Bien, bueno pues buenas tardes. Vamos a empezar esta primera sesión de la
asignatura de química dentro del grado en física. Lo primero de todo
vamos a ver el plan de acción tutorial. El plan de acción tutorial que
nos va a indicar aproximadamente qué vamos a desarrollar cada semana, qué
tema vamos a desarrollar, cómo va a ser la evaluación de la asignatura y
algún detalle más específico. Bien, tenéis en pantalla este archivo que
es el plan de acción tutorial y que ahora lo podéis descargar
efectivamente. Deciros que los contenidos... se corresponden a la
bibliografía básica. La bibliografía básica que son los libros de
química general tomo 1 y tomo 2 publicados por la UNED, son unas unidades
didácticas. También deciros que el equipo docente en la guía ha puesto
una concreción, una concreción de los contenidos. Es decir, el examen no
son todos los capítulos de sendos libros. Sino que está acotado. Ahora
después veremos esa acotación brevemente. Bueno, pues veis aquí que hoy
vamos a empezar un poquito la presentación y hablaremos de estructura
atómica y propiedades periódicas. Y así sucesivamente, enlace covalente,
¿no? Cometida molecular, enlace iónico, etc. Vamos a ir trabajando
progresivamente todos estos enlaces, ¿no? Es la primera parte hasta
llegar... A la termodinámica química, equilibrio químico, cinética
química, ¿no? Ácido base, solubilidad, equilibrios heterogéneos, radios
pilas, electroquímica. Y después ya, bueno, a finalizar una introducción
a la química orgánica. Este año, como novedad en esta asignatura, las
PECs tienen carácter voluntario. Hasta la fecha eran obligatorias y
tenían un valor de hasta 3 puntos. Sin embargo, ahora el equipo docente...
Ha modificado esta evaluación continua y toma esas pruebas de evaluación
continua de carácter voluntario. Es más, nunca cuenta en la nota final,
¿no? Sino que, bueno, es una actividad voluntaria donde el alumno puede
practicar, hacer unas actividades, unos ejercicios, ¿no? Que tienen una
dificultad similar a las que aparecen en los exámenes. Pero no les va a
contabilizar ni en un sentido. Ni en un sentido positivo ni en un sentido
negativo. En este sentido, tengámoslo en cuenta. Eso sí, nos pone un
acondicionamiento a la hora de superar el examen. Que es que el examen, lo
tenemos aquí, va a costar de 5 preguntas y te piden que al menos contestes
a 4. Que con 4 días se llegue al 5. Es decir, con 3 preguntas contestadas
no vamos a aprobar el examen. Tiene que haberse contestado. Tiene que
haberse contestado al menos obtener puntos de al menos 4 preguntas. Esto
también es nuevo de este año. Es decir, siempre que cuando se obtengan 5
puntos en al menos 4 de las preguntas planteadas en la prueba presencial.
Entonces, resumiendo, no tenemos... A ver, tenemos 2 PECs, pero la nota que
obtengamos no va a contar a la hora del examen. ¿Correcto? Siempre es
recomendable para practicar. Segundo. En el examen tenemos que contestar al
menos 4 preguntas o, si queréis, obtener puntos de al menos 4 preguntas
para obtener un 5. Es decir, si contestamos solo 3 preguntas, aunque estén
bien, no vamos a aprobar. ¿Vale? Venga. Vamos a ver el archivo y vamos a
ver la guía. Aquí en la guía lo que quería comentar esencialmente es
esto. La concreción de los contenidos con respecto a la nota. Respecto al
libro. Este libro, como ya os he comentado, que es una unidad didáctica
publicada por la UNED. ¿No? Y que, bueno, existen distintas ediciones.
Entonces, fijaos como aquí nos pone una correlación. ¿No? Entre el tema,
lo que se llama el tema dentro de los contenidos y los apartados a estudiar
de cada uno de los temas del libro. Es decir, el tema 4, empezaríamos con
el tema 4 del libro del tomo 1. El apartado 4.3.2. Después ya iríamos...
Iríamos al capítulo 5 y empezaríamos con el 5.3. ¿De acuerdo? Bueno,
pues ahí esto es importante que lo tengáis presente. No se trata de
estudiarse los dos libros. No, no. Vamos a mirar aquí los apartados, los
epígrafes que debemos estudiar. Importante esto. Importante. Después,
ojo, nos hablan de unos ejercicios, ¿no? Que trae el mismo libro al final
del capítulo. De cada capítulo tenemos unos libros. Unos, perdón, unos
ejercicios de autocomprobación. Entonces, estos ejercicios de
autocomprobación es recomendable hacerlos, realizarlos. ¿De acuerdo?
Bueno, pues este era otro punto que quería comentaros. Esta asignatura,
como sabéis, no tiene prácticas de laboratorio asociadas. Pues vamos a
empezar con la estructura atómica, si os parece. Bueno. Y lo primero que
tenemos que recordar del átomo de hidrógeno, ¿no? Es que tenemos un...
