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B2Q U03.4.4 Enlace covalente (Ejercicio 7) - 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 resolveremos 00:00:26
el ejercicio propuesto número 7. En esta videoclase enmarcada dentro del enlace covalente vamos a 00:00:38
echar un vistazo detallado al ejercicio 7, en el cual se nos dan seis moléculas, el tetrafluoruro 00:00:52
de carbono, el diclorometano, el dibromo o el bromo molecular, el ácido cianídrico, el monóxido de 00:00:59
dicloro y el metanal, y nos piden que representemos sus estructuras de Lewis, que justifiquemos su 00:01:08
estructura molecular y que razonemos si cada una de estas moléculas tiene o no tiene momento dipolar. 00:01:15
Es un ejercicio muy completo porque lo que tenemos que hacer para conseguir llegar hasta el final es poner en práctica todo lo que hemos visto en las primeras unidades 00:01:21
y en concreto todo lo que hemos visto hasta este momento en la sección del enlace covalente. 00:01:33
Para poder representar las estructuras de Lewis necesitamos en primer lugar escribir las configuraciones electrónicas de las especies atómicas involucradas en la molécula 00:01:38
para poder determinar cuántos electrones hay en su capa de valencia y cuántos necesitan en total para cumplir con la regla del octeto. 00:01:46
Tenemos que aplicar el algoritmo que hemos visto anteriormente en la sección 4.2 00:01:54
para determinar los pares de electrones enlazantes y no enlazantes y con esto poder representar la estructura de Lewis. 00:01:58
Que os recuerdo que no es más que una representación esquemática de los enlaces y los pares de electrones no enlazantes, 00:02:06
pero que no guarda relación directa necesariamente con la geometría molecular real. 00:02:12
Para poder determinar esta en el siguiente apartado, lo que tenemos que hacer es identificar el átomo central 00:02:18
y decidir cuál es la hibridación que tienen sus orbitales en función de cuáles son los enlaces que va a formar 00:02:23
y que hemos visto en el apartado anterior. 00:02:29
Una vez que hayamos decidido cuál es la hibridación del átomo central y hayamos, a partir de esta, 00:02:33
deducido cuál es la geometría de los orbitales híbridos, podremos discutir cuál es la geometría 00:02:38
molecular teniendo en cuenta cuáles de todos los enlaces de todos los orbitales hibridados que 00:02:43
teníamos anteriormente, cuáles de todos ellos son los que forman enlace, puesto que os recuerdo que 00:02:48
únicamente los orbitales que forman enlace intervienen en la geometría molecular. Para el 00:02:54
siguiente apartado, para razonar si cada una de estas moléculas no tiene momento dipolar, pues lo 00:03:02
que necesitamos es en primer lugar discutir si los propios enlaces son o no son polares, puesto 00:03:07
que si los enlaces en la molécula son todos apolares, la molécula es apolar, sin más. Y una 00:03:11
vez hayamos visto cuáles de los enlaces son polares, con la geometría molecular que hemos 00:03:16
deducido anteriormente podremos comprobar si la distribución de los enlaces es o no es simétrica 00:03:22
y, consecuentemente, si el momento dipolar total se anula o no se anula. La primera molécula que 00:03:28
nos piden que consideremos es el tetrafluoruro de carbono. No es difícil darse cuenta en 00:03:37
este caso que el átomo central va a ser el átomo de carbono, forma cuatro enlaces y 00:03:43
que los cuatro átomos de flúor son los que van a formar un enlace cada uno con el átomo 00:03:49
de carbono y se van a encontrar a su alrededor. Para poder deducir esto lo primero que necesitamos 00:03:55
es escribir las configuraciones electrónicas del carbono y del flúor. El carbono con Z 00:04:00
Z igual a 6 tiene 6 electrones. 00:04:05
Su configuración electrónica es 1s2, 2s2, 2p2. 00:04:07
Como podemos ver, tiene 4 electrones en su última capa, en la capa de valencia. 00:04:10
Necesita 8 para cumplir con la regla del octeto y tener la configuración electrónica de un gas noble. 00:04:15
En cuanto al flúor, que tiene 9 electrones, Z igual a 9. 00:04:20
Su configuración electrónica es 1s2, 2s2, 2p5. 00:04:24
Este tiene 7 electrones en su última capa, en la capa de valencia. 00:04:29
también necesita ocho electrones para cumplir con la regla del octeto y alcanzar la configuración 00:04:33
electrónica de un gas noble. Bueno, una vez que hemos decidido cuántos electrones tiene cada uno 00:04:37
de estos átomos en su capa de valencia y nos hemos dado cuenta de cuántos necesita para cumplir con 00:04:43
la regla del octeto, vamos a aplicar el algoritmo que habíamos estudiado en la sección 4.2 para 00:04:47
poder determinar cuántos pares de electrones enlazantes y no enlazantes tiene la molécula. 00:04:53
En primer lugar, determinamos el número total de electrones disponibles, que llamábamos V. 00:04:59
Es el número total de electrones entre las capas de valencia de todos los átomos involucrados. 00:05:04
Y bueno, la molécula tiene un átomo de carbono con cuatro electrones en su última capa. 00:05:09
Tiene cuatro átomos de flúor y cada uno de ellos tiene siete electrones en su última capa. 00:05:14
En total tenemos 32 electrones con los que podemos jugar. 00:05:19
