Hola, buenas tardes. ¿Cómo estamos? Pues vamos a empezar, si os parece,
la primera tutoría de la asignatura de Fundamentos Químicos de la
Ingeniería para los cuatro grados que hay en Ingeniería. Bueno, pues un
saludo a los que estáis conectados en estos momentos. Veo que está Amanda
Cruz y Lluís Jaume Pérez. Bueno, pues si en cualquier momento detectáis
cualquier incidencia, imagen, sonido, pues os agradezco que me lo
indiquéis. Bien, había un compañero más que quería conectarse, no
sabía cómo, que es Andrés Martín Marzano, no sé si lo conocéis. Y
bueno, ahora ya está, ya lo veo por aquí. Muy bien, pues ya estamos uno
más, ¿no? Bueno, como sabéis, esta asignatura es común. Es común a las
cuatro, buenas tardes, vale. Es común a las cuatro ingenierías, aunque
esté dividida en dos asignaturas diferentes, ¿no? Juntando electricidad
teletónica a un lado y mecánica e ingeniería, tecnología industrial en
el otro. Es una cuestión más que nada administrativa, porque el equipo de
gente coincide y prácticamente cada año se está cada vez, esto es mucho
más común. Hasta la misma P. Bien, los contenidos son los mismos, la
bibliografía básica también y adelante. Bueno, pues aquí tenéis el
plan de acción tutorial, donde en un principio hoy tendríamos que empezar
hablando del átomo mecánico cuántico. Y si es posible empezar con el
enlace químico, pues mejor, que el temario es muy largo. Y ya veis aquí,
pues un poquito vamos a intentar seguir este guión. Para que vosotros en
un momento determinado, pues también intentéis seguir, digamos, un
poquito la programación. Si os queréis conectar, os podéis conectar o
no. Os adelanto que como cada año voy a seguir grabando las clases
tutorías. Y en el foro de tutoría, pues también seguramente os pondré
algunas de otros años, ¿no? Porque creo que son interesantes y porque
intento hacer cositas diferentes cada año. Que sean complementarias y que
siempre os puedan ayudar. Independientemente que en el foro de tutoría
veréis que os interesa. Pues incorporaré un número significativo de PECs
resueltas, ¿no? Unos y dos de exámenes, etcétera. Es decir, aparte de
otras actividades complementarias. En cuanto a la evaluación de esta
asignatura, este año no tenemos cambios con respecto a años anteriores.
La estructura del examen, las PECs son lo mismo. No aportan mucho la OPEC.
Como podéis ver, son 25 puntos, ¿no? 0,25 cada una de ellas. En total es
medio puntito. Pero bueno, siempre es bueno porque siempre hay actividades
que tienen un nivel de dificultad similar. Un nivel de dificultad similar a
los exámenes. Por lo tanto, también puede ser un entrenamiento
interesante. La aportación, como veis, es de 0,5 puntos como máximo. Y
para que sume esa cantidad, al menos hay que sacar un 4 del examen. ¿No?
Al menos, dice. De la prueba presencial para que llegue a sumar. Lo que
pasa es que 4 más 0,5 es 4,5. Pero bueno, ahí están las cosas. También
es cierto que hay un informe de calificación del profesor-tutor que
también contribuye. Eso pues también os va a ayudar. Y con mi parte,
sabéis que no... Todo el apoyo para ello. Hablaré de... Vale, muy bien,
gracias. Costa. Decía que, por mi parte... Es Gabriel Costa, ¿no? Vale.
Por mi parte, suelo comentar que evidentemente hay unas prácticas
obligatorias. Pero a fecha de hoy todavía no tenemos... No nos han
trasladado desde la dirección del centro cuáles serían esas fechas.
Están programadas para final de año, principio de enero. Las sabremos, yo
creo que pronto. Durante este mes. Tampoco es imprescindible saberlas hoy.