¡Epa! Se ve que hemos apuntado algo aquí, ¿no? Que tenemos un núcleo
con un protón exclusivamente. ¿Vale? Y a grandes distancias del núcleo,
en consideración con el tamaño del mismo, tenemos un electrón. Y aquí,
en el átomo de hidrógeno, veis como... Se verá situado como en una
órbita concreta. Ya veremos ahora después que el concepto de órbita hay
que perderlo e introducir el concepto de orbital, ¿no? Órbita es algo que
está en una órbita a una distancia fija. Orbital, hablaremos de
probabilidad de encontrar electrón en una zona o región del espacio
próxima al núcleo, ¿no? Y según en qué orbital se encuentre el
electrón, esa zona de máxima probabilidad puede tener simetría esférica
u otra simetría. Nada, ¿eh? Pensemos que el núcleo tiene una masa muy
superior a la de los electrones. De hecho, un protón o un neutrón tiene
una masa aproximadamente mil veces mayor que la de un electrón y que el
protón tiene carga positiva y los neutrones carecen de carga. Bueno, el
átomo de helio tiene dos protones y dos neutrones y dos electrones. Es un
átomo neutro. Es que la carga del protón y la carga del electrón es la
misma y de signo contrario. Por lo tanto, el átomo es neutro. ¿Qué es lo
que caracteriza a un elemento químico? El número atómico, Z. Z es lo que
caracteriza a un elemento químico. Z es el número de protones, ¿no? De
manera que A más Z es el número másico, ¿no? Lo tenemos aquí que lo
estoy subrayando. A es el número másico que la suma de protones tiene. Z
es el número atómico, número de protones. Y N es el número de
neutrones. ¿De acuerdo? Entonces, un elemento se llama hidrógeno porque
tiene Z1. Un elemento se llama helio porque tiene Z2. Un elemento se llama
litio, Z3. Y así sucesivamente. También hay que tener en cuenta que en un
átomo podemos tener lo que se llaman isótopos. ¿Qué son los isótopos?
Pues son átomos. De un mismo elemento que tienen distinto número másico.
Distinto número másico supone tener distinto número de neutrones.
Distinto número de neutrones. Por lo tanto, hablaremos de isótopos, por
ejemplo... Uy, perdón. Pues tenemos el carbono 612, el carbono 613, el
carbono 614. Y ya me salgo de los límites, justito, ¿no? ¿Vale? Aquí
vemos el hidrógeno 1,1. El deuterio 1,2. Y el titrio 1,3. El tritio 1,3.
Son isótopos de un mismo elemento. Es que en la naturaleza los elementos
químicos normalmente presentan isótopos. Todos ellos. En mayor o menor
proporción. Estos isótopos nos van a determinar la masa atómica media...
...o ponderada del elemento químico. Eso es importante tenerlo en cuenta.
Independientemente de que antes hablemos de que los átomos, al ser
neutros... ...porque tienen el mismo número de protones y de electrones...
...también pueden formar iones. Iones positivos, iones negativos. Está
claro que si un átomo, como es el átomo de hidrógeno, pierde un
electrón... ...formará un ión positivo que se llama protón H+. Mientras
si gana... ...un electrón... ...formará un ión negativo que es el ión
hidruro. El ión hidruro. ¿De acuerdo? Bien. Como os decía, la masa...
...la masa atómica media o ponderada de un elemento químico... ...va a
venir dado... ...va a venir dado por la masa atómica de cada uno de sus
isótopos. Una cuestión es la masa de un átomo. Es que la masa de un
átomo... ...la masa de un átomo... ...por ejemplo, del átomo de carbono
12 que se toma de referencia... ...recordad que una UMA se define como la
doceava parte de la masa del átomo de carbono. Doce. Eso es una UMA. La
doceava parte de la masa del átomo de carbono es una UMA. Entonces si la
doceava parte de la masa del átomo de carbono es una UMA... ...todo el
átomo de carbono tendrá de masa doce UMAs. Pues a partir de aquí quiero
que os deis cuenta cómo coincide numéricamente... ...la masa atómica del
átomo de carbono 12 con el número másico, que es doce. Entonces fijaos
lo interesante de esta escala que va a coincidir con todos los átomos.
¿Cuál va a ser la masa del átomo de carbono 13? Pues trece. ¿Y el
oxígeno 16? Dieciséis. ¿Vale? Bien. Entonces son valores, en principio,
exactos. Exactos. Entonces siempre nos planteamos... ...oye, y del
hidrógeno pues uno, del deuterio dos, ¿no? Uno, dos o tres. Tritio, tres.
Y entonces, con lo que decíamos antes, ¿por qué nos encontramos en la
tabla periódica... ...que realmente no tenemos doce, sino 12,011? O del
hidrógeno no es uno, sino 1,008. ¿Qué pasa? ¿Estamos diciendo algo mal?
¿Estamos haciendo una aproximación? No. Lo estamos diciendo bien. ¿Qué
pasa? Es que... Es que la masa molecular, la masa de una molécula, ¿no? O
la masa media ponderada de un átomo, viene condicionado por el porcentaje
de cada uno de sus isótopos. Y entonces, como el carbono 12,
mayoritariamente, el carbono como tal, mayoritariamente es el carbono 12...
...y tiene muy poca proporción del 13 y del 14, por eso aparece 12,011. De
hecho, la fórmula que nos permite calcular la masa molecular, ¿no? Media
o ponderada. De un elemento químico sería su porcentaje por M1, más el
porcentaje del otro por M2, más el porcentaje del otro M3... ...y todo
ello dividido por 100. ¿Eh? Por 100. ¿Vale? Sería una forma, digamos, de
calcularlo. Hay que decir, tiene que esto está entre paréntesis. Bueno,
¿un elemento químico qué es? Pues... ...una sustancia que no se puede
descomponer, nota más simple. Mediante escambios químicos, ¿eh? Porque
otra cosa es que hay reacciones nucleares donde un elemento químico se
puede transformar en otro. Pero en las reacciones químicas ordinarias son
aquellas reacciones en las cuales interviene la corteza electrónica. O lo
que es lo mismo, los electrones de valencia. Y por lo tanto, si intervienen
los electrones de valencia, aquí estos van a intervenir en los electrones
de valencia... ...en una reacción química ganando... ...cambiando
electrones o compartiendo. ¿Eh? Según que se trate de un proceso de
formación de un compuerto covalente, iónico, hay una transferencia de
electrones o no. ¿Vale? Entonces, en la tabla periódica, los elementos
químicos están ordenados en función de su número atómico. El primero,
como bien sabéis, es el hidrógeno. Después el helio. El litio. ¿No?