¿Cuántos electrones necesitamos en total para que todos los átomos, los cinco, adquirieran la estructura de un gas noble y cumplieran con la regla del octeto? 00:05:23
Bueno, pues tenemos cinco átomos y necesitan todos ellos ocho electrones en su última capa 00:05:33
Así que en total necesitaríamos 40 electrones 00:05:38
Puesto que 40 es menor que 32, necesitamos que haya algunos electrones que sean compartidos 00:05:41
¿Cuántos? 00:05:48
Bueno, pues el número de electrones compartidos es la diferencia entre el número de electrones necesarios, 40, y el número de electrones disponibles en la capa de valencia, en las capas de valencia de todos los átomos, 32. 00:05:49
Y esto da una diferencia de 8 electrones. Hay 8 electrones que tienen que ser compartidos. 00:06:00
8 electrones entre 2 son 4 pares de electrones, así que ya sabemos que esta molécula tiene 4 enlaces. 00:06:06
Ya habíamos adelantado que íbamos a necesitar un enlace por cada uno de los átomos de flúor que iban a estar unidos al carbono, así que que salgan cuatro enlaces, cuatro pares de electrones enlazantes es razonable. 00:06:13
En cuanto al número de electrones libres, son los electrones de los disponibles que no están compartidos. 00:06:25
Se calculan haciendo la diferencia entre el número de electrones en las capas de valencia, 00:06:32
el número de electrones disponibles, menos el número de electrones compartidos. 00:06:37
Queda un total de 24. 00:06:41
Igual que pasaba con los electrones compartidos, nos interesa más 24 entre 2, la mitad, 00:06:43
porque estamos interesados en el número de pares de electrones no enlazantes, 00:06:50
número de pares de electrones libres que es 12. Así pues hemos decidido que vamos a representar 00:06:54
esta molécula con el carbono como átomo central, aquí lo tenemos, los cuatro átomos de flúor 00:07:00
alrededor del átomo de cloro, aquí tenemos los cuatro átomos de flúor. Hemos decidido que dado 00:07:05
que tenemos cuatro pares de electrones enlazantes vamos a unir cada átomo de flúor con el átomo 00:07:13
de cloro con un enlace. Aquí tenemos 1, 2, 3, 4 pares de electrones enlazantes. Y fijaos que con 00:07:18
esto el átomo de carbono ya cuenta 8 electrones. 2, 4, 6, 8 electrones. El átomo de carbono estaría 00:07:24
completo con estos 8 electrones en su última capa. ¿Quiénes no están completos? Pues los 4 átomos 00:07:31
de flúor, que contarían únicamente el par de electrones con el que están formando enlace. Así 00:07:36
pues los átomos de flúor necesitan completar su configuración electrónica en la última capa con 00:07:41
los electrones libres. Tenemos 12 pares de electrones libres que distribuir entre los 00:07:46
cuatro átomos de flúor, bueno, 12 entre 4 son 3, 3 pares, y con esto es suficiente si 00:07:51
representamos 1, 2, 3, 1, 2, 3, 1, 2, 3 y aquí también 1, 2, 3 pares de electrones 00:07:57
libres en los átomos de flúor. Ahora ya sí, los átomos de flúor contabilizan 8 00:08:03
electrones en su última capa, los dos electrones de enlace, 2, 4, 6 de los tres pares de electrones 00:08:08
no enlazantes. Así pues, esta es una de las posibles formas de representar la estructura 00:08:14
de Lewis del tetrafluoruro de carbono. Digo una de las posibles porque esta representación 00:08:20
es esquemática y cada uno puede elegir una orientación que le guste más. Podríamos 00:08:26
haber puesto dos átomos de flúor a izquierda y dos a derecha o incluso haber utilizado 00:08:30
una distribución como esta pero en aspa, en forma de cruz. Es irrelevante, lo único 00:08:35
importante es ver cuatro átomos de flúor alrededor del de carbono, cada uno de ellos unidos con cada 00:08:40
uno de los átomos de flúor unidos al átomo del carbono con un único enlace y los átomos de flúor 00:08:47
con tres pares de electrones no enlazante para cumplir con la regla del octeto. Una vez tenemos 00:08:53
la estructura de Lewis, lo que tenemos que hacer para decidir cuál es la geometría molecular es 00:09:01
fijarnos en el átomo central, en este caso el átomo de carbono, y darnos cuenta de que forma 00:09:07
cuatro enlaces simples con los átomos de flúor, haciendo hincapié en que forma enlaces simples, 00:09:13
cuatro enlaces simples. Esta es la pista que nos da a entender que el átomo de carbono tiene 00:09:19
hibridación sp3, de tal forma que el orbital s y los tres orbitales p del átomo de carbono se van 00:09:24
a hibridar, se van a juntar y van a formar cuatro orbitales híbridos sp3 que sabemos que van a estar 00:09:32
dirigidos hacia los vértices de un tetraedro regular. Puesto que los cuatro orbitales híbridos 00:09:38
sp3 se encuentran formando enlace, la geometría de la molécula va a coincidir con la geometría de 00:09:46
los orbitales híbridos y eso quiere decir que esta molécula, la del tetrafluoruro de carbono, va a 00:09:52
tener la forma de una pirámide tetraédrica regular. Imaginaos una pirámide cuyas cuatro 00:09:58
caras son triángulos equiláteros y lo que tendríamos es el carbono en el centro de la 00:10:06
pirámide y cada uno de los cuatro átomos de flúor en los vértices de la pirámide. 00:10:11
En cuanto a la polaridad de la molécula, lo primero que tenemos que hacer es echar un vistazo 00:10:16
