Vamos a empezar pues esta asignatura Bases Químicas del Medio Ambiente.
Ya sabéis que esta pertenece al grado de Ciencias Ambientales, es una
asignatura del segundo cuatrimestre, como bien sabéis, y es importante que
sepáis que es condición necesaria para aprobar la asignatura, realizar
las prácticas del laboratorio. Claro, alguien puede decir, yo ya las tengo
hechas de otros años. Bueno, pues ahí está, vemos cuál es el tiempo de
caducidad. Lo preguntaremos, pues si alguno lleva más tiempo, muchos años
habiéndolas hecho previamente. Pues sí que es muy importante también el
hacerlas porque el equipo docente da un punto, da un punto a las personas
que hacen las prácticas. Es un punto que se suma. Entonces, pues es algo
interesante. No es habitual que se den puntos. Por eso, en ese sentido,
pues a ver, aquí está. Vamos a abrir un momentito el pad de Bases
Químicas brevemente. Y esto va a ser un poquito, vamos a intentar lo que
vamos a hacer, intentar hacer durante estas 13 sesiones que tenemos
programadas los martes a las 19.30. Vamos a intentar ir, hay 13 sesiones y
hay 12 temas, pero hay algún tema que necesita mayor dedicación. Como
termodinámica, equilibrio químico y cinética química. Vamos a dedicarle
dos sesiones y después los temas del final, que hay tres temas, 10, 11 y
12, los vamos a ver en dos sesiones solo. Son más cortos, tienen muy pocos
ejercicios. Y bueno, también es cierto que de alguna manera u otra, esto
no se ve bien, pero lo tenéis ya puesto en el curso virtual y este archivo
lo podéis descargar. Entonces no va a ser ningún problema que vosotros lo
veáis. De acuerdo, bien, aquí nos habla de que para aprobar el examen
como mínimo hay que sacar un 4 del examen. Ojo, y que la nota máxima que
aporta el examen son 9 puntos, ¿no? Y esta asignatura tiene la
peculiaridad de que tiene PECS, tiene unas PECS online y que no existe ni
un horario establecido, sino que tiene una PEC para cada uno de los 12
temas, una serie de preguntas. Y el alumno nos va haciéndolo
anteriormente. Es un curso académico y se dan de plazo aproximadamente
hasta el 15 de mayo. En función del resultado de cada PEC, al final puede
llegar a sumar hasta un punto, hasta un punto, ¿eh? Puede llegar a sumar.
No es despreciable, si nosotros vamos estudiando cada tema, pues vale la
pena irlas haciendo. Y es cierto que el equipo docente nos da total
flexibilidad y son PECS que se corrigen online. Es decir que no vais a
saber después el resultado de manera automática prácticamente, ¿eh? Sí
que es interesante. Y es interesante también, ya lo estábamos comentando
antes, que las prácticas, la realización de las prácticas da un punto.
De manera que la nota final, ¿qué será? La nota del examen, un máximo
de 9 puntos. Las prácticas obligatorias, un punto. Y la PECS como máximo,
un punto. Eso sí, la nota final como máximo será un 10, aunque esto sume
11 puntos. Pero nos dan ventajas en el sentido de que si realmente nosotros
tenemos, sacamos un 4, pues podemos sacar después, con las prácticas ya
hemos aprobado, un 5. Y si hemos hecho PECS, pues podemos subir la nota, un
5,5, un 5,7, un 8, un 6. ¿Qué tenemos además? Bueno, pues tenemos
además que, aparte que nos dicen que estas PECS se pueden entregar hasta
el 15 de mayo, el examen, la estructura del examen. No cómo es la
estructura de este examen. Vamos a hablarlo. Un poquito. Aquí lo tenemos.
Voy a abrir también el ordenador, si me permitís. Yo también lo voy a
ver mejor. Y en cuanto a la estructura del examen, y siempre el equipo
docente recomienda que se hagan ejercicios, faltaría más, pues son
preguntas TES, 14 preguntas tipo TES, ¿no? Con distintas opciones, ¿no?
Dos preguntas de desarrollo, además. No hay material permitido en el
examen más que una calculadora no programable. El TES va a sumar hasta 7
puntos, un acierto suma 0,5, un error resta 0,15 y en blanco pues ni suma
ni resta. ¿De acuerdo? La segunda parte son dos preguntas de teoría, de
desarrollo. Son dos puntos, un punto para cada pregunta. Fijaos que el
examen suma hasta 9. Suma hasta 9 el examen. No es hasta 10. Entonces, si
no hacemos las prácticas y no hacemos ninguna PEC, solo, es decir, para
aprobar tendremos que sacar 5 puntos de los 9 del examen. Tendremos que
sacar 5 puntos de los 9 del examen, si no hacemos nada de ello. Lo que vale
por hacer las prácticas es un puntito, ¿eh? Bueno. ¿Qué más? El libro,
bases químicas de medio ambiente. Ya tenéis ediciones posteriores,
actualizadas, con correciones ya de algunas erratas. Y después también,
como no, el equipo docente pues tenemos aquí este libro de ejercicios que
lo recomienda, ¿no? De 500 preguntas tipo TES, cortas, que también
miraremos a hacer aquí algunas y que están a vuestra disposición. ¿No?
Y además, pues sobre todo también... Pues tenéis exámenes de otros
años y para ello también, pues, que sepáis que pongo también a vuestra
disposición las grabaciones del año pasado porque también intento hacer
ejercicios y actividades diferentes. Ya sé que son muchas horas después
de querer ver o visionar, pero bueno, siempre va bien obtener más
actividades y más ejercicios. Este año lo enfocaré un poco diferente,
haré ejercicios distintos y así pues tenéis más variedad. ¿Eh?
Obviamente, pues este año podremos hacer los exámenes del año pasado y
los de anteriores que los tenéis también en grabaciones anteriores. ¿Eh?