Berilio. Boro. Carbono. Nitrógeno. ¿Eh? Oxígeno. Fluor. Y neón. Se han
puesto los diez primero. ¿Eh? No hay que aprendérselo, pero bueno, ahí
está. ¿Eh? ¿De acuerdo? Bueno, nosotros tenemos que darnos cuenta que
realmente la estructura del modelo de Rutherford o el modelo de Bohr, de
átomo, no es correcto. Tenemos que hablar, atendiendo al principio de
incertidumbre de Heisenberg... ...que nos habla de una imprecisión entre
la posición y la velocidad de la partícula, pues bueno, tenemos la
ecuación de ondas de Schrödinger. No os preocupéis porque nosotros no
vamos a resolver matemáticamente la ecuación de ondas. Se escapa del
nivel de este curso, evidentemente. Pero sí que nos pueden interesar un
poco los resultados de la misma. Algunos resultados que le podemos dar una
interpretación física o química. Bueno, ¿qué pasa? ¿Qué pasa cuando
resolvemos la ecuación de Schrödinger? Pues cuando resolvemos la
ecuación de Schrödinger, lo que se llama el Hamiltoniano, lo hemos visto
antes, está H. Phi es la función de onda que carece de un significado
físico. ¿Qué hace esta ecuación de Schrödinger? Nos permite obtener
energías. Energías y funciones de onda. Pero no todas las soluciones de
esta ecuación de Schrödinger son posibles. Solo son posibles aquellas que
vienen condicionadas... ...por unos números que se llaman cuánticos. N,
L, M y S. De hecho, de estos cuatro números cuánticos que os estoy
hablando... ...que me van a condicionar la energía, el tamaño y la forma
geométrica de los orbitales... ...tres de ellos, los tres primeros, el
número cuántico N, el segundo L y M... ...estos tres números cuánticos
son como las matrículas que identifican a cada orbital. Son las
matrículas que identifican a cada orbital. Esto es importante tenerlo
presente. Entonces, tenemos que saber que el número cuántico principal,
que es N, que va desde 1 hasta infinito, de teoría... ...pues tenemos que
decir que este número cuántico principal... ...que este número cuántico
principal nos determina esencialmente el contenido energético del orbital.
No solo el contenido energético del orbital, sino también el tamaño del
orbital. A medida que aumenta N, aumenta el contenido energético y el
tamaño del orbital. El segundo número cuántico L está condicionado por
el valor de N, más desde 0 hasta N-1... ...y les corresponde a las
subcapas S, P, D, F, G... ...según si L vale 0, 1, 2, 3 respectivamente.
Este segundo número cuántico define la forma del orbital y también su
energía. También parte su energía. Y cuando nos dice la forma del
orbital hay que saber que los orbitales S tienen simetría esférica...
...que los orbitales P no. Tienen forma de lóbulos simétricos. Lóbulos
simétricos, ochos, como queráis llamarlo. ¿No? Etcétera. ¿De acuerdo?
Y después tenemos el número cuántico magnético M. ¿No? Que nos indica
la orientación en el espacio del orbital. Solo la orientación en el
espacio del orbital. Si estamos en L igual a 1, por ejemplo... ...tenemos
Px... ...Pi y Pz. Con M igual a menos 1... ...con M igual a 0... ...y con M
igual a 1. Serían los tres orbitales P. Los tres orbitales P. ¿No? ¿De
acuerdo? Y con esto quedaría perfectamente identificado el orbital. Pero
hay que introducir un cuarto número cuántico. Un cuarto número cuántico
porque atendiendo al principio de exclusión de Pauli... ...de Pauli, ¿eh?
Si la NG de Pauli... ...en un átomo... ...solo puede haber... ...no...
...mejor dicho... ...en un átomo no puede haber dos electrones con los
cuatro números cuánticos iguales. Entonces, si no puede haber dos
electrones con los cuatro números cuánticos iguales... ...y el último
número cuántico spin es más un medio o menos un medio... ...en un
momentito... Bueno, vamos a ver... ...si todo funciona correctamente.
Correctamente. Esperemos que sí. Que haya llegado este aviso. Pero bueno.
Vamos pues a seguir. Hablábamos de estos números cuánticos. Solo tenemos
dos posibles números cuánticos. ¿No? Y vamos a... ...a continuar. ¿No?
Decía que en un orbital solo puede haber como máximo dos electrones.
Entonces, atendiendo al principio de exclusión de Pauli. ¿No? ¿Vale? Eso
es importante que lo tengamos presente. Y vendrá dado cada uno de ellos.
El cuarto número cuántico podrá ser más un medio o menos un medio. En
función de que si el electrón gira en un sentido o en otro... ...tiene un
spin u otro. ¿De acuerdo? Bueno. Estos orbitales... ¿No? Pues aquí
tenéis la forma geométrica de distintos orbitales. De los orbitales S, de
los orbitales P, de los orbitales D y de los orbitales F. Los orbitales...
Los orbitales S se corresponden con el número cuántico L igual a cero. Y
tenemos un único orbital S. Los orbitales P con L igual a uno. ¿No?
Orbitales D con L igual a dos. Orbitales F con L igual a tres. Acordémonos
que el valor de M va desde menos L hasta más L. Por lo tanto, tendremos
tres orbitales... Tres orbitales P con M menos uno cero y dos. Cuando L
vale dos, tendremos cinco orbitales D. De menos dos hasta dos. ¿No? Y
siete orbitales F desde menos tres hasta más tres. ¿De acuerdo? ¿Cómo
se ocupan estos orbitales? Bueno. Hay una regla, principio de construcción
de Aubao... ¿No? Que establece que se llenan primero los orbitales de
menor energía. Los orbitales de menor energía, en general, pues bueno,
son los del primer nivel, después del segundo nivel. Pero no va esto por
filas, sino por diagonales. ¿Veis aquí este diagrama de Miller? ¿No?