Pero, como otras veces, pues... Entre final de año y primero de enero,
primer fin de semana, segundo fin de semana... La idea es que sea un
viernes por la tarde y un sábado por la mañana. En ese sentido. Y ahí
sí vosotros podéis ocupar vuestra agenda para que... Es tener
disponibilidad cuando enseguida que se disponga ese calendario. Bueno, la
bibliografía básica la tenéis aquí. ¿No? El libro de química aplicada
a la ingeniería. Es un libro muy completo, muy amplio. ¿No? Y una cosa
que os tengo que decir, por favor, no os olvidéis de abriros el archivo de
las orientaciones concretas. Tenéis en el curso virtual un archivo de
orientaciones concretas. Y sobre todo porque no hay que estudiarse todo el
libro. Hay que ver los epígrafes. Los epígrafes que corresponden a cada
tema. ¿No? Y si cometamos el error, dice, me compro el libro de
ingeniería química. De química. Y no voy a estudiar el libro. No, no.
Vamos a ir a los apartados que nos indica aquí. ¿Eh? ¿De acuerdo? El
temario es amplio. ¿Eh? Y hay pues una concreción de los contenidos.
¿No? Ya veréis un poquito porque evidentemente es muy amplio. Sobre todo
toda la parte descriptiva. ¿No? Es bastante amplia. Entonces, hay que ver
cómo sacotamos todo esto. ¿Eh? Bueno, aunque siempre hay una parte de
todo lo que es la corrosión. ¿No? Eso es muy importante. La síntesis del
amoníaco. ¿No? Hay cosas de descriptiva muy importantes. ¿Eh?
Evidentemente. Cosas de metalurgia también. ¿Eh? Y de química orgánica,
pues un poco algunas reacciones sencillas. Algo de isomería. ¿Eh? No se
suele... No... Algo de formulación como mucho. ¿Eh? No mucho más. ¿Eh?
De todo lo que hay. Que ya es bastante. ¿Eh? Que ya es bastante. Bueno,
pues si os parece, vamos a empezar. ¿Eh? A hablar un poco de la
asignatura. ¿No? De los contenidos y de... Y de... Bueno, de explicar un
poco las cosas. ¿Eh? Bien. Voy a abriros un archivo que esta vez os he
preparado. Ajá. Es este de aquí. Que bueno, para ir cambiando un poquito.
¿No? Que no veáis... Y... A ver... Aquí tenemos esto. Bueno, pues vamos
a empezar un poquito. Yo también os quiero decir una cosa. Que partimos de
la base que el libro es la referencia de estudio. ¿Eh? Es la referencia de
estudio y hay unos ejercicios de autocomprobación en el libro. Muy
importantes. Que conviene hacer. ¿Eh? No lo olvidemos a esto. Y
dependientemente que lo complementemos con PEC de otros años, exámenes...
Y más que menos pues dispondrá de problemas complementarios. ¿Eh? Bueno.
Pues en ello intentaremos completar. ¿No? Pero quizás primero pues todo
lo que esté relacionado con la bibliografía básica que nos indica el
equipo docente. ¿Eh? Bueno, pues empecemos hablando un poquito del átomo
de hidrógeno. El átomo... No recuerdo si tenéis más o menos formación
de química. Pero el átomo... Diríamos... De hidrógeno hablaríamos de
un núcleo. En el núcleo hay un protón. ¿No? En el núcleo tenemos un
protón que tiene carga positiva. Y un electrón a grandes distancias de
ese núcleo. ¿No? En comparación con el tamaño del mismo. Recordemos que
los electrones y los protones tienen idéntica carga pero de signo
contrario. Pero de signo contrario. Idéntica carga pero de signo
contrario. ¿Vale? Y que dentro del modelo clásico de Rutherford, de
Bohr... Hablamos de órbitas. ¿No? De órbitas. De electrones alrededor
del núcleo. Pero ese concepto se rompe con la teoría mecánica cuántica
del átomo. La teoría por la ecuación de Schrödinger. ¿No? No os
preocupéis porque a este nivel no se pide la resolución de la ecuación
de Schrödinger. Pero sí en cierta medida que interpretemos los
resultados, los números cuánticos. Para ver cómo se forman. O mejor
dicho, cómo vienen descritos los distintos orbitales. ¿Eh? ¿De acuerdo?