Y yo creo que poca cosa más en este sentido, ¿no? Con respecto a esta
cuestión. Y también el equipo docente, la profesora titular, nos pone a
disposición de todos y también del alumnado, pues, unas presentaciones de
cada tema. Hoy los voy a utilizar, voy a utilizarlo porque nos va a ayudar
para dar una visión general del tema, ¿eh? Ese archivo que lo disponéis,
el tema 1, de bases químicas, ahora lo voy a abrir, ¿no? Si acaso haré
algún comentario con respecto a lo que va apareciendo, pues nos vaya a dar
una idea y a partir de aquí, de lo que vayamos viendo, os iré poniendo
algún ejemplo también adicional de explicación, ¿eh? Son 40
diapositivas, pero bueno, ahí ya veis que la autora es la profesora
titular. Yo le estuve comentando y me dijo que le parecía bien que se
utilizase, pues bueno, pues lo tenéis ahí y nos sirve un poco de guía
para ir avanzando, ¿no? Y para reflexionar en aquellos puntos que tengan o
crezcan más dificultad, ¿vale? Ese archivo lo podéis descargar, también
lo tenéis en el curso virtual y vamos para allá. Bien, eso es un poquito
del concepto. Contenido del tema, ¿no? Lo tenéis también en la
bibliografía básica, ¿no? Y cuáles son los objetivos, ¿no? Bueno,
vamos a hablar de la teoría atómica, de la estructura atómica, de la
clasificación de los elementos en el sistema periódico y del enlace
químico. Claro, en un único tema todo esto, pero claro, es que la
asignatura es muy densa. Es como una parte de química general, ¿no? Y
después los últimos temas de química ambiental. Entonces, claro, queda
como muy compacta. Bien, es cierto que el grado de profundidad que se da de
química general no es mucho. Es menor que en otras asignaturas de química
que tienen, por ejemplo, los físicos, que tienen los químicos y los
ingenieros. Pero después tiene una parte de medioambiental que no tienen
los otros. Y por eso hay que dar cabida a todos los contenidos, ¿de
acuerdo? Venga. Entonces, ¿qué tenemos que recordar? Pues la ley de
conservación de la masa, está claro. ¿Qué tenemos que recordar? Bueno,
en una reacción química la masa... Si se crea ni se destruye. Si nosotros
tenemos una cantidad de masa de reactivos, al final, la masa final tiene
que ser la misma. No puede ser ni mayor ni menor. Después, la ley de las
proporciones definidas. ¿Qué nos dice? Que cuando se combinan dos
elementos para formar un compuesto dado, lo hacen siempre en una relación
de números enteros... En una reacción constante de números enteros. Es
decir, aquí tenemos un ejemplo de la reacción del hidrógeno con el
oxígeno. Y efectivamente, la relación es 1 es a 8. Si yo pongo en
contacto un gramo de hidrógeno y 10 gramos de oxígeno, no van a
reaccionar los hidrógenos. 10 gramos de oxígeno. ¿Nos van a sobrar
cuántos? Dos. Porque la relación es 1 es a 8. Por cada gramo de
hidrógeno, se combinan 8 de oxígeno. Si tengo 2 gramos de hidrógeno, se
combinarán 16 de oxígeno. Y con un gramo de hidrógeno y 8 de oxígeno,
por conservación de la masa, se formarán 9 de agua. Porque la masa
inicial que reacciona tiene que coincidir con la masa final de los
productos. Y como hay exceso de oxígeno en este caso, no hay 8 sino que
hay 10 gramos, al final nos van a sobrar 2 gramos. Es decir, al fin... Al
principio tengo 11 gramos y al final tengo 11 gramos. Pero de producto, lo
que yo tengo, en realidad solo tengo 9. Porque se combina 1 con 8. ¿Eh?
¿Vale? Bueno. Seguimos. La ley de las proporciones múltiples, cuando dos
elementos se combinan con uno para formar más de un compuesto, lo hacen
también en una relación de masa de números enteros. Constante, ¿no? De
números enteros. Bien. Y después, muy interesante, la ley de volúmenes
de combinación o de Gaill-Lussac. Los volúmenes de los gases. Reaccionan,
¿no? Siempre están en una relación de números enteros sencillo. Claro.
¿Qué quiere decir esto? Hay una cosa que la gente se equivoca y piensa.
No. Si reacciona un volumen de hidrógeno con un volumen de oxígeno para
dar dos volúmenes de agua. No. Primero hay que recordar que esta ley de
volúmenes de combinación solo es para gases. No vale para líquidos ni
para sólidos. Esa gente intenta esto generalizarlo para líquidos y
sólidos. Pero eso no es como conservación de la masa. Que un gramo más
un gramo... Me tiene que dar dos gramos. Si esa es la reacción. No. Aquí,
un volumen más un volumen no tiene por qué ser dos volúmenes. Ejemplo.
Si escribo la reacción que tengo aquí. Hidrógeno más oxígeno para dar
agua. Aquí pongo un 2 y aquí pongo un 2. Y esto todo son gases. Pongo
aquí gas. Lo que me está diciendo la ley de Gaill-Lussac o la ley de
volúmenes es que dos volúmenes de hidrógeno se combina con un volumen de
oxígeno para darnos dos volúmenes de agua. Siempre en estado gaseoso. O
lo que es lo mismo. Dos litros de hidrógeno se combina con un litro de
oxígeno para darnos dos litros de agua en las mismas condiciones de
prisión y temperatura. No lo olvidemos, ¿eh? Eso qué quiere decir. Que
esta reacción química lleva consigo una disminución de volumen. Tengo
dos litros y un litro, tres litros y al final me quedo solo con dos litros.
Ah, bueno. No pasa nada. La recombinación de los átomos hace que al final
tenga menos volumen. Puede ser. El volumen final no tiene por qué
coincidir con el inicial. La masa sí. Pero los volúmenes no. Ojo con esos
detalles. Seguimos. Bueno, la teoría atómica de Dalton. Esta es la
primera teoría atómica que nos sirve para explicar lo que tenemos aquí
en un principio, pero bueno, dice que los elementos están formados por
átomos, partículas indivisibles. Ya sabemos que esto no es verdad. Que
hay protones, neutrones y electrones. Los átomos de un mismo elemento son
iguales en masa y propiedades. Bueno, nos podemos encontrar con los
isótopos que tienen distinta masa. ¿Eh? Ahora, propiedades unidas. No
pueden ser las mismas. Los átomos de elementos diferentes tienen masa y
propiedades distintas. Sí, eso sí que es verdad. Tienen masa y
propiedades distintas, aunque siempre hay una cierta correlación con
respecto a esas propiedades. Y los átomos de distintos elementos se unen
en relación de número numérica sencilla, formando átomos de ese
compuesto. Bueno, formando átomos de ese compuesto ya sabes que no es
así, sino que son moléculas de ese compuesto. Tienen que ser moléculas.
Pero aquí, hasta aquí, le llamaría átomos Dalton. Bueno, pues, Dalton
justificaría las tres leyes ponderales, ¿no? Pero no explicaría la ley
de Gay-Lussac o ley de combinación. ¿No? Está claro que no hay nada que
justifique que los volúmenes no tengan que ser, puedan ser diferentes los
volúmenes iniciales y finales. ¿Eh? En una reacción química. Hipótesis
de Avogadro. Esto es importante. ¿No? Avogadro dice, ¿no? Y esto es para
romper, digamos, la incongruencia, la incompatibilidad de la teoría
atómica con la ley de Gay-Lussac que dice que volúmenes iguales de
distintos gases en las mismas condiciones de presión y temperatura
contienen el mismo número de moléculas. Esto es muy interesante. Esta
hipótesis de Avogadro y con el ejemplo que tenéis aquí donde
entendríamos que dos volúmenes de hidrógeno se combinarían con un
volumen de oxígeno para dar dos volúmenes de agua. ¿Pero qué quiere
decir esto? Que en dos volúmenes de hidrógeno no y en un volumen de
oxígeno querría decir que en el oxígeno, en ese volumen de oxígeno
tendría la mitad de moléculas de oxígeno que de hidrógeno. ¿Lo ves?
Que hay dos moléculas rojitas y aquí hay cuatro de azules. Ajá. ¿Vale?