Donde vemos que tenemos aquí cómo se ocupa en primer lugar el orbital 1s,
¿no? Después del 1s, 1s2 pondríamos. Después viene 2s2. Después los
tres orbitales 2p. Después el orbital 3s. Después el orbital 3p. Pero
fijaos. ¿Eh? Es que hay tres orbitales p, ¿eh? Por eso pongo un 6. ¿De
acuerdo? Y en ese sentido hay que tenerlo presente. ¿Eh? Y después del
3p, ojo, viene el 4s. ¿Eh? Y después del 4s viene el 3d. ¿Veis cómo voy
completando las diagonales? Después del 3d viene el 4p. 4p6. 5s2. Y así
sucesivamente. ¿Eh? Se van ocupando por diagonales. ¿Eh? Diagonales.
Bueno, pues aquí tenéis la configuración electrónica, ¿eh? ¿No? De
los distintos elementos de la tabla periódica. ¿Vale? Y vais viendo cómo
se van ocupando los primeros orbitales. ¿No? Recordad que los átomos son
neutro y el número de electrones coincide con el número de protones.
¿Sí? Ahora bien, llega un momento que tendremos que recordar la regla de
máxima multiplicidad de Hahn. ¿Qué es? ¿Qué nos dice esta regla? Esta
regla nos dice que cuando se ocupan o se van a ocupar orbitales
degenerados, es decir, orbitales que tienen el mismo contenido energético,
estos orbitales se ocupan de manera que están lo más desapareados
posible. ¿Qué quiere decir esto? Pues que la configuración del
carbono... Sería esta. Bueno, sí que sería esta. Y lo que no sería,
sería 2px2. Esto no podría ser. ¿Eh? Sino que están los electrones
distribuidos, ¿no? En ambos orbitales p degenerados. ¿Mmm? Degenerados.
Bueno, aquí tenemos la aplicación de esta regla, ¿no? Con el nitrógeno,
tres desapareados. El oxígeno, dos desapareados. El flujo solo uno y el
neón ya con la capa completa. ¿Vale? Hay una propiedad que habla del
paramagnetismo-diamagnetismo de los átomos. Un átomo se dice que es
paramagnético cuando tiene electrones desapareados. Un átomo se dice que
es diamagnético cuando todos los electrones los tiene apareados. Aquí hay
electrones todos apareados, ¿cuál sería? Pues el berilio, por ejemplo,
el neón, el helio... Todos los electrones están desapareados. Apareados,
¿no? Pero, por ejemplo, ¿cuáles serían paramagnéticos? El hidrógeno,
el litio, el boro, el carbono, el nitrógeno, el oxígeno, el flúor...
Todos estos serían átomos paramagnéticos porque tienen al menos un
electrón desapareado. ¿Vale? El sodio también, sin embargo el magnesio
ya no, ¿eh? El aluminio tiene uno, ¿eh? Así sucesivamente. El llenado
sirve de la regla que acabo de decir, pero también hay alguna excepción.
Aquí os lo indica. Esas excepciones que puede haber porque son muy
estables o pueden ser muy estables, ¿no? Perdonad. Pueden ser muy estables
configuraciones electrónicas de orbitales, de conjuntos orbitales
semillenos o llenos. Entonces, configuraciones electrónicas S1 de 10 o S1
de 5 se favorecen con respecto a otras estructuras electrónicas como
pueden ser S2 de 4 o S2 de 9. ¿De acuerdo? Y ahí sus excepciones, ¿eh?
¿Qué pasa cuando un átomo gana o pierde un electrón? Que ya lo hemos
dicho antes. Se forma un ión. Un ión que puede ser positivo o negativo.
Fijaos el flúor que tenía 9 electrones en la última capa, gana 1 y
adquiere la configuración electrónica del neón, que es un gas noble ya
con la última capa completa. El sodio, al perder un electrón, pasa de 11
a 10 electrones. También, todos ellos, todas las especies químicas que
tenemos aquí, tienen 10 electrones. Fijaos el magnesio tenía 12, pierde
2. El aluminio tenía 13, pierde 3. Todas esas especies químicas, ¿no?,
que tienen la misma configuración electrónica o lo que es lo mismo,
tienen el mismo número de electrones, se denominan especies químicas
isoelectrónicas. Iso de igual, mismo número de electrones.
Isoelectrónicas, ¿eh?, porque todas poseen el mismo número de
electrones. Pero ojo, el hecho de que posean el mismo número de electrones
no quiere decir que tengan el mismo número de protones. Ellos conserva en
el núcleo su número de protones original. El flúor tiene 9 protones, el
neón tiene 10, el sodio 11, el magnesio 12 protones y el aluminio 13
protones. ¿De acuerdo? Bueno, la tabla periódica de los elementos
químicos. Están ordenados de menor a mayor número atómico, ¿de
acuerdo?, en filas, periodos que se llaman, y columnas o grupos. ¿De
acuerdo? Tenemos grupo S, grupos P, grupo D. Y estos grupos, igual que el
grupo F, están relacionados con la subcapa que se van completando. S, pues
ya nos lo dice la palabra, el P, D y F, ¿no?, ¿de acuerdo? Bueno, pues
también tenéis aquí otra tabla periódica con los grupos químicos. Uno
A, ¿no?, y los grupos B, ¿no? El primer grupo, la primera columna sería
el grupo de los alcalinos, la segunda del alcalino térreos, ¿no? Y
después en verde tenéis lo que pone aquí en la tabla, metales de
transición. Y pues, a continuación, tenemos los metaloides, que están en
morado, ¿no? Los no metales, en verde, este verde más eléctrico, ¿no?
