caso, cada uno 00:27:14
de los átomos de carbono está formando un enlace doble y dos simples. Para formar el enlace doble 00:27:20
necesito un orbital de tipo p sin hibridar. ¿Qué es lo que me quedaría para así hibridar? Bueno, 00:27:26
pues dos orbitales de tipo p hasta alcanzar 3 y un orbital de tipo s. Esa es la razón por la cual 00:27:32
aquí tendría hibridación sp2. El siguiente caso que quería comentar con vosotros es el caso del 00:27:37
trihidruro de boro, donde sabía que el boro era una excepción a la regla del octeto con ocho 00:27:44
electrones, alcanza una estabilidad relativa con sólo seis electrones en su capa de valencia. Y con 00:27:50
esta discusión yo lo que hacía era representar la molécula de trihidruro de boro con tres pares 00:27:56
de electrones enlazantes en el boro, ningún par de electrones no enlazante. En este caso lo que 00:28:03
voy a hacer es, considerando que tengo únicamente tres pares de electrones formando enlace, es 00:28:10
automáticamente pensar en que el átomo de boro, los orbitales de boro, van a formar una hibridación 00:28:15
sp2. De tal forma que lo que voy a hacer es considerar que en el caso del boro, cuya configuración 00:28:22
electrónica en el estado fundamental es 1s2 2s2 2p1 voy a tener un electrón del orbital s que va 00:28:28
a promocionar a uno de los orbitales 2p con una configuración que sería entonces en el último 00:28:36
nivel 2s1 2p2. El orbital s y los dos orbitales de tipo p que tengo con electrones ocupados van 00:28:43
a producir una hibridación 1SI2P, hibridación SP2. Y lo que voy a tener son tres orbitales 00:28:53
híbridos SP2 contenidos dentro de un plano y dirigidos hacia los vértices de un triángulo 00:29:00
equilátero. Puesto que los orbitales están contenidos dentro de un plano, estos enlaces 00:29:05
que se van a formar, en este caso con hidrógenos, van a conformar una molécula que va a ser 00:29:11
plana. A partir de aquí vamos a considerar el caso de átomos centrales con cuatro pares 00:29:16
de electrones y que formen solamente enlaces simples. Hace un momento hablé de cuatro 00:29:24
casos posibles, metano, amoníaco y agua. En el caso del metano, el carbono está formando 00:29:30
cuatro enlaces con sendos átomos de hidrógeno. En este caso, en cuanto veo cuatro pares de 00:29:37
electrones enlazantes, voy a pensar automáticamente en hibridación sp3. El orbital s y los orbitales 00:29:44
que contienen los electrones del átomo de carbono se hibridan y voy a obtener cuatro orbitales híbridos 00:29:51
sp3 orientados en el espacio hacia los vértices de un tetraedro regular. Los cuatro 00:29:56
orbitales sp3 están formando enlace, los cuatro están ocupados y lo que voy a tener 00:30:03
es en cada uno de ellos enlazados un átomo de hidrógeno. Así pues la geometría de la molécula 00:30:10
va a coincidir con la geometría de los orbitales y lo que va a tener es una molécula que va a 00:30:16
tener forma de tetraedro regular. ¿Qué es lo que ocurre en el caso de la molécula de 00:30:21
amoníaco? Bueno, pues también tengo cuatro pares de electrones, tres enlazantes y uno 00:30:26
no enlazante. En cuanto veo cuatro pares de electrones y que todos los enlaces que tengo 00:30:31
yo aquí son simples, automáticamente, igual que antes, voy a pensar en una hibridación 00:30:36
sp3. Al igual que antes, voy a tener orbitales híbridos dirigidos hacia los vértices de 00:30:39
un tetraedro regular, pero ahora solo tres van a estar formando enlace y el cuarto no, 00:30:45
Puesto que a la hora de discutir la geometría molecular no debo considerar qué es lo que ocurre con el par de electrones no enlazante, lo que voy a tener es una pirámide. 00:30:50