Y fijaos cómo se forman dos volúmenes de agua, cuatro moléculas de agua
combinándolos. Fijaos bien. Una roja y dos azules cada vez. Y al final
tendremos los mismos volúmenes de agua que de hidrógeno pero el doble que
de oxígeno. ¿Por qué? Porque necesito la mitad de átomos de oxígeno. Y
ahí está. Tan sencillo como es. Importante. Quiere saber que existe.
Bueno, la materia está formada por compuestos, elementos. Los compuestos,
está claro que están formados por átomos de diferentes elementos. ¿No?
Un elemento, pues, elemento hidrógeno, elemento oxígeno, agua, es un
compuesto. Está claro. ¿Eh? El amoníaco, otro compuesto. Seguimos.
Partículas fundamentales. Bueno, es que después se descubrieron
partículas elementales. Que el átomo no era algo indivisible. Sino que
tenía unas partículas en el núcleo que son protones y neutrones.
Neutrones sin carga y protones con una carga positiva. Y que la masa del
protón y neutrón, como podéis ver en pantalla, es prácticamente la
misma. De hecho aquí os ponen que es la misma. 1,67 por el hidrógeno de
24 gramos. Cuidado que está en gramos. Y después, a grandes distancias
del núcleo, en comparación con el tamaño del núcleo, tenemos los
electrones. Que tienen carga negativa. ¿No? Y cuya masa, y cuya masa, como
veis, es unas mil veces menor que la masa del protón. Esto es muy
importante tenerlo presente porque esto nos está diciendo que la masa de
un átomo es esencialmente la masa del núcleo. Eso nos está diciendo que
si un átomo gana o pierde electrones su masa es constante. Es que hablar
de la masa del átomo de sodio o de león-sodio es lo mismo. La masa del Na
o del Na más va a ser lo mismo porque el Na más ha perdido un electrón y
un electrón tiene masa mil veces menor que un protón. Ahora, es que eso
cuantitativamente no lo vamos a diferenciar. Hasta la milésima, mil veces
menor. Igual que si comparo el cloro y el cloro menos la masa va a ser lo
mismo. Entonces, mentalmente, siempre nos hacemos de la idea que la masa de
los átomos y de sus iones es la misma. Porque el ganar o perder electrones
no varía sustancialmente la masa. La masa podemos decir que se mantiene
esencialmente constante. Que se mantiene esencialmente constante la masa.
¿De acuerdo? Bueno, modelos atómicos. Modelo atómico de Thomson y de
Rutherford. ¿No? Modelo de Thomson. Thomson, el átomo, es una esfera...
Es... es... Thomson nos dice que el átomo es una esfera de carga positiva
con electrones incrustados. Bueno. Rutherford. Rutherford ya dice que el
átomo consta de un núcleo formado por protones y neutrones y alrededor
del núcleo está la corteza, están los electrones. Carga negativa girando
en órbitas circulares o elípticas. Y eso sí, es importante tener en
cuenta que los átomos son neutros. ¿Eso qué quiere decir? Hemos visto
antes ya que la carga del protón es la misma que la del electrón, pero de
signo contrario. ¿Lo vemos? Sí. Menos 1,6 más 1,6. ¿Sí? Eso sí quiere
decir que los átomos, si los átomos son neutros, eso quiere decir que
tiene que tener el mismo número de protones que de electrones. Si no, no
sería neutro. Y tenéis que pensar también en una cosa muy importante.
Estamos en el tema de reacciones químicas de química. Y lo que ocurre en
muchas reacciones químicas es que se ganan y se pierden electrones. Pero
no los protones del núcleo. Si hablásemos de ganar o perder protones del
núcleo, o extender, estaríamos hablando de reacciones nucleares. Eso no
es el objeto principal de la asignatura. Habrá un tema donde se va a
hablar un poquito de reacciones nucleares, colateralmente, pero no. Pensad
que siempre en las reacciones químicas, siempre lo que vais a ver aquí
interviene la corteza electrónica, intervienen los electrones. Van a
ganar, van a perder electrones, se van a compartir electrones. Eso es lo
que van a jugar los electrones. En ningún caso el núcleo. Y todo va a ser
con los electrones. En ningún caso con los protones del núcleo ni los
neutrones. Importante que tengamos eso presente. Bueno, y aquí lo tenemos.
Hay dos números muy importantes que definen cada átomo. El número
atómico, Z, y el número másico, aquí lo tenéis dibujado, XZA. Siempre
Z en la parte inferior. Y A en la parte superior. Y es importante que
sepáis que está aquí encuadrado, y lo voy a volver a dibujar. Voy a
cambiarle color, por ejemplo. Bueno, si lo coge, si lo pilla. Que nos dice
que A es igual a Z más N. A es el número de nucleones. El número de
nucleones es la suma de protones y neutrones. La suma de protones y
neutrones es el número de nucleones. La suma de protones y neutrones es
igual al número de nucleones. ¿De acuerdo? Nucleones. Z más N. De hecho,
normalmente se suele dar de datos la A y la Z. Y nosotros obtenemos por
diferencia el número de neutrones. A menos Z. Y ojo, lo que caracteriza a
un elemento químico, y decimos, por ejemplo, que este elemento químico se
llama potasio, es el número atómico. El número de protones del núcleo.
Es decir, un átomo decimos que es el hidrógeno porque tiene Z1. Decimos
que es helio porque tiene Z2. Independientemente del número de neutrones
que tenga después. Pero lo que identifica y lo que manda que llamemos a un
átomo hidrógeno, helio, litio, sodio, potasio, rubidio o lo que sea, es
el número de protones del núcleo. Después nos podemos encontrar átomos
de un mismo elemento que tenga el distinto número de neutrones. Entonces
estos átomos se llaman isótopos. Los isótopos. Átomos de un mismo
elemento con distinto número básico. Distinto número de neutrones. Aquí
los tenemos, los hemos adelantado. Aquí tenemos los isótopos del
hidrógeno. El protón, el deuterio y el titrio. Tienen aplicaciones tanto
en la medicina como en otros ámbitos. Bueno, y ahora es el momento
también de, bueno, está claro que la masa de esos tres átomos va a ser
distinta. Porque la masa está relacionada con el número básico, con A.