Los halógenos, también son no metales, en esencia, amarillo, y los gases
nobles, en este color azulado, ¿eh? Independientemente de los metales de
transición, ¿no? Lantánidos y actínidos. Otra tabla periódica, en
forma más ancha, no se suele utilizar, suele utilizarse de esta manera. Y
después aquí también tenemos la opción de hablar de la carga...
Perdón. De la carga nuclear efectiva. Es que, ¿qué ocurre? Que el
electrón más externo es atraído por los botones del núcleo,
efectivamente. Pero el hecho de que haya electrones, que haya electrones,
¿no? Que tengamos electrones, ojo, orbitales de electrones entre el
núcleo y el electrón más externo, estos orbitales producen un efecto de
apantallamiento. Y esto hace que la carga, la carga real efectiva... Del
núcleo sea menor. Por este efecto de apantallamiento. De estos orbitales
intermedios. ¿Quiénes son los orbitales que producen mayor efecto de
apantallamiento? Los orbitales D. Porque son los más voluminosos y tienen
menos poder penetrante. Los que menos producen efecto de apantallamiento,
los orbitales S. Porque tienen mucho mayor poder penetrante. Bueno. Aquí
tenemos, ¿no? Estos orbitales, el orbital más externo, ¿no? Del... Del
último nivel del aluminio, 3S2-3P1. Pero los que están por debajo, ¿no?
Esos que están aquí por debajo. Estos orbitales producirán un efecto de
apantallamiento. ¿Eh? Por estos niveles inferiores que están ocupados.
¿Vale? Bien. Aquí tenemos una distribución radial de orbitales. Bueno,
como os decía antes, y ahora aprovecho la ocasión, que la función de
onda phi no tiene un significado físico. Lo que tiene un significado... Lo
que tiene un significado físico es esa phi cuadrado, ¿no? Phi cuadrado,
¿eh? Y phi cuadrado por diferencial de volumen. Phi cuadrado es densidad
de probabilidad. Y phi cuadrado, diferencial de volumen, ¿eh?
Probabilidad. ¿Vale? Bueno. Esto lo tenéis, si lo queréis revisar, en la
página ciento... Bueno, en el apartado mejor apartado porque podéis tener
libros de distintas ediciones y a lo mejor no coincidirá. Pero el concepto
está ahí. En el apartado 5.3.1, ¿no? Es importante que lo tengáis
presente, ¿no? Bueno, y en el apartado 5.4.1 también, ¿no? Que nos
representa la probabilidad con la distancia al núcleo, ¿no? Esos
conceptos habréis que tenerlos en cuenta. Hay que tener en cuenta.
Densidad de probabilidad, phi cuadrado. Phi cuadrado diferencial de
volumen. ¿Eh? Probabilidad. Probabilidad, ¿eh? Bien. Bueno, pues vamos a
continuar. Aquí nos habla de esta función de distribución radial. Claro,
es que la función de onda de un orbital tiene una parte radial y otra
parte angular. Aquí estamos representando solo en función del radio.
Entonces vemos que la zona de mayor probabilidad de encontrar el electrón
está más próxima al núcleo de los orbitales 1s y 2s que los orbitales
p. ¿No? ¿Lo vemos? Vale. Entonces, bueno. ¿Qué pasa? Que produce un
efecto de apantallamiento mayor los orbitales p y los orbitales d. ¿Eh?
Aumentando su contenido energético. Bueno. Está claro que la
configuración electrónica de litio es 1s2, 2s1. ¿Eh? ¿Por qué 2s1?
Porque el 2s tiene menor contenido energético que el 2p. Tiene un mayor
poder penetrante. Aquí, simplemente. Simplemente, muy rápidamente,
tenéis la representación, ¿no? De, pues bueno, de esa probabilidad,
¿no? En función de ese cociente r, ¿eh? Partido a sub cero a sub cero.
Pienso en el radio de la órbita de Bohr del átomo de hidrógeno, ¿eh?
Cuidado. Pero bueno, simplemente para que veáis, ¿no? Las distintas
posibilidades, ¿no? Que tenemos en esas curvas, ¿eh? No os entra en este
nivel, en este primer curso, el conocer y describir estas figuras. Así que
paso muy rápidamente. Bien. Pues ahora nos vamos a centrar ya un poco en
las propiedades periódicas de los elementos. Claro. Hay diversas
propiedades que varían de una forma periódica o gradual en función del
periodo o del grupo en el cual nosotros nos movamos. Eso se llaman
propiedades. Son propiedades periódicas y dependen, en esencia, de dos
factores esenciales. Uno, la configuración electrónica, es decir, los
electrones que tiene el átomo en la última capa. Y después también
depende de la carga nuclear o carga nuclear efectiva, es decir, de lo que
realmente atrae el núcleo a esos electrones de la corteza electrónica.
Entonces, ¿cuáles son esas propiedades más relevantes? Pues el radio
atómico, la energía de ionización, la afinidad electrónica, la
electronegatividad. ¿No? Son, digamos, cuatro de esas propiedades. Pero
hay más. Claro. ¿Qué más podemos hablar? Podemos hablar del carácter
metálico y no metálico, del carácter oxidante y el carácter reductor.
Son conceptos también importantes. ¿No? El radio atómico, ¿qué hace?
Identifica la distancia que existe entre el núcleo y el orbital con
electrones más externos de un átomo. Núcleo y orbital con electrones
más externos de un átomo. ¿Vale? Se suele definir como la semidistancia
entre dos núcleos de átomos adyacentes también. La energía de
ionización. La energía de ionización es una energía positiva porque
siempre sale de suministrar. ¿Eh? Y representa la energía que hay que
comunicar a un átomo en estado gaseoso para que pierda, ¿no? Para que
pierda el electrón más externo. Para que pierda el electrón de la capa.