a cada uno de los enlaces. Son enlaces entre carbono y flúor. Puesto que estas dos especies 00:10:22
atómicas son distintas, carbono y flúor, el enlace será polar. No necesitamos 00:10:27
discutir hacia dónde está desplazada la nube electrónica. En este caso es fácil 00:10:33
darse cuenta de que, puesto que el flúor es el elemento más electronegativo de 00:10:37
todos, pues el par de electrones de enlace de cada uno de los enlaces va a 00:10:41
estar desplazado hacia los átomos de flúor. Pero eso no es relevante para el 00:10:46
caso. Lo que tenemos son cuatro enlaces idénticos, cuatro enlaces polares con la 00:10:50
misma polaridad y que están dirigidos hacia los vértices de un tetraedro regular. Así que lo que 00:10:55
están conformando es una geometría regular. Si los enlaces son polares pero la geometría de la 00:11:02
molécula es regular, como es el caso, el momento dipolar total, que será la suma vectorial de los 00:11:09
momentos dipolares de todos los enlaces, se anula. De tal forma que, aunque los enlaces sean polares, 00:11:14
esta molécula va a ser apolar. El siguiente ejemplo que se nos propone es el diclorometano, 00:11:21
que tiene una estructura muy similar, ya veremos, al tetrafluoro de carbono, aunque tiene diferencias 00:11:31
muy importantes y que la hacen interesante. La primera parte es exactamente igual. Comentamos 00:11:36
escribiendo las configuraciones electrónicas. Para el carbono, igual que antes, 1s2, 2s2, 2p2, 00:11:43
con 4 electrones en su capa de valencia, 8 para cumplir con la regla de octeto. El hidrógeno con 00:11:48
Z igual a 1 tiene configuración electrónica 1s1, tiene un único electrón en su capa de valencia 00:11:54
y necesita 2 para alcanzar la configuración electrónica del helio, que sería el siguiente gas noble. 00:11:59
En cuanto al cloro, su configuración electrónica es 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p5. 00:12:06
La parte importante es que tiene 7 electrones en su capa de valencia 00:12:12
y que necesita 8 para alcanzar la configuración electrónica del gas noble siguiente. 00:12:15
A la hora de aplicar el algoritmo para determinar el número de pares de electrones de enlace y libres, 00:12:21
en primer lugar, el número total de electrones disponibles en las capas de valencia son 4 electrones, en el caso de carbono, 00:12:27
más 2 hidrógenos, cada uno de ellos con 1 electrón, más 2 cloros, cada uno de ellos con 7 electrones, total 20. 00:12:34
En cuanto al número total de electrones necesarios para que todos los átomos cumplan con la regla del octeto y tengan la configuración electrónica de un gas noble, 00:12:42
Pues hay tres átomos que necesitan ocho electrones, el carbono y los dos cloros, más dos átomos que necesitan dos electrones, que serían los dos hidrógenos, total 28. 00:12:49
Puesto que 28 es mayor que 20, se va a necesitar compartir una cierta cantidad de electrones. 00:12:59
La diferencia entre el número de electrones necesarios y el número de electrones disponibles, que en este caso es 8. 00:13:05
Como siempre, es más relevante 8 entre 2 igual a 4, cuatro pares de electrones de enlace. 00:13:13
Y en este momento ya nos estamos dando cuenta que los cuatro enlaces van a ser los enlaces de los dos hidrógenos y los dos cloros con el carbono, que va a ser el átomo central. 00:13:18
En cuanto al número de electrones libres, es la diferencia entre el número total de electrones disponibles y el número total de electrones compartidos, 20 menos 8 igual a 12. 00:13:30
Como siempre, es más relevante su mitad, 12 entre 2 igual a 6. 00:13:38
En la molécula tendremos que representar, cuando hagamos la estructura de Lewis, 6 pares de electrones no enlazantes. 00:13:42
¿Cómo es la estructura de Lewis? 00:13:48
Bueno, pues la idea es exactamente la misma que habíamos utilizado en el tetrafluoro de carbono. 00:13:50
Dibujamos el carbono como átomo central, los dos átomos de cloro y los dos átomos de hidrógeno a su alrededor 00:13:56
y hemos puesto derecha, izquierda, arriba, abajo por una mera cuestión estética. 00:14:02
Podríamos haber puesto hidrógeno, hidrógeno, cloro, cloro. Es irrelevante. 00:14:06
Unimos los cuatro átomos con el átomo central con los cuatro enlaces que habíamos predicho que tendría que haber. 00:14:10
a partir de aquí el carbono cuenta 2, 4, 6, 8 electrones en su última capa 00:14:16
cumple con la regla del octeto 00:14:22
los dos hidrógenos cuentan 2 electrones del par de electrones de enlace en su última capa 00:14:23
cumple con la regla del octeto 00:14:28
y estos 6 pares de electrones no enlazantes 00:14:30
pues tienen que ser para los dos cloros 00:14:32
6 entre 2 son 3 00:14:34
así que cada cloro tendrá 1, 2, 3 pares de electrones no enlazantes 00:14:35
que junto con el par de electrones enlazantes 00:14:40
suman 8 electrones, de tal forma que aquí cada uno de los cloros 00:14:43
ya cumple con la regla del octetor. 00:14:46
De tal forma que, así por revisar, 00:14:49
la estructura del diclorometano es con el carbono como átomo central, 00:14:53
los dos átomos de cloro y los dos átomos de hidrógeno 00:14:59
unidos a él mediante enlaces sencillos, 00:15:02
y los pares de electrones no enlazantes 00:15:04