Bien, pues... En este sentido... Hablaríamos que el electrón vendría
descrito por un orbital. Y en el caso del átomo de hidrógeno, ese orbital
tendría simetría esférica. Y entonces, esa máxima probabilidad de
encontrar el electrón a una distancia determinada del núcleo... Pues
vendría dada por un orbital esférico. ¿Eh? Esférico. Bueno. Aquí
tenemos, por ejemplo, el átomo de helio con dos protones y dos neutrones.
Bueno, ahí está yo muy deprisa, ¿no? Entonces, claro, es que el
átomo... El átomo en sí... Vosotros sabéis que en el núcleo hay dos
tipos de partículas, protones y neutrones. De manera que podemos hablar de
lo que se llama número másico, que es A, que es Z más N. No sé si lo
veis. Aquí arriba. ¿No? No se ve muy bien. ¿Eh? A es el número másico
y es la suma... O es el número de nucleones, suma de protones y neutrones.
Recordemos que los neutrones carecen de carga. Y que en un átomo neutro
siempre el número de protones será igual al número de electrones.
Entonces Z, que es el número de protones, nos está indicando a la vez el
número de electrones del átomo, ¿no? Eso lo tenemos claro. Bueno, pues
aquí lo tenemos lo mismo, lo que estábamos comentando, ¿no? ¿Y qué
pasa con los átomos? Bueno, es que los átomos pueden... Es decir, lo que
identifica un átomo es el número de protones. Yo diré que tengo un
átomo de hidrógeno cuando tenga un elemento que tiene un protón. Diré
que tengo un átomo de helio cuando tengo... Un átomo que tiene dos
protones. Diré que tengo un átomo de litio cuando tenga tres. Litio, el
berilio cuatro, ¿no? El boro cinco, carbono seis y así sucesivamente.
Nitrógeno, oxígeno, flúor y neón, ¿no? Que ya sería el gas noble del
segundo periodo, ¿no? Porque el primer gas noble es el helio, ¿no? Bueno,
entonces lo que identifica a un elemento químico es el número de
protones. Entonces se llama litio o berilio si tiene tres o cuatro protones
en el núcleo. Pero ¿qué pasa? Que nos vamos a encontrar con átomos de
un mismo elemento que tienen distinto número de neutrones. Entonces, si
tenemos átomos de un mismo elemento que tienen distinto número de
neutrones, a estos elementos, a estos átomos, se llaman isótopos.
Isótopos. Entonces, el concepto de isótopo son átomos de un mismo
elemento que tienen distinto número de neutrones. Es decir, distinto...
Distinto número másico, porque másico era la suma de protones y
neutrones. Y por ello, ya sabéis que tenemos el carbono 12, 13 y 14. Así
como aquí tenéis lo del hidrógeno, el protio, el deuterio y el tritio,
que son los tres isótopos del hidrógeno. Y la mayoría de los elementos
químicos tienen isótopos. Entonces esto nos hace pensar... Bueno, antes
de pensar el hidrógeno, en la masa atómica, vamos a recordar que los
átomos... Los átomos... Tienen... Pueden ganar y perder electrones. Y
formar los correspondientes iones. Claro, es que las reacciones químicas
que nosotros vamos a ver en la asignatura son reacciones químicas en las
que intervienen los electrones de la corteza electrónica. Los electrones
de la corteza electrónica. Y cuando hablamos de electrones de la corteza
electrónica, estamos hablando de los electrones de la capa de Valencia. El
último nivel. Que son los que intervienen en las reacciones químicas. Son
los electrones que se comparten, que se ganan o que se pierden. Y el
número de electrones que se comparten, que se ganan o que se pierden,
viene condicionado, en general, en la mayoría de los casos, para cumplir
lo que se llama la regla del octeto. ¿No? La regla del octeto que nos
dice, a grosso modo, porque no se cumple siempre, que todos los elementos
al combinarse tienen tendencia a ser un elemento que se gana o que se
pierde. Tienen tendencia a estar rodeados de ocho electrones. Excepto el
helio, el litio, el hidrógeno. Que tienen tendencia a estar rodeados de
dos. De dos electrones. Pero bueno, el berilio tampoco puede llegar a los
ocho. ¿Vale? Y el boro tampoco. Tampoco el boro. Que llega a seis, es una
excepción. El berilio a cuatro. Pero ya, a partir del carbono, sí. A
partir del carbono, sí. Bueno, pero entonces, cuando un átomo, ¿no?