Más externa. ¿De acuerdo? ¿Qué pasa? Que siempre la segunda energía de
ionización es mayor que la primera. La tercera mayor que la segunda. Pero
nos encontramos, y ahora lo veremos después con algunos datos, que cuando
se pierde algún electrón se rompe una configuración electrónica muy
estable y la energía de ionización se dispara bruscamente mucho. Veamos
esto en algún ejemplo. Después la afinidad electrónica es la energía
intercambiada cuando un átomo en estado gaseoso capta un electrón. ¿Eh?
En un principio es negativa la primera, pero la segunda ya es positiva. Es
que que un átomo pierda un segundo electrón o que gane un segundo
electrón, eso le fastidia. ¿Por qué? Porque tiene una repulsión
electrónica ya sea positiva o negativa. Entonces eso le complica la
situación. ¿Entendido? Por ello, realmente, realmente, por ello, las
segundas energías de ionización o las segundas afinidades, ¿eh?
electrónicas son más desfavorables energéticamente, ¿eh? La
electronegatividad. La electronegatividad es la tendencia que tiene un
átomo a atraer al par o pares de electrones que comparte con otro. La
electronegatividad, lo veremos, ¿eh? Cuanto más pequeño es el átomo,
mayor será, más electronegativo es. Por lo tanto, más arriba y a la
derecha. Bueno, aquí tenéis una definición de radioatómico. Como veis,
puede ser tanto metálico, covalente o ioni. Ya veis, como siempre, la
semidistancia, ¿eh? Y ya está, ¿eh? La semidistancia que hay entre esos
dos núcleos adyacentes, ahí la vamos a considerar como radioatómico,
¿eh? ¿Cómo varía el radioatómico en la tabla periódica? Bueno, pues
el radioatómico en la tabla periódica aumenta hacia abajo. Hacia abajo en
la tabla periódica aumenta el radioatómico. ¿Por qué aumenta el
radioatómico hacia abajo? Bueno, pues porque aumenta el número de capas
electrónicas. Y a pesar de tener un mayor número de protones en el
núcleo, como sus electrones están más lejos, en orbitales más grandes,
más voluminosos, por lo tanto, aumenta el radioatómico. Sin embargo, en
un mismo periodo, en un mismo periodo, el radioatómico disminuye hacia la
derecha. O si queréis, aumenta... aumenta hacia la izquierda el
radioatómico, ¿vale? Eso quiere decir que cuando está en un mismo
periodo, a medida que nos desplazamos hacia la derecha, como aumenta el
número de protones del núcleo, y al aumentar el número de protones del
núcleo, al aumentar el número de protones del núcleo, ojo, al aumentar
el número de protones del núcleo, y tener el mismo número de capas
electrónicas, el átomo se contrae, el átomo se contrae. Se contrae hacia
la derecha y hacia arriba, por lo tanto, aumenta hacia abajo y hacia la
izquierda. Siempre puede haber alguna excepción, ¿eh? Bueno, aquí
tenéis una figura con radios atómicos, os dais cuenta del cesio, ¿no?,
que es el más de mayor tamaño, y el helio, más pequeñito, ¿no?, y
junto con el hidrógeno. Pero ahora vamos a hablar un poco del tamaño de
los iones con respecto al átomo. Fijaos, ¿vale? Fijaos ahora de estas
especies isoelectrónicas, que antes hemos hablado de ellas, ¿no? El
oxígeno ha ganado dos electrones, y todas estas especies químicas que
veis aquí, ¿no?, todas estas especies químicas tienen diez electrones.
Diez electrones, ¿de acuerdo? Porque han ganado o han perdido un número
de electrones tal que se quedan con la configuración electrónica del gas
noble helio. Del gas noble helio, ¿vale? Entonces, daos cuenta que estas
cinco especies químicas, todas tienen el mismo número de electrones, y la
pregunta que nos podemos hacer es, ¿cuál de ellos será más pequeño?
¿Cuál es más pequeño de todos ellos? ¿Cuál va a ser más pequeño?
Pues, será más pequeño aquel que tenga mayor número de protones en el
núcleo. ¿Por qué? Porque tiene más protones. Va a traer el mismo
número de electrones. Entonces, el magnesio, el heliomagnesio, ¿no? El
heliomagnesio, ¿no? Es el más pequeño, porque tiene doce protones. Y al
tener doce protones, ¿eh?, doce protones, ¿no?, hace que el átomo se
contraiga. ¿Eh? Se contraiga. Más que el eosodio, que el neón, que el
fluoro y el oxígeno. ¿De acuerdo? Bien. Entonces, cuando tenemos especies
químicas isoelectrónicas, será más pequeña aquella que posea mayor
número atómico. Y nada más. Por eso es suficiente. Bueno, estábamos
hablando de cómo variaba el tamaño de los iones, y está claro que cuando
el cloro, el átomo del cloro, gana un electrón para formar el ión
cloruro, ¿no? Está claro que cuando esto ocurre, ¿no?, entonces el ión,
el tamaño del ión es significativamente mayor. Pero bueno, evidentemente,
que energéticamente es un proceso, ¿eh?, que tiene lugar, ¿eh? ¿Qué
pasa con los radios iónicos de los cationes? Bueno, pues si resulta que un
cation o un ión positivo resulta de la pérdida de uno o más electrones,
está claro que el tamaño de los iones positivos será cada vez menor.
¿Por qué es menor cada vez el tamaño de los iones positivos? ¿Por qué
tienen menor tamaño? Bueno, porque ha perdido un electrón y menos
electrones son atraídos con el mismo número de protones. ¿De acuerdo?