Entonces la masa atómica, la masa de un átomo expresada en unidades de
masa atómica U+, una UMA se define, esto es importante, conceptualmente
como la doceava parte de la masa del átomo de carbono 12. Interesante,
¿no? Bueno, eso es una definición de UMA y se abrevia con una U o UMA. No
sé qué color pone. Ahora, para resaltarlo. Una UMA, la doceava parte de
la masa del átomo del isótopo 12 del carbono. De un átomo del isótopo
de carbono 12. Pone esto porque el carbono tiene más isótopos. No sólo
es el hidrógeno que tiene isótopos. El carbono tiene el isótopo 12, el
13 y el 14. ¿Eh? Claro. ¿Qué es eso de la masa molecular? La masa
molecular de una molécula cualquiera, si por ejemplo la molécula es el
agua, sería la suma de la masa del hidrógeno dos veces más la del
oxígeno. Y así se calcularía la masa molecular. Claro, si resulta,
fijaos, fijaos esta definición, que una UMA es la doceava parte, una UMA
es la doceava parte de la masa del átomo de carbono 12, ¿no? Si una UMA
es la doceava parte de la masa del átomo de carbono 12, ¿eh? ¿Qué
valdrá la masa de todo el átomo de carbono? La masa de todo el átomo de
carbono serán 12 UMAS. Si tú coges un pastel, lo divides en 12 trozos
iguales y tú dices que una UMA es la doceava parte, un gajo del pastel,
¿cuántas UMAS tendrá el pastel entero? Pues 12, porque tiene 12 gajos,
12 trozos, es igual. Pero claro, es que el carbono 12 tiene 12, el número
más, el número, el número básico es 12. Y el hidrógeno, que está
aquí al lado, lo pongo aquí en grandecito, tiene 1. ¿Lo veis? Entonces,
es que entonces ya podéis asimilar que si la masa del átomo de carbono
son 12 UMAS, la masa del átomo de hidrógeno será 1 UMA, porque sólo
tiene una partícula en el núcleo en vez de 12. Y así todos los átomos.
Y el oxígeno 816 serán 16 UMAS. Y así todos los átomos. ¿De acuerdo?
Bueno, aquí nos habla del modelo atómico de Bohr. El modelo atómico de
Bohr es un modelo teórico que está bien. Nos habla también que se basa
en el efecto fotoeléctrico, la emisión de corriente de fotones en los
metales, cuando se hace incidir una radiación electromagnética. Bueno, la
energía absorbida o emitida por un átomo viene dada por la ecuación de
Planck, la teoría cuántica de Planck, que es h, la constante de Planck
por la frecuencia. Bien es cierto que es poco habitual este tipo de
actividades y ejercicios en esta asignatura. Pero bueno, como introducción
aquí están los postulados del modelo de Bohr, que siempre es bueno
conocer esos postulados. Bohr establece un modelo atómico que ya supera,
digamos, al modelo anterior, el modelo de Rutherford. Es muy simplón.
Porque justifica que los átomos puedan absorber o emitir energía.
Entonces, el electrón gira alrededor del núcleo en órbitas circulares,
sin perder energía en forma de radiación. Estas órbitas, su momento
angular es un múltiplo de h partido de 2 pi. Y un lector emite energía
cuando pasa a otra de menor y absorbe cuando pasa a otra de mayor. Y
absorbe cuando pasa a otra de mayor energía. ¿De acuerdo? ¿Qué es esto
de estados energéticos? Uy, vamos a ver. Se me ha caído el micro. A
ver... No queremos que esto no se oiga bien. A ver... Bueno, creo que sí,
¿no? Bueno, el estado fundamental... ¿Qué es eso del estado fundamental?
El estado de mínima energía que puede orbitar un electrón. Si estamos en
el caso del átomo de hidrógeno, sería el nivel 1. Cualquier otro estado
que no sea el fundamental, de mayor contenido energético, se llama estado
excitado. Un estado excitado no está prohibido. Claro que puede estar un
electrón en un estado excitado. Pero bien es cierto que no es el estado
fundamental. Lo que ocurre es que con un electrón promociona del estado
fundamental al estado excitado, en un tiempo de vida corto, ese electrón
vuelve al estado fundamental, emitiendo energía en forma de radiación,
normalmente. Pero sí que es compatible que un átomo pueda tener una
configuración electrónica con algún electrón en un estado excitado. Eso
no es incompatible. ¿Eh? No es problema. Y entonces Bohr introduce un
número cuántico, que es el número cuántico principal, que son los
distintos niveles energéticos, nivel 1, 2 y 3. Y el nivel de mínima
energía es el nivel 1. Cualquier otro nivel es un nivel superior de mayor
contenido energético y que precisa de un contenido energético para
promocionar estos electrones de un nivel inferior a otro superior. ¿De
acuerdo? Bueno. Y ahora aquí introducimos el modelo mecánico cuántico.
El modelo mecánico cuántico se basa en una hipótesis de De Broglie, en
el principio de incertidumbre de Heisenberg, en que ya no es posible hablar
de que el electrón se encuentra en una posición determinada, sino tan
solo de la probabilidad de encontrar el electrón en una zona determinada
alrededor del núcleo. En una zona determinada a la ecuación del núcleo y
a partir de lo que se llama la ecuación de Schrödinger. La ecuación de
Schrödinger, ¿no?, de la ecuación de la mecánica cuántica,
evidentemente esa ecuación no la vais a ver, evidentemente, pero sí lo
que debéis saber de esta ecuación de Schrödinger, que es muy importante
que lo sepáis, es que aparecen y surgen tres números cuánticos, tres
parámetros. N, L y M. Y tendríamos que conocer cómo varían estos
parámetros, estos parámetros cómo varían y qué valores pueden tener.
¿Eh? Y aquí, ya con esta teoría desaparece, desaparece el concepto de
órbita como tal con el modelo de Bohr, el concepto de orbital. Y se
llamaría orbital, pues la región del espacio próximo al núcleo donde la
probabilidad de encontrar el electrón es máxima. Eso es lo que es la
orbital. ¿Eh? ¿De acuerdo? Bueno, pues aquí tenemos un poco el
desarrollo de estos tres primeros números cuánticos que identifican o
tienen la etiqueta de lo que es un orbital. Sería N L y M. Número
cuántico principal, número cuántico secundario, ¿no? o azimutal, y el
número cuántico magnético. ¿No? ¿Cuál es el significado de cada uno
de ellos y qué representa? Esto es interesante. Que esto sí que hay que
saberlo porque nos van a pedir actividades relacionadas con esto. N es el
número cuántico principal y nos determina la energía, la energía del
orbital y el tamaño. ¿Qué quiere decir esto? Que a medida que aumenta N
aumenta la energía y el tamaño del orbital. Y N es un número entero y se
extiende desde 1 hasta infinito. Se extiende desde 1 hasta infinito. ¿De
acuerdo? Bien, y después tenemos el número cuántico secundario o
azimutal L que indica el subnivel de energía. Es un subnivel de energía y
el segundo número cuántico también nos determina en cierta medida la
energía, pues es un subnivel de energía, pero ojo, la forma geométrica
del orbital. De manera que si tenemos L igual a 0 tenemos... ¡Ay! Aquí
estoy pintando mal. Voy a hacerlo aquí a la izquierda. L igual a 0,
tenemos el orbital S que es, ahora lo veremos, con L igual a 1 tenemos el
orbital P. Con L igual a 2 tenemos el orbital D. Con L igual a 3 tenemos el
orbital F. ¿Eh? Eso es importante, ahora veremos la forma geométrica de
los orbitales S, P, D. ¿Eh? ¡Qué bueno! Pero ahora es importante el
siguiente número cuántico que se llama magnético. El siguiente número
cuántico magnético M nos determina la orientación espacial del orbital.