completando la configuración electrónica de los dos cloros en su última capa. 00:15:06
Igual que antes, una vez que tenemos la estructura de Lewis, que no es más que una representación esquemática de la molécula, 00:15:13
lo que tenemos que hacer es decidir cuál es la hibridación del átomo central, en este caso del carbono, 00:15:20
echando un vistazo a cuáles son los enlaces que forman. 00:15:27
Igual que pasaba con el caso anterior, el carbono forma cuatro enlaces simples con los dos cloros y los dos hidrógenos, 00:15:30
estando la clave en que forma cuatro enlaces simples. 00:15:38
Igual que antes, cuatro enlaces simples, la hibridación del átomo central del átomo de carbono es sp3, de tal forma que el orbital S y los tres orbitales P en su última capa se hibridan para producir cuatro orbitales híbridos sp3 dirigidos hacia los vértices de un tetraedro regular. 00:15:41
Igual que antes, nos imaginamos una pirámide con cuatro caras triangulares, que son triángulos equiláteros, con el carbono en el centro, y los cuatro orbitales están formando enlace, dos con los átomos de cloro y dos con los átomos de hidrógeno, que en la pirámide que os comentaba antes estarían situados los átomos de cloro y de hidrógeno en los vértices. 00:15:59
Puesto que los cuatro orbitales híbridos están ocupados formando enlace, la geometría propia de la hibridación sp3 es la geometría de la molécula, así que esta molécula es piramidal y forma un tetraedro regular. 00:16:21
Igual que pasaba en el caso del tetrafluorodecarbono, para decidir si esta molécula es o no es polar, tenemos que echar un vistazo a los enlaces. 00:16:37
Tenemos dos tipos de enlace aquí. Antes teníamos un único tipo entre el carbono y el flúor. Aquí tenemos enlaces entre carbono y cloro y entre carbono e hidrógeno. 00:16:47
Los dos enlaces, carbono-cloro y carbono-hidrógeno, son polares, puesto que unen especies atómicas distintas. 00:16:56
Aquí, no obstante, la polaridad de los enlaces entre el carbono y el cloro y entre el carbono y el hidrógeno es diferente. 00:17:04
nosotros sabemos que el hidrógeno y el carbono son átomos con electronegatividades relativamente 00:17:11
similares frente a la diferencia de electronegatividad mayor entre el carbono y el cloro 00:17:17
así que nosotros ya podríamos adelantar que los enlaces entre el carbono y los dos cloros van a 00:17:23
ser más polares que los enlaces entre el carbono y los dos hidrógenos aunque en este momento eso 00:17:29
no es relevante para nosotros, nos basta con saber que de los cuatro enlaces entre el carbono y los 00:17:36
cuatro átomos que están unidos a él, dos tienen una cierta polaridad y los otros dos tienen otra 00:17:41
cierta polaridad diferente. La geometría de la molécula es regular, lo hemos dicho antes, se trata 00:17:49
de una pirámide, una pirámide de un tetrahedro regular, pero la distribución de los enlaces no lo 00:17:55
es. Tan sólo en el caso en el que la molécula fuera algo así como lo que tenemos aquí en la 00:18:02
estructura de Lewis, donde los enlaces del carbono con los dos cloros están opuestos, o sea, están en 00:18:07
la misma dirección y en sentidos opuestos, y a su vez también los enlaces entre el carbono y los 00:18:13
dos hidrógenos están opuestos en la misma dirección y en sentidos opuestos, únicamente en este caso, 00:18:19
las polaridades de este y este enlace, el carbono y los dos cloros, y a su vez este y este enlace, 00:18:25
el carbono y los dos hidrógenos se anularían. Y en este caso, únicamente en este caso, la molécula 00:18:30
sería apolar. Pero eso no es lo que ocurre. El ángulo que forman los enlaces entre el carbono 00:18:36
y los dos cloros no es de 180 grados, puesto que cada uno de estos cuatro enlaces está dirigido 00:18:44
hacia los vértices de un tetraedro regular. Consecuentemente, aunque la geometría de los 00:18:49
enlaces sea regular, aunque la figura sea la de un tetraedro regular, la geometría 00:18:55
molecular, la distribución de los enlaces no es regular y, consecuentemente, esta molécula 00:19:02
sí es polar. Frente a la anterior, donde los cuatro enlaces eran idénticos, estaban 00:19:08
dirigidos hacia los vértices de un tetraedro regular y ahí sí, la geometría regular 00:19:15
de la molécula, la distribución regular de los cuatro enlaces, hacía que el momento 00:19:19
dipolar total fuera cero. Así que fijaos en la importancia de la diferencia de que todos los 00:19:23
enlaces sean iguales a hay dos de un tipo y dos de otro que no están distribuidos de forma regular. 00:19:29
En este caso, los enlaces son polares, pero la distribución regular de todos los enlaces hace 00:19:36
que la molécula sea apolar, mientras que en este caso todos los enlaces son apolares. Hay 00:19:42
polaridades distintas 2 a 2 y el que estos enlaces 2 y 2, los que une el carbono con el cloro y el 00:19:48
carbono con el hidrógeno, no sean regulares, el que la distribución, la geometría, no sea regular, 00:19:55
no esté en una misma dirección y en sentidos opuestos, hace que esta molécula sí sea polar. 00:20:02
El tercer caso que se nos propone es el caso de la molécula de bromo o dibromo, dependiendo de 00:20:12