Tenemos el átomo de sodio, por ejemplo. ¿Y pierde un electrón? Me da el
ión sodio. ¿Ha perdido un electrón? ¿No? Sigue siendo el átomo de
sodio. ¡Ojo! Y la masa del ión sodio, podemos decir que es la misma que
la del átomo de sodio. ¿Sabéis por qué? Porque la masa de un átomo es
esencialmente la masa de su núcleo. Pensemos que en el núcleo tenemos
protones y neutrones. Protones y neutrones. Y que en la corteza
electrónica, hay electrones. Pero la masa de un electrón es unas mil
veces menor que la masa de un protón o un neutrón. Entonces, eso tenedlo
presente. Entonces, nosotros cuando tenemos un átomo que gana o que pierde
electrones, un átomo que gana o que pierde electrones, tenemos que pensar
que la masa de ese átomo es la misma que el átomo neutro. Eso siempre.
¿Por qué? Porque estamos ganando o perdiendo partículas que tienen de
masa cada una de ellas mil veces menor que la masa de cualquier partícula
del núcleo. Bien. Entonces, el ión sodio y, por ejemplo, el cloro. Y
pongo el cloro que tiene tendencia a ganar y darsele menos. Ahora no voy a
entrar por qué uno gana uno y el otro pierde uno. Será en otro momento.
Pero aquí nos pone el ejemplo este del hidrógeno. El protón y el
hidruro. ¿No? Pues bueno, son iones, positivos o negativos, que provienen
del átomo neutro. Como os decía, con respecto a la masa, ¿no? Con
respecto a la masa, es importante que tengáis presente que, claro, ¿cómo
se define la UMA? Una UMA es la doceava parte de la masa del átomo de
carbono. Entonces, si una UMA es la doceava parte de la masa del átomo de
carbono, el átomo de carbono que tiene doce parti... Bueno, ¿cuál va a
ser? Si una UMA es la doceava parte, pues todo el átomo de carbono serán
doce UMAs. Está claro. Y os dais cuenta que esos doce UMAs coinciden
numéricamente con el número másico. Porque el carbono, ¿no? Ya sabéis
que es... Un momentito. El carbono es seis doce. ¿No? Entonces, coincide
el número másico con la masa atómica en UMAs. Doce. Bueno, vale. Y
después también coincidirá con la masa de un mol. ¿No? Porque un mol se
define como el número de partículas ¿No? Que es el número de Avogadro,
6,023 por 1923, tal que la masa de este conjunto de partículas ¿No? De un
mol ¿No? De ese conjunto de partículas tiene de masa doce gramos. Otra
vez que coincide numéricamente. Por lo tanto, en definitiva, ¿qué está
pasando aquí? Bueno, lo que está pasando es que... esos números
coinciden. Pero después vamos a la tabla periódica y luego resulta que no
coincide. No sale doce, sino doce coma cero once. ¿No? Cero coma once.
¿Por qué? Pues simplemente porque lo que hay en la tabla periódica no es
la masa atómica del isótopo más abundante sino la masa atómica media
ponderada. Una masa atómica media ponderada, m, que sería el porcentaje
de uno por m1, más el porcentaje de otro por m2 el porcentaje de otro...
Bueno, depende cuántos haya, ¿no? Un por ciento por cien. Entonces, esto
sería la masa atómica media ponderada que es lo que nos aparece en la
tabla periódica. ¿De acuerdo? Bueno. ¿Un elemento químico? Bueno, un
elemento químico es una sustancia que no se puede descomponer, nota más
simple. Mediante cambio químico. Cuando estamos diciendo esto, estoy
obviando las reacciones nucleares. Es que las reacciones nucleares una
reacción nuclear no son las que vamos a tratar ahora. Las reacciones
nucleares que intervienen los protones y los neutrones del núcleo ahí
existen transformaciones de un elemento químico a otro. Pero las
reacciones que nosotros vamos a tratar aquí son reacciones en las que
intervienen, como he dicho antes, los electrones de la última capa. Los
electrones de la capa de valencia. Y por lo tanto va a haber ganancia,
pérdida o compartición de electrones. Y siempre tendremos el mismo
elemento. No se va a transformar en otro diferente. Otra cosa es que pueda
cambiar su estado de velocidad la forma de enlazarse, etcétera. Los
elementos químicos se ordenan en la tabla periódica en orden creciente al
número atómico. ¿Vale? Entonces, bueno, aquí tenéis primero una
representación mecánico-cuántica del átomo de hidrógeno donde hemos
quitado lo que es la órbita sino hemos puesto una densidad electrónica.