Y tiene un valor que va desde menos L hasta L. Importante esto, ¿eh? Desde
menos L hasta L. M va desde menos L hasta L. ¿Sí? Y ojo, tienes que tener
claro que un orbital queda perfectamente identificado en su matrícula con
tres números cuánticos N, L y M. Uy, perdón. N, L y M. El cuarto número
cuántico, ojo, no es para identificar un orbital, el orbital atómico. No.
Es que los orbitales quedan perfectamente definidos con tres números
cuánticos. El cuarto número cuántico denominado spin, que puede tener
más un medio o menos un medio, sirve para diferenciar el posible sentido,
bueno, el sentido de giro de rotación que tiene un electrón sobre sí
mismo. Ya tenga un sentido horario o antihorario. Más un medio menos un
medio. ¿Eh? Bueno, aquí tenemos los orbitales. El orbital S, fijaos, para
L igual a 1 tengo tres orbitales S. Un orbital S. Para L igual a 0, para L
igual a 0 la M sólo puede valer 0 porque va desde menos L hasta L pasando
por el 0. ¿De acuerdo? Para L igual a 1 la M va desde menos 1 al 0, al 1.
¿No? Y tenemos los tres orbitales P que se llaman. Aquí lo tenéis. PX,
PI y PZ. PX a lo largo del eje X, PI a lo largo del eje Y y PZ a lo largo
del eje Z. Fijaos como los tres orbitales se llaman orbitales degenerados.
Son orbitales que tienen el mismo contenido energético. Y sólo se
diferencian en la orientación espacial. Uno sobre el eje X, otro sobre el
eje Y y otro sobre el eje Z. Sobre el eje X, sobre el eje Y y sobre el eje
Z. X y Z. ¿De acuerdo? X y Z. ¿Sí? Para M igual a 2 tenemos los
orbitales D y los orbitales D la M puede valer menos 2 menos 1 0, 1 y 2.
¿Eso qué quiere decir? Que puede haber 5 orbitales. Y fijaos como en este
dibujo ya os hablo del número máximo de electrones. Claro. Y no hemos
hablado de algunas cosillas que tendríamos que haber comentado aunque lo
podemos comentarlo después. Ojo. Es que en un orbital no puede haber dos
electrones con los cuatro números cuánticos iguales. Esto es lo que se
llama el principio de exclusión de Pauli. El principio de exclusión de
Pauli nos dice que en un orbital no puede haber dos electrones con los
cuatro números cuánticos iguales. Entonces, si resulta que un orbital
viene identificado con tres números cuánticos N, L y M y además resulta
que el cuarto número cuántico, el spin S sólo puede valer más 1 medio
menos 1 medio en un orbital sólo puede haber dos electrones el que tenga
spin más 1 medio y el que tenga spin menos 1 medio. Porque de esta manera
tendremos porque de esta manera tendremos de esta manera tendremos la
justificación de que en cada orbital como máximo haya dos electrones así
si tenemos cinco orbitales D puede haber como máximo diez. Como hay siete
orbitales F como máximo puede haber catorce electrones. Aquí nos habla de
la tabla periódica de cómo están ordenados los elementos en la tabla
periódica. ¿Lo veis? Hay que saberlo, que los elementos están ordenados
en orden creciente al número atómico. Número atómico, no el número
másico. No la masa atómica, el número atómico. Que la mayoría de los
casos coincide con el crecimiento de la masa atómica en grupos y periodos
o familias. ¿No? No sé si os dais cuenta. Evidentemente que la tabla
periódica no hay que aprendérsela. Pero sí hay que saber identificar los
elementos a través de la configuración electrónica. Y de alguna manera
como las valencias más o menos las tenemos que repasar pues tenemos que en
el último grupo de la derecha, en el grupo 0, 8 están los gases nobles.
Helio, Neo, Nardo, Quito, Xenon. Después en verde, en la pizarra sale
verde. Aquí en pantalla son los no metales. Los no metales. Después los
siguientes ya son metales. Aunque el antimonio puede actuar como metal y no
metal. El germano también puede actuar como metal y no metal. Bueno, el
polonio. El polonio es radioactivo ya. Después tenéis aquí en medio los
metales de transición. Ahora los vamos a ver. Alcalinos y
alcalinotérreos. Los grupos o las columnas verticales. Y los periodos son
las filas. Las filas nos hablarán del número de capas electrónicas y los
grupos nos indicarán el número de electrones que hay en la última capa.
Esto es muy interesante porque elementos de un mismo grupo van a tener
propiedades químicas similares. Por ejemplo, los elementos del grupo 1
estos que están en naranja litio, sodio, potasio, rubidio, ceso y francio
tienen un electrón en la última capa y tienen tendencia a perderlo. Ahí
nos ponen el hidrógeno pero fijaos que el hidrógeno nos lo ponen de otro
color. ¿Sabéis por qué? Bueno, aparte de que sea un gas y por eso está
en rojo, es que tiene propiedades de metal y no metal. Y hay tablas
periódicas que nos lo ponen en medio. Hay tablas periódicas que se lo
ponen encima del helio. Hay de todo. Pero bueno. Configuración
electrónica. ¿Cómo se hace esa configuración electrónica? ¿Cómo
vamos a obtener nosotros cómo están distribuidos los electrones en los
distintos orbitales de cada átomo? En los distintos orbitales de cada
átomo. ¿Sí? ¿De acuerdo? Entonces hay que aprender a una serie de
principios. Principio de energía mínima. Los electrones se colocan en los
orbitales disponibles de menor energía. Y aquí nos habla ya del principio
de fusión de Pauli que ya lo hemos adelantado antes. En un mismo átomo no
puede haber nunca dos electrones con los cuatro números cuánticos
iguales. Los electrones del orbital deben tener espines opuestos. Los
electrones del orbital deben tener espines opuestos. Los electrones del
orbital deben tener espines opuestos. ¿No? Claro, porque si en un orbital
sólo van a haber dos electrones, uno tendrá espines más un medio y otro
menos un medio. Y después, muy importante, la regla de Hund. Siempre puede
preguntarse alguna cosita cuando hay cosas de estas características.
Cuando se van ocupando electrones, perdón, cuando se van ocupando
orbitales degenerados, es decir, orbitales del mismo continente
energético, lo hacen de manera que los electrones están lo más
desapareados posible. Con los espines paralelos. Fijaos en el dibujo. Como
tenemos aquí, con dos electrones en los orbitales P, la forma correcta es
la izquierda. La de en medio no lo es, porque tiene el spin antiparalelo.
Primero, los espines paralelos, para arriba, todos. Y lo que no puede ser
es que se aparee un orbital, haya un segundo electrón en un orbital
degenerado antes de que tengas uno y uno en los otros. Es decir, uno, uno,
uno y hasta el cuarto no se aparea con el primero de la izquierda. Espines
más un medio, más un medio, más un medio y después menos un medio. Ojo
con esto, que ahora lo veremos con configuraciones electrónicas. Bueno, y
aquí tenemos una regla de cómo escribir las configuraciones
electrónicas. Esta es una regla que tenéis aquí. No pone el nombre, pero
da igual. Y lo que tenéis que saber es que el orden energético de menor a
mayor energía es lo que nos indica estas diagonales que tenéis aquí en
pantalla. ¿No? En pantalla tenéis estas diagonales. Y se van completando
las distintas diagonales. Se van completando las distintas diagonales que
tenéis aquí. Las distintas diagonales se van completando. ¿De acuerdo?