cuál sea el tipo de nomenclatura que utilicemos. Este es uno de los casos más sencillos y más 00:20:19
directos. La configuración electrónica tiene siete electrones en su capa de valencia, en cada uno de 00:20:24
los átomos de bromo, y necesita ocho electrones para alcanzar la configuración electrónica del 00:20:30
gas noble siguiente. Así que el número total de electrones disponibles es 2 por 7, 14. Para cumplir 00:20:35
con la regla del octeto, los dos átomos de bromo en la molécula necesitarían 2 por 8 igual a 16 00:20:42
electrones. Hay que compartir, bueno, pues el número necesario menos disponible, 16 menos 14, 00:20:46
dos electrones, que entre dos da igual a un par de electrones de enlace. Así pues esta molécula lo 00:20:53
que tiene es los dos átomos de bromo unidos con un único enlace simple. ¿Cuántos electrones quedan 00:20:58
libres sin formar enlace? Pues la diferencia entre el número de electrones disponibles, 14, menos el 00:21:04
número de electrones que se encuentran formando enlace. 14 menos 2 igual a 12, su mitad, 6, es el 00:21:09
número de pares de electrones no enlazantes. Puesto que hay dos átomos de bromo, 6 entre 2 00:21:15
igual a 3, cada uno de los átomos de bromo, además de estar unido con un par de electrones 00:21:20
de enlace con el otro, tendrá a su alrededor tres pares de electrones de enlace. Os gustó lo que 00:21:24
tenemos aquí. Así que cada bromo tiene 1, 2, 3 pares de electrones, 1, 2, 3 no enlazantes y el 00:21:29
par de electrones de enlace. En cuanto a la geometría de la molécula y la polaridad de la 00:21:37
molécula? Pues en este caso es bien sencilla y no tenemos que recurrir a la hibridación. Puesto que 00:21:44
la molécula está formada por dos átomos unidos por un único enlace, no queda más remedio que el 00:21:49
que la molécula sea lineal, sin necesidad de entrar a ningún otro tipo de disquisición. Por último, 00:21:54
en cuanto a la polaridad de la molécula, puesto que el único enlace une átomos de la misma especie 00:22:00
química, el enlace es apolar y, consecuentemente, la molécula entera es apolar. El cuarto caso que 00:22:05
se nos propone es este, que responde a los nombres tradicionales de ácido cianídrico 00:22:14
o cianuro de hidrógeno. El mecanismo que hay que seguir es exactamente el mismo. Escribimos 00:22:19
las configuraciones electrónicas de hidrógeno, carbono o nitrógeno, computamos el número 00:22:26
de electrones que en su capa de valencia, nos paramos a pensar en cuántos electrones 00:22:31
necesita para cumplir con la regla del octeto y alcanzar la configuración electrónica 00:22:35
de un gas noble y aplicamos el algoritmo de antes para calcular el número de electrones 00:22:39
disponibles, en este caso 10, el número de electrones necesarios para que todos los átomos 00:22:45
alcancen la configuración electrónica de un gas noble, en este caso 18, 18 es mayor 00:22:50
que 10, así que calculamos el número de electrones compartidos, 18 menos 10 igual 00:22:54
a 8, lo cual quiere decir que entre 2 se van a formar 4 enlaces. Ahora ya no es tan sencillo, 00:22:59
antes teníamos un átomo central, cuatro átomos a su alrededor, se formaban cuatro enlaces, bueno, 00:23:05
pues ya está. Un enlace para cada uno de ellos y se van a formar enlaces simples. Ahora lo que vamos 00:23:11
a hacer es ubicar el carbono como átomo central y lo que vamos a hacer es poner a su alrededor el 00:23:17
átomo de hidrógeno y el átomo de nitrógeno. Tenemos cuatro enlaces que distribuir. ¿Cómo 00:23:22
vamos a hacerlo? Le damos dos al hidrógeno, dos al nitrógeno, uno, tres, tres, uno. Bueno, pues en 00:23:28
este caso va a ser sencillo. Como ya habíamos mencionado en uno de los 00:23:34
ejemplos a lo largo de la videoclase del enlace covalente, el hidrógeno puede 00:23:38
formar un único enlace con cualquier otro átomo, puesto que en cuanto forma un 00:23:43
enlace, los dos electrones de ese par de electrones de enlace ya hace que el 00:23:47
hidrógeno cumpla con la regla del octeto y alcance la configuración electrónica 00:23:53
del helio. Así que si tenemos cuatro enlaces y tenemos un átomo de hidrógeno 00:23:56
unido al carbono va a utilizar uno único de los enlaces, pues no queda más remedio que entre el 00:24:01
carbono y el nitrógeno se formen tres enlaces, un enlace triple. Bueno, ya nos hemos imaginado cómo 00:24:07
distribuir los cuatro enlaces, los cuatro pares de electrones de enlace dentro de la molécula. Nos 00:24:13
falta computar el número de pares de electrones no enlazantes, para lo cual, bueno, pues si tenemos 00:24:19
un total de 10 electrones en la capa de valencia y tenemos 8 formando enlace, nos quedan dos 00:24:24
electrones libres, 2 entre 2 igual a 1, tenemos que representar un único par de electrones no 00:24:30
enlazante. ¿A quién se lo vamos a asignar? Desde luego no, al hidrógeno, puesto que el hidrógeno con 00:24:36
el par de electrones de enlace ya cumple con la regla del octeto. Tampoco al carbono, puesto que 00:24:42
el carbono en total está formando cuatro enlaces, un enlace simple con el hidrógeno y un enlace 00:24:47
triple con el nitrógeno. Cuatro enlaces, 4 por 2 son 8 electrones de enlace, ya cumple con la regla 00:24:52