Una densidad electrónica que nos dice la región del espacio donde la
probabilidad de encontrar el electrón es máxima. A ver... Bueno, entonces
mirad, cuando se resuelve la ecuación de Schrödinger que hemos visto
aquí antes escrita en la anterior página h función de onda igual a e
función de onda no os preocupéis porque esta ecuación de Schrödinger no
la vais a trabajar ni la vais a resolver. Se escapa del nivel de este
curso. Pero permitidme que la ponga más que nada para que veáis un
poquito el origen de las cosas, ¿no? Y que no nos engañemos. Aquí lo que
tenemos es que para resolver esta ecuación esta ecuación que se llama
hamiltoniano, etcétera no voy a entrar en detalles hay que establecer unos
parámetros unos parámetros que llamamos números cuánticos y es lo que
vamos a hablar. Pensad que esta phi que veis aquí es una función de onda
que carece de significado físico Esta phi que hay aquí es una función de
onda que carece de significado físico y nos da una idea pues una onda, la
ecuación de una onda que hayáis hecho física y aparte de ondas pues la
ecuación de una onda como tal nos puede dar una idea de la amplitud de la
onda pero después lo que tiene significado físico es phi al cuadrado que
es la densidad de probabilidad y después phi al cuadrado por el
diferencial de v por el volumen, que es la probabilidad Bueno, pues todas
estas cosillas para vosotros son accesorias pero que nos encuadramos un
poquito el porqué de todo esto el porqué de que al resolver la ecuación
de Schrödinger nos aparecen estos números cuánticos estos números
cuánticos que veis aquí n, l y m porque en definitiva son los números
cuánticos perdonad los números cuánticos n, l y m la matrícula de
nuestros orbitales un orbital va a quedar perfectamente identificado por
los números cuánticos n, l y m ¿vale? Otra cosa es que tengamos que
introducir un cuarto número cuántico denominado spin atendiendo al
principio de exclusión de Pauli solo terminado en i que dice que en un
átomo no puede haber dos electrones con los cuatro números cuánticos
iguales Entonces, ahora hablaremos un poquito de estas reglas de
selección, de los números cuánticos ¿no? que habría que saber un poco
ver cuando un átomo puede tener cuando un electrón, perdón que viene
descrito por un orbital cuánticos o no, ¿no? cuáles son las reglas que
se llaman de selección pero como os decía lo que queda perfectamente
identificado para un átomo ¿no? para un orbital de un átomo son los tres
números cuánticos n, número cuántico principal el número cuántico
principal va desde 1 hasta infinito tiene valores enteros como veis y este
número cuántico principal nos determina esencialmente la energía del
orbital, a medida que aumenta n, aumenta la energía y el tamaño del
orbital ¿vale? energía y tamaño del orbital para n igual a 1 menos
energía que para n igual a 2 etcétera y también los orbitales se hacen
cada vez más grandes ¿qué quiere decir más grandes? que ocupan un mayor
volumen en el espacio próximo al núcleo eso quiere decir que los
electrones en esos orbitales pueden estar lejos del núcleo ¿entendido? el
segundo número cuántico, número cuántico secundario azimutal, vale, L
llega hasta n-1 y entonces a partir de ahí tenemos lo que se llama como
sabéis con L igual a 0 tenemos los orbitales S con L igual a 1 los
orbitales P con L igual a 2 los orbitales D y con L igual a 3 los orbitales
F y para cada uno de estos subniveles ¿no? donde este sea un punto número
cuántico ¿no? que nos habla de los subnivel S, P, D, F ¿no? para cada
uno de ellos se corresponde una energía determinada ¿eh? y además nos
determina la forma del orbital es que los orbitales S tienen una forma
determinada, los orbitales P otra los D otra y los F también ¿vale? ¿de
acuerdo? ahora bien, ¿cuántos orbitales S, P, D o F tenemos? pues viene
dado por el siguiente número cuántico que es el número cuántico