Entonces, recordemos, como hay un orbital S, el exponente sólo puede ser
2, que es el número máximo de electrones. Como hay tres orbitales P, el
exponente I sólo puede ser 6. 6. Y como hay cinco orbitales D, el
exponente I como máximo puede ser 10. 10. ¿Vale? 2, 6 y 10. 2, 6 y 10. Y
si es F, pues 14. Es decir, esto que tenéis aquí se podría escribir 1S2,
2S2, 2P6, 3S2, 3P6, 3D10. Vamos a ver esto escrito. 4S2, 4P6, 4D10, 4F14. Y
esto va por diagonales. 1, 2, 3... ¿Vale? Y se van completando diagonales.
¿De acuerdo? Estas diagonales. Vamos a seguir. Aquí, por ejemplo, tiene
6, pues 1S2, 2S2, 2P2. Pero claro, el cloro que tiene 17, pues 1S2, 2S2,
2P6, 3S2, 3P5. Cuidado. Cuando es 2P2, el carbono, nos da además después
especificar que este 2P2 es 2Px1, 2Pi1. Lo veremos esto más adelante. Lo
vamos a ver a continuación. Cuando tenemos dos electrones en los orbitales
P degenerados, tenemos un electrón en el Px y un electrón en el Pi. Ya
sé que esta forma resumida es correcta, pero atendiendo al principio de
máxima multiplicidad de Hahn, H-U-N-D, los electrones tienen que estar lo
más desapareados posible. Y si solo hay dos o hay tres, van uno es a uno
es a uno. Puede ser que nos lo pidan, que lo especificamos. Importante que
lo sepamos. En el caso del cloro, ya no nos va a interesar tanto. ¿Por
qué? Porque son cinco. Uno, dos, tres, cuatro y cinco. No tiene vuelta de
hoja. Pero cuando solo son dos, uno y dos. ¿No? Las cajitas. Tres cajitas
en el mismo nivel de los orbitales P. Una forma de representar a los
orbitales con cajitas. ¿Qué pasa? Que para no tener que escribir la
configuración electrónica todo desde el principio, pues muchas veces se
deja por capas. ¿No? Es decir, la primera capa completa es la K. La
segunda la L. ¿No? Y de hecho, muchas veces lo que se hace es dejar la
configuración electrónica en función del gas noble del periodo anterior.
Me explico. Por ejemplo, el Z11. Esta es la configuración electrónica.
1S2 2S2 2P6. Pero es que el helio es 1S2. El neón es 1S2 2S2 2P6, que son
10. Entonces, en lugar de escribir todo esto para el sodio, se suele
escribir de esta manera. Neon 3S1. ¿Eh? 3S1. Neon 3S1. ¿De acuerdo?
Bueno, configuración electrónica. Esto es muy interesante porque esto nos
sirve para identificar elementos. Imaginaos, esto se suele poner después
en los ejercicios, en las actividades, y hay que saber que los elementos
del grupo 1, 1A, que son los alcalinos, eso que hemos visto antes de color
naranja, su configuración electrónica acaba en NS1. De manera que, si en
un momento determinado a mí me dicen esquiva usted la configuración
electrónica de un elemento de Z19, por ejemplo, y acaba en NS1, yo sabré
que es un alcalino y sabré que es un metal, porque son metales alcalinos,
¿no? Los no-metales empezarían a través del grupo del boro, del carbono.
Son elementos que tienen un electrón en la última capa. Los del grupo 2A
acabarían en NS2, por ejemplo, Z20, el calcio, NS2, digo el calcio como
podría haber dicho el beridio y el magnesio. Grupo 3, NS2NP1, son los
térreos, grupo del boro, boro, boro, aluminio, galio, indio, italio. El
boro es no-metal, el aluminio ya es metal. Estamos ahí en la transición.
Grupo 4 del carbono, NS2NP2, tendríamos que saberlo un poco, memorizarlo.
Grupo 4, grupo 4A, NS2NP2, sería con cuatro electrones, ¿no? Con cuatro
electrones, sería el grupo del carbono. Carbono, silicio, germanio,
estaño, plomo. ¿Vale? Grupo 5, grupo de los nitrogenoides, NS2NP3,
nitrógeno, fósforo, acénico, antimonio. Grupo 6A, grupo del oxígeno,
azufre, selenio, teluro. Grupo 7A, los halógenos, NS2NP5. Esto vamos a
tener que memorizarlo. Casas nobles acaban en NS2NP6, excepto el primero
que es el helio, que acaba en NS2. No nos confundamos, que es el 2S2. Y
después los metales de transición que van desde D1 hasta D9, hasta D10,
que tenemos ahí esos metales de transición. Y los metales de transición
interna, o también llamados lantánidos y actínidos, que tienen orbitales
F incompletos, de transición interna. Los de transición son los metales
como el hierro, el cobalto, el níquel, el cromo, la plata, el platino.
Esos que están en medio, no sé si la tabla periódica, si la tuviéramos
otra vez, nos ayudaría. Ves, aquí está otra vez, ¿no? Los que son,
estos son los metales de transición. ¿Vale? Hasta aquí. Todos estos son
metales de transición. ¿Eh? Y los metales de transición interna serían
estos. ¿Vale? Los metaloides, eso que se llama aquí metaloides, pues se
comportan como metales y no metales. Estarían en el límite, ¿no? El
silicio, el germanio, arsénico, antimonio, teluro, ¿eh? Astato. El astato
es radiactivo, ¿eh? Ajá. Los metales son los más numerosos, están en
verde aquí en la pantalla que tenéis en la pizarra. ¿Eh? Como veis. Y
las propiedades químicas dependen de los electrones, de la configuración
electrónica de los electrones de valencia. Los del grupo 1, estos del
litio, sodio, potasio, ¿no? Tienen tendencia a perder un electrón.
Hablaremos de esto un poco. Bueno, es que aquí hay una serie de
propiedades periódicas, ¿no? Las propiedades periódicas, ¿no? Que
tenemos... Esto es un tema muy completo, ¿eh? Abarca muchos contenidos, lo
hemos dicho, ¿eh? Hay mucha teoría. Es el tema más teórico de todos.
Nada más que no paramos y llevamos... El radioatómico. El radioatómico
se mide bien. Hay métodos de difracción de rayos X, ¿eh? Pero hay que
tener en cuenta cómo varía el radioatómico en la tabla periódica. Esto
es importante saberlo. El radioatómico aumenta en un mismo grupo hacia
abajo en la tabla periódica. ¿Por qué? Porque aumenta el número de
capas electrónicas y hacia la derecha disminuye. ¿Por qué? Porque hay
más protones en el núcleo, mismo número de capas electrónicas, y esto
hace que el átomo se contraiga. Independientemente de que después haya un
efecto apantallamiento de los electrones orbitales D, etcétera, etcétera.