del octeto. El que es deficitario de electrones hasta este momento es el nitrógeno, que únicamente 00:24:57
computaría los tres pares de electrones de enlace que forma con el carbono, seis electrones, y necesita 00:25:03
los dos electrones del par de electrones libres para juntar hasta ocho electrones y cumplir con 00:25:09
la red del octeto. Así que la estructura de Lewis del cianuro de hidrógeno sería algo parecido a 00:25:15
esto. Insisto en que es una representación esquemática. He puesto el hidrógeno a la izquierda 00:25:22
y el nitrógeno a la derecha, como podréis ver, lo he puesto uno arriba, otro abajo o bien formando 00:25:26
una. En lo que respecta a la geometría de la molécula, en este caso tengo que volver a fijarme 00:25:30
en el átomo central, que es el átomo de carbono, y darme cuenta de que sí, que tiene cuatro pares 00:25:36
de electrones, pero aquí la clave está en que el átomo de carbono está formando un enlace triple 00:25:42
con otro átomo, en este caso con el átomo de nitrógeno. Y en cuanto veo un enlace triple, esa es 00:25:47
la señal de que el átomo de carbono va a presentar hibridación sp. De tal forma que el orbital s y 00:25:53
uno de los orbitales p en el último nivel se van a hibridar para formar dos orbitales híbridos sp 00:26:01
que sé que se encuentran dentro de la misma dirección y orientados en sentidos opuestos y 00:26:06
me van a quedar dos orbitales p del último nivel sin hibridar. De tal forma que aquí la clave es 00:26:12
la siguiente. De los dos orbitales SP, uno de ellos va a estar formando enlace con el átomo 00:26:20
de hidrógeno y el otro va a estar formando uno de estos tres enlaces con el átomo de nitrógeno. Y 00:26:26
los otros dos orbitales P, que me han quedado sin hibridar, van a completar el triple enlace con el 00:26:33
átomo de nitrógeno. Os recuerdo que ya hemos visto en los ejemplos de la bioclase de enlace 00:26:38
covalente que cuando tenemos un enlace múltiple, doble o como en este caso triple, uno de los 00:26:44
enlaces es hibridado y los otros dos enlaces se hacen a través de orbitales P sin hibridar. Así 00:26:49
que tengo necesidad de mantener dos orbitales P sin hibridar porque tengo un enlace triple. Me 00:26:56
queda un orbital P y un orbital S de aire a hibridación SP. Los dos orbitales híbridos SP 00:27:03
se encuentran formando enlace, uno con el hidrógeno, el otro con el nitrógeno. Así que la geometría 00:27:10
propia de la hibridación, la geometría lineal, puesto que tengo los orbitales dirigidos en una 00:27:15
misma dirección y sentidos opuestos, va a ser la geometría de la molécula y esta molécula va a ser 00:27:21
una molécula lineal. En cuanto a la polaridad de la molécula, la disquisición que tengo que hacer 00:27:27
es la misma que había hecho anteriormente. Tengo enlaces entre hidrógeno y carbono y entre carbono 00:27:34
y nitrógeno. Ambos enlaces son polares puesto que une átomos de especies distintas, pero 00:27:39
la polaridad del enlace carbono-hidrógeno va a ser diferente de la polaridad del enlace 00:27:45
carbono-nitrógeno porque el carbono está en cada uno de los dos casos unido a átomos 00:27:50
diferentes. No necesito pensar en que la diferencia de electronegatividad entre carbono-hidrógeno 00:27:54
va a ser mucho menor que entre carbono-nitrógeno y que este enlace carbono-hidrógeno va a 00:28:01
ser mucho menos polar que carbono-nitrógeno. La idea va a ser que para que los momentos 00:28:05
dipolares de los enlaces se anularan, teniendo en cuenta que los dos están dirigidos en 00:28:11
una misma dirección y sentidos opuestos, necesitaría que los dos enlaces tuvieran 00:28:16
la misma polaridad, para que si nos imaginamos vectores, éste y éste se anularan idénticamente. 00:28:20
Puesto que los dos enlaces tienen polaridades distintas y están dirigidos en sentidos opuestos, 00:28:27
la molécula va a ser polar. El quinto caso propuesto es el del monóxido de dicloro. Igual 00:28:32
que antes, escribimos las configuraciones electrónicas de cloro y oxígeno. El cloro 00:28:43
tiene siete electrones en su última capa, el oxígeno tiene seis. Ambos necesitan hasta ocho 00:28:48
electrones para cumplir con la regla del octeto y tener la configuración electrónica del gas 00:28:54
noble siguiente. En total tenemos entre los dos átomos de cloro y de oxígeno 20 electrones, 00:28:59
pero necesitaríamos 24 para que los tres átomos cumplirán con la regla del octeto. 00:29:05
Así pues, 24 mayor que 20, hay que compartir electrones, en un total de 4, 00:29:10
que suponen dos pares de electrones de enlace. 00:29:15
Puesto que el átomo de oxígeno va a ser el átomo central, 00:29:18
ya podemos deducir que cada uno de los dos átomos de cloro va a estar unido con el átomo de oxígeno 00:29:21
mediante un enlace sencillo. 00:29:26
Si seguimos con el cálculo del número de electrones libres, 00:29:28
Lo que tenemos que hacer es comparar el número de electrones disponible con el número de electrones compartidos y tenemos 16 electrones libres, que son 8 pares, 16 entre 2 igual a 8, que tenemos que distribuir entre los 3 átomos, el átomo de oxígeno y los 2 átomos de cloro. 00:29:31
Si representamos el oxígeno como átomo central y los dos átomos de cloro a los dos lados 00:29:49