magnético el número cuántico magnético que va desde menos L hasta más
L por lo tanto si L es igual a 1 la M puede ser menos 1, 0 y 1 y tenéis
aquí por lo tanto los tres posibles orbitales P Px, Pi y Pz ¿no? ¿de
acuerdo? y así se van construyendo todos los orbitales ¿eh? después
tenemos el cuarto número cuántico el cuarto número cuántico no me sirve
a mi para identificar un orbital no lo necesito, si para diferenciar los
dos posibles electrones que caben en un orbital 1 spin más 1 medio y menos
1 medio corresponde a un sentido horario o antihorario de esos electrones
alrededor de ese núcleo de rotación ¿eh? de rotación ¿vale? bueno
vamos a continuar aquí tenéis la forma geométrica de estos orbitales ojo
que hablamos de probabilidad de encontrar el electrón ¿no? en una zona
próxima al núcleo en función del orbital en concreto y aquí tenéis
pues los orbitales S, P, D y F solo hay un orbital S 5Ds, 7Fs en función
de los valores que puede tomar L perdón M que va desde menos L hasta más
L pasando por el 0 pasando por el 0 bueno ¿cómo se ocupan esos orbitales?
esos orbitales se ocupan ¿no? de menor a mayor energía se ocupan siempre
de menor a mayor energía estos orbitales se ocupan siempre de menor a
mayor energía ¿eso qué quiere decir? que se ocupan de menor a mayor
energía pues quiere decir que primero se va a ocupar el orbital 1S que es
el de menor contenido energético esto viene dado por este diagrama de
Müller después el 2S ¿no? claro alguien puede decir esto va por filas el
dibujito pone que va por diagonales ya os pongo de exponente el número de
electrones máximo que caben y ojo yo no estoy diciendo que quepan 6
electrones en un orbital P es que hay 3 orbitales P y como hay 3 orbitales
P 3x2 es 6 después del 2P viene el 3S2 3P6 y aquí viene la excepción que
en lugar de completarse los orbitales 3D vienen los 4S y después los 3D
¿eh? 4S2 3D10 4P6 vale 5P6 no lo voy escribiendo todo siempre por
diagonales lo tenemos claro esto no nos olvidemos bueno aquí tenéis un
poco la configuración electrónica ¿no? la configuración electrónica de
los primeros electrones los primeros elementos de la tabla periódica
primero se van ocupando los orbitales de menor a mayor contenido
energético es una forma de representarlo ¿no? pensar que como el número
atómico coincide con el número de electrones con esa información es
suficiente ¿eh? interesante pues el hecho de que tengamos electrones
desapareados o apareados bueno ¿qué pasa aquí? tenemos ya una cosa
singular del carbono es que si nosotros escribimos la configuración
electrónica del carbono así como hemos dicho hasta ahora tendría que ser
esto ¿no? 2P2 claro 2P2 que no estoy especificando ¿por qué los separa
en dos orbitales P? hay que recordar la regla que tenéis aquí indicada
que es la regla de máxima multiplicidad de Hunt esta regla de máxima
multiplicidad de Hunt que nos dice pues que si tenemos estos orbitales 2P
2Px 2Py 2Pz el primero se completa aquí uy, se ve flojito ¿no? el segundo
aquí el tercero aquí y ya el cuarto se aparea con el primero y así
sucesivamente ¿de acuerdo? esto es lo que nos dice la regla de máxima
multiplicidad de Hunt esta configuración electrónica lo que estamos
diciendo fijaos que cuando llegamos ya al Neon está completa ya está
completo el segundo nivel ¿de acuerdo? bueno y aquí puede ser un momento
para hablar o recordar lo que es a ver ¿cómo se dice esto? cuando un
átomo es diamagnético paramagnético ¿qué es esto de un átomo
diamagnético? un átomo diamagnético es aquel que tiene todos los
electrones apareados es decir, no tiene ninguno suelto el helio el berilio
sería según estas configuraciones electrónicas junto con el Neon átomos
diamagnéticos porque todos los electrones están apareados es decir, no
hay ninguno solo están 2 a 2 sin embargo ya tenemos aquí que que el
hidrógeno el litio ¿no? el carbono el oxígeno el flúor todos ellos son