Bueno, pues aquí tenéis una referencia del litio con el flúor. Dos
átomos cuyos iones, ¿no?, vemos que en el caso del litio se reduce y el
flúor, ¿no?, se hace más grande. ¿Vale? El cation siempre es más
pequeño con respecto al átomo neutro, y el anión siempre es más grande
con respecto al átomo neutro. Aquí tenéis unas gráficas como varía,
¿no?, los radios atómicos y los iónicos en función del número
atómico, ya sea para iones positivos y iones negativos. Daos cuenta que
los iones positivos tienen menor tamaño, mientras que los iones negativos
tienen mayor tamaño. Hablemos ahora de la energía de ionización. ¿Qué
es esto de la energía de ionización? ¿Qué es la energía de
ionización? ¿Qué es la energía necesaria para esta ionización? Para
formar un electrón de un átomo en estado gaseoso, para formar un cation.
¿Esa energía de ionización cuánto será más pequeña? Cuanto más
fácil sea arrancar este electrón. ¿Cuánto será más fácil arrancar
este electrón? Cuando sea menos atraído por el núcleo del átomo. ¿Y
cuándo se ha traído menos por el núcleo del átomo? Cuando el núcleo
tiene menos número de protones. Es decir, que si el átomo tiene menos
número de protones, es atraído con menos fuerza el electrón, ¿no?
¿Vale? Y por lo tanto, el átomo tiene menor energía de ionización.
Menor energía de ionización. ¿De acuerdo? ¿Cuáles son los elementos
que tienen mayor energía de ionización? Pues los gases nobles, porque ya
tienen una estructura de configuración electrónica muy elevada. A veces
hay anomalías en la tabla periódica, pero esas anomalías vienen
justificadas por configuraciones electrónicas muy estables. ¿Vale? Aquí
tenemos un ejemplo de energía de ionización, ¿no? Y nos lo pone para el
caso del magnesio. Aquí está el ejemplo numérico de aquello que os
comenté. Es decir, los dos primeros, ¿no? Tienen una subida, los dos
primeros tienen una subida significativa, ¿no? De 700 a 1400, pero es que
la subida más, más, digamos, potente es cuando pierdo el tercer electrón
y me quedo con MG3+. Esto requiere una energía de 7700, más de 7700
kilojulios. Eso es mucho, mucha energía. El salto es mucho mayor. Hemos
pasado a un salto, ¿no? De 50 veces mayor, mientras que antes solo era
duplicar. ¿Eh? ¿De acuerdo? Entonces esto es una forma de reseñar o de
detectar o identificar un elemento. Aquel elemento que tenga una energía
de ionización muy elevada en un tránsito determinado quiere decir que ese
electrón debía estar en el átomo. ¿Eh? Debe estar en el átomo. Bueno,
aquí tenéis cómo varía la energía de ionización, ¿no? En la tabla
periódica. Vemos los picos de los gases nobles, que estos no tienen
tendencia ni a ganar ni a perder electrones. Entonces, aquí veis estos
picos con algunas excepciones puntuales. Esas excepciones puntuales se
pueden justificar en cada momento con variaciones de la configuración
electrónica. ¿Eh? ¿De acuerdo? Bueno, ¿qué es esto de la afinidad
electrónica? La afinidad electrónica es la energía intercambiada cuando
un átomo gaseoso capta un electrón y forma una unión. Pueden ser
positivos o negativos. ¿Sí? Bueno, es importante que lo tengamos
presente. Esta afinidad electrónica en la tabla periódica varía igual
que en la energía de ionización. Aumenta hacia arriba y hacia la derecha.
Cuanto más pequeño es el átomo más tendencia va a tener a ganar uno o
más electrones. Bueno, aquí tenéis esta variación. Bueno, la
singularidad del litio que a pesar de ser un alcalino tiene negativa porque
de alguna manera ahí está pues bueno, cuando tiene un tamaño pequeñito
está ahí. ¿Vale? No es habitual que los metales tengan una afinidad
electrónica negativa. Pero bueno, este es el caso. ¿De acuerdo? Bueno,
propiedades no afinidades electrónicas. Estos son datos de afinidades
electrónicas de distintos elementos. No metales esencialmente aunque
también metales. Entonces, fijaos que el flúor es el que tiene, el flúor
y el cloro los que tienen una mayor afinidad electrónica en ese sentido.
Bueno, pues aquí tenemos una afinidad electrónica. Fijamos que la segunda
afinidad electrónica es positiva y más grande porque es generar un ión
negativo aunque eso lleve consigo una configuración electrónica de un gas
noble hay que pensar que ahí hay que vencer unas energías. ¿De acuerdo?
Entonces siempre la segunda afinidad electrónica positiva y mayor que
mayor que la primera. La electronegatividad. ¿Qué es eso de la
electronegatividad? Pues es la fuerza con que un átomo atrae al par o par
de electrones que comparte con otro. ¿Vale? Existe una escala de
electronegatividades de Pauling que es otro Pauling. Ahora veremos el
dibujo. Esto aumenta hacia arriba y a la derecha. Bueno, aquí está. Y
tenemos aquí esta tabla de electronegatividades. Fijaos como los elementos
que están más a la izquierda y más abajo son los menos electronegativos
como el cesio 0,7 el bario 0,9 ¿De acuerdo? Y con eso los que tienen mayor
afinidad electrónica pues el flujo se toma referencia igual a 4 y a partir
de ahí el comportamiento de los otros átomos viene dado. Es decir vemos
que en este sentido ¿No? la electronegatividad va aumentando hacia arriba
y a la derecha como la afinidad electrónica y la energía de ionización.
Podemos hablar ¿No? Podemos hablar también de otras propiedades aquí
tenéis la variación ¿No? De otras propiedades como el carácter
metálico. ¿Qué es eso del carácter metálico? Pues el carácter
metálico lo dan aquellos elementos químicos que tienen baja energía de
ionización, baja electronegatividad baja afinidad electrónica y su radio
atómico cuanto más grande mejor para ir mal. El radio atómico fijaos el
radio atómico cuanto más abajo de la izquierda será más grande entonces
si el radio atómico es más grande ahí tendremos mayor carácter
metálico será más fácil que pierda electrón y tendrá mayor carácter
metálico ¿Vale? Entonces el que tiene mayor carácter metálico será el
cesio ¿Correcto? Pero ojo pero no solo hablemos del carácter metálico
sino también del carácter reductor ¿Qué es eso del carácter reductor?