y ponemos los dos pares de electrones de enlace que hemos predicho 00:29:55
uniendo el cloro con el oxígeno y el segundo cloro con el oxígeno 00:29:58
el cloro, cada uno de estos dos cloros, tendría únicamente un par de electrones 00:30:03
el par de electrones de enlace que contar 00:30:08
hasta 8 electrones para cumplir con la red del octeto le faltarían 6 00:30:09
serían 3 pares de electrones no enlazantes en cada uno de ellos 00:30:13
ya tenemos 6 de los 8 disponibles 00:30:16
Y en cuanto al átomo de oxígeno, con los dos pares de electrones de enlace contaría cuatro electrones, necesita otros cuatro, que son los otros dos pares de electrones libres hasta completar los ocho disponibles y que habíamos predicho. 00:30:19
De tal forma que la molécula de monóxido de dicloro, la estructura de Lewis, sería algo como esto que tenemos aquí. 00:30:33
para tratar de decidir cuál es la geometría de la molécula 00:30:39
tenemos que volver a centrarnos en el átomo central 00:30:45
en este caso es el átomo de oxígeno 00:30:47
y darnos cuenta de que tiene cuatro pares de electrones 00:30:49
dos enlazantes, dos no enlazantes 00:30:53
y la clave está en que todos los enlaces que forman el oxígeno 00:30:55
son enlaces simples 00:30:58
así que igual que pasaba con el tetrafluoro de carbono 00:30:59
igual que pasaba con el clorometano 00:31:02
el oxígeno tiene hibridación sp3 00:31:04
El orbital S y los tres orbitales P se hibridan para formar cuatro orbitales híbridos SP3 dirigidos hacia los vértices de un tetrahedro regular. 00:31:08
Aquí la geometría molecular no corresponde con la geometría de la hibridación, puesto que el átomo central, como vemos aquí, se encuentra formando únicamente dos enlaces y tiene dos pares de electrones libres. 00:31:19
Eso quiere decir que de los cuatro orbitales híbridos sp3, solo dos computan para la geometría, puesto que solo dos se encuentran formando enlace. 00:31:31
Si yo me imagino la pirámide tetraédrica regular con el átomo de oxígeno en el centro y coloco dos átomos de cloro en dos de los vértices del tetraedro regular, puesto que así es como se conformaría la molécula, 00:31:40
y me imagino que tengo los dos pares de electrones no enlazantes del oxígeno 00:31:53
en los otros dos vértices, pero esos no cuentan para la geometría molecular, 00:31:57
lo que veo es que el ángulo que forma el enlace entre el cloro y el oxígeno, 00:32:01
el oxígeno y el otro cloro, no es de 180 grados. 00:32:05
Aunque yo haya representado esto como una molécula lineal, 00:32:08
la molécula es angular. 00:32:11
Así que la geometría de la molécula es angular. 00:32:14
Yo sé que los enlaces oxígeno-cloro son enlaces polares, 00:32:18
puesto que une átomos de especies atómicas distintas, y dado que la geometría no es regular, 00:32:21
tengo dos enlaces pero no están dirigidos en la misma dirección y en sentidos opuestos, 00:32:28
el momento total dipolar de la molécula no se anula y esta molécula es una molécula polar. 00:32:32
El último caso que nos piden que discutamos es el caso de la molécula de metanal. Igual que hemos 00:32:41
hecho en todos los casos anteriores, escribimos las configuraciones electrónicas de los átomos 00:32:47
involucrados, hidrógeno, carbono, oxígeno. Decidimos, contamos cuántos electrones hay 00:32:52
en su capa de valencia y decidimos cuántos necesitan para cumplir con la regla del octeto 00:32:57
y alcanzar la configuración electrónica de un gas noble. Aplicamos el algoritmo y 00:33:01
vamos computando el número total de electrones disponibles en la capa de valencia, un total 00:33:05
de 12. El número total de electrones que se necesita para cumplir con la regla del 00:33:09
octeto y tener la configuración electrónica de un gas noble, necesitaremos 20 más que 00:33:14
12, así que hay que compartir. La diferencia entre 20 y 12 es el número de electrones compartidos, 00:33:18
que son 8, lo cual supone 4 pares de electrones de enlace, 4 enlaces. Igual que nos pasaba en el 00:33:24
caso del ácido cianídrico. Si voy a tomar el carbono como átomo central y voy a unir a éste 00:33:31
los dos átomos de hidrógeno y el átomo de oxígeno, yo sé que cada uno de los átomos de hidrógeno 00:33:37
necesita de un único enlace, con lo cual dos átomos de hidrógeno necesito dos enlaces para 00:33:43
a los átomos de hidrógeno. Hasta cuatro enlaces me quedan dos y esos van a ser los enlaces que 00:33:48
forme el carbono con el oxígeno. Así que ya estoy viendo que entre el carbono y el oxígeno se va a 00:33:54
formar un enlace doble. Con esto puedo dibujar los enlaces de la molécula pero necesito completar la 00:33:59
representación de Lewis con los pares de electrones libres. Estos, los electrones libres, son la 00:34:06
diferencia entre los electrones disponibles y los electrones compartidos. Tengo cuatro electrones 00:34:12
libres que son dos pares. Así que en la molécula voy a tener que dibujar dos pares de electrones 00:34:17
no enlazantes. Si represento el carbono como átomo central, los átomos de hidrógeno a izquierda y 00:34:23
derecha y el oxígeno hacia abajo, por ejemplo, y represento los pares de electrones de enlace, 00:34:29