¿Eh? Pero en general, el radioatómico, ¿eh?, aumenta hacia abajo en la
tabla periódica y aumenta de derecha a izquierda, o disminuye de izquierda
a derecha, como queráis. ¿Eh? Esto es muy importante porque esta
propiedad, la variación de esta propiedad, me va a condicionar cómo
varían el resto de las propiedades que vamos a tratar a continuación.
Todos entendemos que el radioatómico aumenta hacia abajo porque aumenta el
número de capas electrónicas. Nivel 1, nivel 2, nivel 3... Los orbitales
también son más grandes. Lo hemos dicho antes, que a medida que aumentaba
N aumenta la energía, aumenta el tamaño de los orbitales. Por lo tanto,
ahí hay que tenerlo presente. ¿Mmm? De acuerdo. Bien. Y disminuye hacia
la derecha. ¿Por qué disminuye hacia la derecha? Porque ya no hay más
capas electrónicas. Hay un protón y un electrón más. Pero ese protón,
ese electrón se ha caído con más fuerza por parte del núcleo. Y eso
hace que se contraiga. Seguimos. Bueno, pues aquí tenemos la energía de
ionización. ¿Qué es la energía de ionización? La energía necesaria
para arrancar el electrón más extenuo de un átomo en estado gaseoso.
¿Cuánto más fácil va a ser arrancar un electrón cuanto más grande sea
el átomo? Pues vais a ver que la variación es al revés que el
radioatómico. Como el radioatómico aumenta hacia abajo, la energía de
ionización disminuye hacia abajo. Necesito menos energía para arrancar un
electrón del potasio que del litio. ¿Qué hace la derecha? Pues como el
radioatómico disminuye, aumenta la energía de ionización. Es más
difícil arrancar un electrón del flúor que del sodio. ¿Por qué? Porque
es más pequeño. Y al ser más pequeño se ha caído con más energía.
Pero pensemos en sucesivas energías de ionización. Si yo quiero arrancar
un segundo electrón a un átomo, siempre necesito más energía que el
primero. Si quiero arrancar un tercer electrón, siempre más energía.
¿Por qué siempre más energía? Porque ya está cargado positivamente. Y
a un átomo que ya tiene una carga positiva dejarlo con una segunda carga
positiva le fastidia, es un montón. Y no sólo eso, es que el átomo ya es
más pequeño. Entonces necesito más energía para arrancar el siguiente
electrón. Si el átomo a medida que yo arranco electrones se va haciendo
más pequeño y encima hay una repulsión electrónica positiva, la hemos
liado. El átomo se siente muy incómodo. El átomo le fastidia es un
montón. Y aunque sea estable y adquiera la configuración electrónica de
un gas noble, no existirá ese ion como tal. Estará formando compuestos,
etcétera, etcétera, solvatado en disolución acuosa, etcétera. Pero
bueno, es que entendáis esa idea. Aquí os hablo de la afinidad
electrónica. La afinidad electrónica, ¿qué ocurre? Es la energía
desprendida cuando un átomo gana un electrón. ¿Quién va a ganar?
¿Quién va a desprender más energía al ganar un electrón? Los más
pequeños. Los más pequeños son los que van a ir mejor a ganar
electrones. Los que están más a la derecha y arriba. ¿Quiénes tienen
mayor afinidad electrónica? el flúor, el cloro, el oxígeno. ¿Quiénes
tienen menos afinidad electrónica? El sodio, el potasio, el rubidio. ¿Eh?
Varía igual la afinidad electrónica que la energía de ionización. Pero
los conceptos son diferentes. Porque uno es la energía que es necesaria
para arrancar un electrón y otro es la energía que se libera al captar un
electrón. Vemos conceptos diferentes. Electronegatividad. La fuerza con
que un átomo atrae al par o pares de electrones que comparte. Igual.
Variación que las dos anteriores. Cuanto más pequeño, más
electronegativo. Venga. Elementos electronegativos los no metales y tienen
tendencia a formar aniones. Y aquí ya lo pone. Elevada energización,
elevada afinidad electrónica, elevada electronegatividad. Tienen muchos
electrones externos. Y los elementos positivos o no electronegativos tienen
tendencia a perder electrones, a formar cationes o iones positivos. Baja
energización, baja afinidad electrónica baja electronegatividad. Tienen
pocos electrones externos. Enlace químico. ¿Cuántos enlaces tenemos?
Enlace iónico, enlace covalente enlace metálico fuerzas de Van der Waals
y enlace de hidrógeno. De todos estos cinco que os he citado los enlaces
propiamente dichos son iónico, covalente y metálico. Las fuerzas
intermoleculares o de Van der Waals no son enlaces propiamente dicho y
tampoco el hidrógeno. Pero ojo es que estos dos tipos de enlace finales
justifican variaciones de punto de fusión y de ebullición de una gran
variedad de compuestos químicos. Justifica por qué el agua es líquida a
temperatura ambiente a diferencia de los hidruros del mismo grupo. Es muy
importante no es que no sean enlaces propiamente dicho es que su
importancia es fundamental y justifica por qué el alcohol es líquido,
etcétera, etcétera. Vamos a ver rápidamente un poco en qué se
caracterizan estos enlaces. Enlace iónico fundamental se caracteriza entre
una transferencia de electrones entre un elemento metálico y un elemento
no metálico. Y entonces el metal lo que hace es ceder electrones lo que
hace es ceder electrones y el no metal lo que hace es ganar electrones.