paramagnéticos ¿qué quiere decir paramagnéticos? que tienen al menos un
electrón desapareado bien tenemos aquí el león sodio que también es
paramagnético el magnesio ya no lo veis el aluminio vuelve a ser
paramagnético porque tiene un electrón desapareado y así se construiría
la configuración electrónica de todos los elementos químicos de todas
formas, como os dije aquí hay unas excepciones sobre todo cuando se
podría dar lugar a configuraciones electrónicas de orbitales llenos o
semillenos y aquí lo que se comenta pues por ejemplo son estas excepciones
del cromo y del cobre cuando nosotros tenemos una configuración
electrónica tipo a ver aquí 3D4 4S2 por ejemplo resulta que es más
estable 3D5 4S1 ¿no? e igual pasa con el cobre en vez de ser 3D9 4S2
sería 3D10 4S1 pero esto son excepciones, cosas muy singulares que bueno
que tampoco tienen mayor relevancia pero que bueno lo digo porque si
después consultáis la tabla periódica y veis ¿y esto por qué es así?
porque configuraciones electrónicas de orbitales llenos o semillenos son
más estables que las que están aquí indicadas por encima en cada caso y
por eso se producen estas excepciones en definitiva son excepciones en ese
sentido sin lugar a duda muy bien pues vamos a continuar aquí por ejemplo
tenéis configuraciones electrónicas de iones bueno y podemos tener iones
positivos y iones negativos ya sabéis que los no metales tienen tendencia
a ganar electrones y adquirir la configuración electrónica del gas noble
del mismo periodo mientras que los metales lo contrario tienen tendencia a
perder electrones y adquirir la configuración electrónica del gas noble
del periodo anterior ¿de acuerdo? bien, pues entonces aquí tenemos la
curiosidad de que aquí tenemos cuatro elementos que tienen nueve, diez,
once y doce protones en el núcleo y por lo tanto no son no tenemos los
mismos números de protones tenemos distintos números de protones pero lo
que ocurre es que tenemos aquí un átomo que ha ganado un electrón ¿no?
y por lo tanto tenemos diez electrones aquí también tenemos diez
electrones y aquí también tenemos diez electrones por lo tanto ¿no? que
se llaman isoelectrónicas ¿y por qué tienen esta configuración
electrónica? porque es muy estable todas ellas adquieren la configuración
electrónica del gas noble del gas noble correspondiente en este caso el
neón más próximo ¿de acuerdo? bueno, entonces esto nos va a dar una
serie digamos de propiedades el hecho de que todos ellos sean
isoelectrónicos tienen el mismo número de electrones ¿y por qué esta
estabilidad? porque todos ellos todos ellos llevan consigo que tienen en la
última capa diez electrones y eso supone tener la última capa al segundo
nivel completo eso le da una estabilidad muy grande en el sentido de que ya
no van a reaccionar para ganar más o perder más electrones bien, bueno la
tabla periódica ya sabéis que están agrupadas por grupos verticales y
periódicos que tienen dos filas horizontales y los elementos se clasifican
del grupo S alcalinos y alcalinotérreos los metales del bloque D los no
metales metaloides del bloque B después están los gases nobles lo vamos a
ver en las siguientes diapositivas también un poquito aquí tenéis la
tabla periódica con los colores veis un poquito lo que son los metales de
transición en este color verde los metaloides en este color morado y este
otro color verde pues serían los no metales que son muy poquitos como
podéis ver y los halógenos que también son no metales cuidado que los
halógenos también son no metales aquí en amarillo y aquí tenéis los
gases nobles aparte de los lantarios y lactínidos que bueno, ya sabéis
que son unas tierras raras bueno otra tabla periódica en versión larga
que no se utiliza bueno, aquí sólo un comentario con la carga efectiva
del núcleo tenemos que pensar que claro las tablas periódicas vienen