La tendencia que tiene un elemento a perder electrones por lo tanto el
carácter reductor ¿No? Sería un metal menos un electrón para dar M más
¿No? Entonces cuando un átomo pierde un electrón para dar unión
positivo cuidado ¿No? Esa tendencia a perder el electrón es lo que se
llama carácter reductor entonces los elementos que están más a la
izquierda y más abajo son los que tienen mayor carácter reductor los que
tienen mayor carácter metálico ¿De acuerdo? Pero ahora hablemos de lo
contrario ¿Qué es eso del carácter no metálico? El carácter no
metálico pues son aquellos que tienen tendencia a ganar electrones ¿Y
quiénes son aquellos elementos que tienen tendencia a ganar electrones?
Pues está claro que serán aquellos elementos que tienen mayor afinidad
electrónica mayor energía de ionización mayor electronegatividad
tendemos el carácter no metálico Entonces el flúor sería el elemento
por excelencia de mayor carácter no metálico flúor, cloro, oxígeno ¿De
acuerdo? Es que el carácter no metálico supone lo que hemos dicho mayor
electronegatividad mayor energía de ionización mayor afinidad
electrónica y después tenemos ojo, el carácter oxidante ¿Qué es el
carácter oxidante? La tendencia que tiene un átomo a ganar uno o más
electrones es decir la tendencia a ganar electrones y quedar cargado
negativamente y esa tendencia de ese carácter no metálico aumentará en
la tabla periódica hacia la derecha y arriba porque esos elementos como el
flúor, cloro, oxígeno son aquellos que tienen mayor tendencia son los que
tienen más tendencia de ganar electrones por eso se llaman oxidantes
oxidantes y carácter no metálico unimos a esas propiedades que tenéis
aquí energía de ionización, electronegatividad afinidad electrónica y
radioatómico tened en cuenta que lo único que varía al contrario es el
radioatómico bien pues ahora me gustaría ahora tengo aquí quedan unos
minutitos si os parece tenemos aquí unos ejercicios que podemos empezar a
mirar algunos y cuando no los termináis de mirar vosotros si queréis dice
aquí las sucesivas energías de ionización del berilio están aquí,
escribe las reacciones químicas que justifica el salto energético tan
grande de la tercera bueno pues vamos a verlo la primera fijaos esta
pérdida de un electrón se necesitan 800, 900 julios prácticamente quiero
julios la segunda el doble vale y ya la tercera la hemos liado porque se
necesita casi 10 veces más la tercera la cuarta que quiere decir esto
porque ocurre esto esto ocurre porque el berilio sabéis que es 1s2 2s2
cuando ya he perdido dos electrones el berilio 2 más es 1s2 eso sería el
berilio 2 más tenemos ya perdido dos electrones vale entonces esto que es
esto es la estructura de un gas noble ¿de qué gas noble? del helio 2,4
que es 1s2 entonces perder un tercer electrón al berilio supone romper la
estructura de un gas noble y por eso se requiere tanta energía
¿entendido? importante saber esto vamos aquí dice escribe la
configuración electrónica en el estado fundamental ¿no? de las
siguientes especies químicas aquí lo que tenemos que ver la diferencia
que hay es que el nitrógeno ¿no? tiene 7 electrones el N3- tiene 10
electrones el Cl- tiene 18 electrones y el K- tiene 18 electrones está
claro que los tres últimos son especies químicas que tienen la
configuración electrónica de un gas noble porque tiene la última capa
completa de hecho estos dos sería para el argon y este para el neon ¿no?
si lo miráis en la tabla periódica sin embargo el nitrógeno como tal y
veis aquí la configuración electrónica tiene tres electrones
desapareados luego será una sustancia o un elemento químico
paramagnético sin embargo nosotros, bueno aquí habría que ver el hierro
evidentemente el hierro también es una sustancia paramagnética porque
tiene electrones desapareados aquí lo tenéis 3D6 y el ion hierro también
mantiene electrones desapareados luego son sustancias paramagnéticas
bueno, dado los elementos fósforo, azufre y potasio, escribir para cada
uno de ellos la configuración electrónica bueno, aquí simplemente hay
que mirar en la tabla periódica el número atómico fósforo 15 y lo que
hacemos es escribirlo en función hay que ponerlo en función el último
gas noble del periodo anterior así el fósforo lo dejaríamos como neon
3S2 3P5 porque el neon ya son 10 si miráis la tabla periódica el azufre
que es 16 lo mismo, neon tal pero el potasio que es 19 ya no me atengo al
neon me atengo al argon pues el otro es argon 4S1 y así sucesivamente los
distintos iones ¿eh? y los iones más estables bueno, es que el ion más
estable el ion más estable del fósforo como tiene 5 electrones en la
última capa será P3- del azufre S2- y del potasio K- vale aquí el
siguiente nos pide si tenemos configuraciones electrónicas permitidas
fundamental o excitado 2S1 es evidentemente un estado excitado un electrón
del hidrógeno estaría en el 1S1 el B no es posible porque estamos
poniendo que en un orbital 1S hay 3 electrones eso es imposible en un
orbital como máximo 2 el C tenemos 1S2 2S1 P1 como se ha completado un
orbital P antes que completar los 2S es un estado excitado y el último es
un estado excitado tenemos un estado excitado porque el 2S no se completa y
después se completa el P por eso es un estado excitado muy bien bueno,
pues tenéis aquí algunos ejercicios más ¿no? en esta página os sugiero
que los miréis si tenéis alguna duda pues lo comentamos ¿de acuerdo?
venga, pues muchos ánimos