Entonces siempre el enlace iónico tiene lugar entre un elemento metálico
y un elemento no metálico y se produce una transferencia de electrones
formándose un ión. Un ión positivo el metal y un ión negativo el no
metal. Y siempre tiene que haber esa transferencia de electrones. Ahora
bien, ¿cómo es posible que se forme un compuesto iónico si yo necesito
energía para arrancar un electrón? Fijaos aquí en la pantalla 492
kilojulios y la única energía que se libera cuando gana un electrón el
cloro son 357 Hombre, eso energéticamente no es favorable pero estamos
llenos de cloruro de sodio. Ahí apunta pala. No vamos a encontrar sodio
metal ni cloro metal. Ahí apunta pala de cloruro de sodio. Sal por todos
lados. ¿Por qué? Porque hay otro factor que hace que ese balance
energético sea muy favorable que es la energía reticular. Aquí lo
tenéis en pantalla. Lo que hace que se forme un compuesto iónico que el
balance energético sea positivo, que sea favorable la formación de un
compuesto iónico es la formación de un cristal iónico con un
desprendimiento de energía denominado energía reticular o energía de
red. Energía reticular o energía de red. ¿De acuerdo? Importante. Y ojo,
siempre en el enlace iónico formación de iones puntos de fusión y
ebullición muy elevados solubles en disoluciones acuosas en disolventes
polares son aislantes en estado sólido porque tienen estructuras rígidas
pero fundidos y en disolución acuosa son conductores porque son
conductores de segunda especie los iones transportan electricidad. Bueno,
covalente compartición de electrones entre no metales. Entre no metales
esos grupos de la tabla periódica que son poquitos el hidrógeno está por
ahí como no metal, oxígeno, flúor cloro, bromo, esa familia de los
halógenos, la familia de los anfígenos, la familia de los nitrogenoides
la familia de los carbonoides menos los que están más abajo que ya son
metales como el plomo ojo, compartición de electrones y aplicamos la
teoría de Lewis que nos dice que se comparte un número de electrones tal
que cada elemento está rodeado de 8 electrones así la molécula de cloro
se comparte un electrón por cada átomo pero en el oxígeno se comparten 2
porque tienen 6, ¿cuántos le faltan hasta 8? 2, pues un doble enlace veis
el doble enlace y el triple enlace en el caso del nitrógeno, un triple
enlace ¿por qué? porque tiene 5 electrones en la última capa ¿cuántos
le faltan hasta 8? 3, pues de ahí el triple enlace enlace covalente
parámetros, bueno, longitud de enlace está claro que si tenemos un enlace
doble la energía del enlace es mayor los átomos están más cerca es un
enlace más sólido un triple enlace más todavía ángulo de enlace, pues
aquí lo tenéis el ángulo que forma entre dos líneas de enlaces
adyacentes aquí lo tenéis, el agua es una molécula angular, no es lineal
no es lineal, es una molécula angular de acuerdo, es una molécula
angular, polaridad del enlace bueno, siempre que tengamos un enlace
covalente formado por dos átomos por dos átomos que tengan distinta
electronegatividad, siempre se va a formar un dipolo, un enlace covalente
polar, aquí como el cloro es más electronegativo que el hidrógeno
tenemos un delta de carga negativa y un delta de carga positiva menos
delta, perdón menos delta y más delta de acuerdo geometría molecular,
bueno es que cuando tenemos más átomos no sólo dos átomos las
moléculas pueden ser lineales, angulares tetraédricas o piramidales por
ejemplo, la molécula de metano es una molécula tetraédrica tetraédrica
ángulos de enlace de 109 grados y esa simetría tetraédrica hace que la
molécula sea apolar por simetría a pesar de tener un enlace covalente
polar el amoníaco tenemos sólo tres átomos es NH3 fijaos, el metano es
TH4 y el agua es H2O el el amoníaco es piramidal os lo vuelvo a dibujar
aquí un poco de proyección ¿eh? enlace covalente polar y el agua es
angular tiene dos pares de electrones lo pongo por aquí ¿de acuerdo?
tetraédrica, pirámide triangular ¿no? todo esto... uy perdón me ha
saltado una hoja no ya le toca aquí ya acabamos bueno, enlace covalente
polar hemos dicho que está formado por átomos de distinta
electronegatividad siempre que tengamos átomos formados por moléculas
formados por átomos de distinta electronegatividad tendremos enlace
covalente polar y la molécula en general será polar a no ser que tengamos
alguna simetría ¿eh? pero la molécula de agua es polar menos delta y
más delta pero la molécula de CO2 como curiosidad a pesar de tener enlace
covalente polar la molécula es apolar la molécula de CO2 ¿por qué?
porque se compensan las polaridades hacia la derecha y a la izquierda la de
CO2 por ser lineal pero la de agua no y la de amoníaco también es polar
¿hmm? enlace covalente coordinado cuando un átomo aporta los dos
electrones al enlace hay que tener pares de electrones sin compartir, el
ejemplo típico es el amoníaco tiene un par de electrones captaría un
protón y formaría el ión amonio igual que el agua el agua puede ganar un
protón y formar el ión hidróneo lo veremos en ácido base importante en
un enlace coordinado es cuando un átomo aporta los dos electrones al
enlace ¿eh? el enlace metálico, pues veis aquí una estructura, una
conductividad eléctrica y térmica, un mar de electrones que hace que los
metales sean altos conductores de la electricidad y del calor esencialmente
esto son puntos de fusión relativamente elevados, la mayoría son sólidos
¿eh? el enlace intermoleculares y aquí las fuerzas de dispersión o de
London son esto sí que es interesante porque son es un enlace de fuerzas
de Van der Waals que se forman dipolos instantáneos y justifica, por
ejemplo esa variación que tiene el punto de fusión de ebullición de los
halógenos que son moléculas apolares flúor, cloro, bromo cloro, bromo y
yodo es que fijaos, el flúor es un gas el cloro es un gas el bromo es un
líquido y el yodo es un sólido ¿por qué? porque tienen fuerzas de
dispersión de London que son fuerzas intermoleculares entre moléculas
apolares pero que se forman dipolos instantáneos ¿qué es un dipolo
instantáneo? pues esto, que se forma un más menos en un instante dado
esto induce dipolos a moléculas vecinas y esa formación de dipolos
instantáneos es más fácil cuanto más grande es la molécula por eso el
yodo es sólido a temperatura ambiente porque esas fuerzas de London son
más intensas y el flúor solo es un gas pero eso pasa con todas las
moléculas con los hidrocarburos que son apolares, el metano es un gas la
gasolina que es octano es un líquido el alquitrán que tiene más carbonos
es un sólido en general, a medida que aumenta la masa molecular a medida
que aumenta la masa molecular aumentan las fuerzas de London y aumentan el
punto de fusión y ebullición de las moléculas pero hay otro factor, no
sólo es ese que son las fuerzas de orientación dipolo-dipolo, moléculas
polares como pueden ser las moléculas de HCl presentan puntos de
ebullición y de fusión mayores que moléculas apolares como la molécula
de oxígeno ¿vale? entonces cuando tenemos moléculas con dipolos ¿no?
pues los puntos de fusión y ebullición son mayores y ya por excelencia,
ya para acabar el enlace de hidrógeno importantísimo el último, ojo, el
enlace de hidrógeno sólo lo dan compuestos que tienen nitrógeno oxígeno
y flúor y que están unidos al hidrógeno ejemplo el HF el NH3 el H2O,
todos los alcoholes por ejemplo, H3 o OH siempre que veáis un grupo H
enlace de hidrógeno, siempre que veáis un grupo NH3 NH2, enlace de
hidrógeno veáis esta gráfica, veis como se dispara el punto de fusión y
ebullición en este caso en este caso es de ebullición veis el agua que
llega hasta 100 y sin embargo los hidruros los hidruros que están por
debajo ¿no? tienen puntos de fusión puntos de ebullición mucho menores
van creciendo con la masa molecular hay un salto bestial del agua al H2S
del HF al HCl del amoníaco al pH3 que sepáis que estos son tres elementos
esto justifica es la responsable de la polarización anómala de los puntos
de fusión y ebullición del agua de los alcoholes de los derivados del
amoníaco del flúor del HF no se habla mucho porque realmente hay poco que
decir del HF porque forman muy pocos compuestos ¿de acuerdo? creo que en
este sentido hemos dado una visión global del tema el próximo día
intentaremos hacer alguna actividad práctica pero bueno, hemos dado una
visión bueno, pues nada muchas gracias, hemos trabajado mucho hasta la
próxima