Antes tenía en la pirámide anterior, en los vértices, los cuatro átomos de hidrógeno y el carbono estaban en el centro. Ahora no. 00:31:00
La pirámide que tengo que considerar ahora tiene en los vértices los átomos de hidrógeno y el átomo de nitrógeno. 00:31:07
Esta es una pirámide regular, así que no hablaré de tetraedro regular, sino que hablaré de una geometría piramidal trigonal. 00:31:13
En el caso de la molécula de agua, una vez más, cuatro pares de electrones, enlaces simples, hibridación sp3, se van a producir orbitales híbridos sp3, 00:31:27
hacia los vértices un tetraedro regular, pero ahora sólo dos van a estar ocupados con enlace en los átomos de hidrógeno y los otros dos van a quedar libres. 00:31:37
Lo que voy a pensar en la figura anterior es que tengo únicamente hidrógenos y el oxígeno formando un ángulo, 00:31:45
así que en este caso diré que la geometría es angular. Acerca de las estructuras de Lewis y de 00:31:54
la geometría molecular teniendo en cuenta los distintos tipos de hibridación ya podéis resolver 00:32:04
el ejercicio propuesto número 7. Para finalizar esta videoclase no podemos dejar de hablar de 00:32:11
las propiedades de los compuestos covalentes con cuidado porque existen dos tipos de compuestos 00:32:20
covalentes bien diferenciados. En primer lugar, sustancias covalentes que forman moléculas, 00:32:24
que van a ser la amplia mayoría de todas las que nosotros vayamos a estudiar. En este 00:32:30
caso, en el caso de las sustancias covalentes moleculares, tenemos que tener en cuenta que 00:32:37
tienen bajos puntos de fusión y ebullición, luego habitualmente nos las vamos a encontrar 00:32:41
en estado líquido o gaseoso en condiciones normales. Tal vez algunas de elevado tamaño 00:32:44
molecular nos las podamos encontrar en estado sólido. Por otro lado, hablando de la solubilidad 00:32:50
de las sustancias covalentes moleculares, las sustancias polares van a ser solubles en disolventes 00:32:56
polares y el más ampliamente extendido es el agua y las sustancias apolares van a ser solubles en 00:33:01
disolventes apolares y el más extendido y que nosotros más hablemos será el benceno. Por otra 00:33:08
Aparte, estas sustancias moleculares son aislantes eléctricos y son blandos si nos los encontramos en estado sólido. 00:33:15
Por otro lado, aparte de sustancias que forman moléculas, existen ciertas sustancias covalentes que forman redes. 00:33:21
Y en concreto, que nosotros vayamos a discutir o que vayamos a utilizar en este curso, nos encontraremos con las variedades alotrópicas del carbono. 00:33:28
Grafito, diamante, nanotubos, etc. 00:33:39
En este caso, estas sustancias que forman redes covalentes tienen elevados puntos de fusión y ebullición, igual que ocurría con las sustancias iónicas, de tal forma que nos las encontraremos en estado sólido en condiciones normales. 00:33:41
Son insolubles, excepto el grafito, que es un buen conductor eléctrico, todas las demás son aislantes eléctricos, son malos conductores de la electricidad y son sustancias muy duras. 00:33:56
En el aula virtual de la asignatura tenéis disponibles otros recursos, ejercicios y cuestionarios 00:34:06
Asimismo, tenéis más información en las fuentes bibliográficas y en la web 00:34:16
No dudéis en traer vuestras dudas e inquietudes a clase o al foro de dudas de la unidad en el aula virtual 00:34:20
Un saludo y hasta pronto 00:34:26
Idioma/s:
es
Autor/es:
Raúl Corraliza Nieto
Subido por:
Raúl C.
Licencia:
Reconocimiento - No comercial - Sin obra derivada
Visualizaciones:
105
Fecha:
26 de julio de 2021 - 12:22
Visibilidad:
Público
Centro:
IES ARQUITECTO PEDRO GUMIEL
Duración:
34′ 57″
Relación de aspecto:
1.78:1
Resolución:
1024x576 píxeles
Tamaño:
62.00 MBytes

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