uno y otro con dos átomos de hidrógeno y los dos enlaces con el átomo de oxígeno, comprobo que los 00:34:35
átomos de hidrógeno con el par de electrones de enlace ya cumple con la regla del octeto y ya 00:34:43
tiene dos electrones en su última capa. El átomo de carbono con los cuatro enlaces también cumple 00:34:47
con la regla del octeto, tiene ocho electrones en su última capa y únicamente el oxígeno contaría 00:34:52
únicamente cuatro. Necesitaría otros cuatro electrones para alcanzar los ocho y cumplir con 00:34:57
la regla del octeto. Son estos dos pares de electrones libres que he puesto al oxígeno a 00:35:02
izquierda y a derecha por razones meramente estéticas. Y esta sería una forma de representar 00:35:07
la estructura de Lewis del metanal. En lo que respecta a la geometría de la molécula, lo que 00:35:12
tengo que hacer es, una vez más, fijarme en el átomo central, el átomo de carbono, y en este 00:35:18
caso darme cuenta de que forma dos enlaces simples y uno doble, haciendo hincapié en que forma un 00:35:23
único enlace doble. Eso me da la idea de que esta molécula, el átomo central en esta molécula, 00:35:28
tiene hibridación sp2, de tal forma que el orbital s y 2 de los orbitales p hibridan, 00:35:37
formando tres orbitales sp2 que se encuentran contenidos dentro de un plano dirigidos hacia 00:35:44
los vértices de un triángulo equilátero y me queda sin hibridar uno de los orbitales p. Igual 00:35:50
que mencioné anteriormente en esta videoclase, igual que mencioné en su momento en la videoclase 00:35:56
de enlace covalente. La idea está en que dentro de este enlace doble, uno de los enlaces va a 00:36:00
pertenecer a los orbitales hibridados y el otro va a tener que ser un orbital P sin hibridar. Así 00:36:07
que necesito dejar un orbital P sin hibridar y todos los demás, los dos orbitales P que me quedan 00:36:13
y el orbital S, formarán hibridación, en este caso sp2. ¿Cuál va a ser la geometría de la molécula? 00:36:19
Bueno, pues veamos. De los tres orbitales híbridos SP2 contenidos dentro de un plano y dirigidos hacia los vértices de un triángulo equilátero, uno de ellos formará enlace con este hidrógeno, otro de ellos formará enlace con este otro hidrógeno y el último orbital híbrido SP2 formará uno de estos enlaces con el oxígeno, siendo el segundo el enlace formado con el orbital P que me quedaba sin hibridar del átomo de carbono. 00:36:26
Puesto que todos los orbitales híbridos sp2 se encuentran formando enlace, 00:36:52
la geometría de los orbitales híbridos corresponde con la geometría de la molécula 00:36:56
y esta molécula es una molécula plana. 00:37:00
Y de hecho, si me fijara, sería una molécula triangular, 00:37:03
no voy a decir triangular regular, pero sí triangular, plana triangular, 00:37:07
donde tendría el carbono dentro del triángulo, 00:37:11
en el centro del triángulo, y tendría hacia los vértices del triángulo 00:37:14
los dos átomos de hidrógeno y el átomo de oxígeno. 00:37:18
A la hora de discutir la polaridad de la molécula, me encuentro con una situación ya repetida. 00:37:22
Tengo dos tipos de enlace, hidrógeno-carbono y carbono-doble enlace con el oxígeno. 00:37:27
Puesto que son enlaces entre especies atómicas distintas, ambos enlaces van a ser polares, 00:37:33
y puesto que el carbono está unido con hidrógeno y con oxígeno con un doble enlace, los enlaces 00:37:40
son distintos, la polaridad de ambos enlaces va a ser diferente. 00:37:45
Una vez más, no necesito hacer hincapié en que el enlace entre el carbono y el hidrógeno es muy poco polar, puesto que las electronegatividades de estos dos átomos es muy parecida, y que el enlace entre el carbono y el oxígeno es más polar. 00:37:48
No lo necesito. Lo único que necesito es saber que tengo dirigidos hacia los vértices de un triángulo equilátero dos momentos dipolares que se corresponden con estos dos enlaces y un tercer momento dipolar que se corresponde con el del tercer enlace que es diferente a los otros dos. 00:38:01
Y en principio, no tengo tres enlaces iguales con una geometría regular que haría que la molécula fuera apolar, puesto que en ese caso, con los tres enlaces iguales dirigidos hacia los vértices de un triángulo equilátero, la geometría regular anula el momento dipolar total, sino que en este caso, aunque la geometría sea regular, el hecho de que los enlaces sean distintos y tengan distinta polaridad hace que la molécula sea polar. 00:38:19
En el aula virtual de la asignatura tenéis disponibles otros recursos, ejercicios y cuestionarios. 00:38:46
Asimismo, tenéis más información en las fuentes bibliográficas y en la web. 00:38:56
No dudéis en traer vuestras dudas e inquietudes a clase o al foro de dudas de la unidad en el aula virtual. 00:39:00
Un saludo y hasta pronto. 00:39:06
Idioma/s:
es
Autor/es:
Raúl Corraliza Nieto
Subido por:
Raúl C.
Licencia:
Reconocimiento - No comercial - Sin obra derivada
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Fecha:
26 de julio de 2021 - 12:25
Visibilidad:
Público
Centro:
IES ARQUITECTO PEDRO GUMIEL
Duración:
39′ 36″
Relación de aspecto:
1.78:1
Resolución:
1024x576 píxeles
Tamaño:
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