condicionadas por el tamaño y el tamaño de un átomo viene condicionado
por la carga nuclear efectiva claro, ¿y eso qué quiere decir? pues no
sabemos ya que tenemos unos protones en el núcleo sí, claro que sí que
sabemos que hay unos protones en el núcleo y que cuanto mayor sea el
número de protones en el núcleo mayor va a ser la fuerza de atracción
porque mayor es la carga pero perdonad pero tenéis que pensar tenéis que
pensar que los orbitales que hay internos porque claro el tamaño de un
átomo me lo va a determinar la distancia del electrón más externo al
núcleo esos orbitales de los electrones internos que están por debajo de
la capa de valencia según qué orbitales son vamos a ver todos producen un
efecto de apantallamiento hablar de un efecto de apantallamiento quiere
decir que hacen disminuir la carga real efectiva del núcleo pero en
especial los orbitales D tienen un mayor poder de apantallamiento ¿por
qué? porque son muy voluminosos y hacen que esa carga nuclear efectiva del
núcleo sea menor los P también, pero no tanto y los S menos entonces que
sepamos que realmente aunque nosotros estemos considerando que crece la
fuerza del núcleo con la carga hay que pensar que a veces nos vamos a
encontrar con que esa carga nuclear efectiva no es tanto lo que pensamos
que es, y el tamaño del átomo disminuye menos de lo que cabría pensar y
por lo tanto las propiedades periódicas derivadas del tamaño del átomo
no tienen esa variación estándar derecha, arriba, etc. es eso lo que
quería deciros bueno, pues aquí tenemos un aluminio que tiene 13 número
atómico 13 13 electrones y el último electrón la capa de valencia es 3s2
3p1 ya en el nivel 2 esos electrones del nivel 2 y del nivel 1 producen un
efecto de apantallamiento y eso hace que disminuya la carga real del
núcleo el efecto atractivo sea menor por la presencia de todos estos
electrones de estos orbitales que hacen que la carga nuclear efectiva sea
menor bien, vamos a hablar ahora ya de las propiedades periódicas de los
elementos químicos y vamos a centrarnos esencialmente en las más
relevantes aunque vale la pena comentarlo mira bueno las propiedades todas
estas propiedades varían gradualmente en los grupos y periodos y están
condicionadas estas propiedades a la configuración electrónica es decir,
si tengo un elemento químico cuya configuración electrónica acaba en 1,
2 o 3 electrones o en 4, 5, 6 o 7 evidentemente y también a la carga
nuclear efectiva porque en función de la carga nuclear efectiva el tamaño
será menor la energía para ganar o perder un electrón será diferente
entonces, de esas propiedades tenemos el radio atómico el radio atómico
identifica bueno, el radio atómico nos indica el tamaño del átomo y
cuando hablamos del tamaño del átomo del radio atómico lo que estamos
diciendo del átomo en sí con este radio atómico es la distancia la
semidistancia que hay entre el centro de dos núcleos adyacentes esa
definición queda perfectamente clara ¿cómo varía el tamaño del radio
atómico? lo veremos después, pero ya os adelanto que evidentemente cuando
aumenta el número de capas electrónicas el radio atómico aumenta no
queda más remedio bien la energía de ionización ¿qué es la energía de
ionización? es la energía que se debe suministrar a un átomo en estado
gaseoso para arrancarle el electrón más externo esta energía de
ionización siempre es positiva porque es una energía que hay que aportar
una energía que hay que aportar ¿eh? una energía que hay que aportar
¿de acuerdo? ¿y qué ocurre? lo veremos después con algunos ejemplos que
las sucesivas energías de ionización van aumentando a medida que yo voy
arrancando electrones se necesita más energía después veremos algún
ejemplo porque hay un salto tan brusco ¿y la afinidad electrónica? la
afinidad electrónica es la energía que se desprende cuando un átomo en
estado gaseoso gana un electrón y que la primera afinidad electrónica es
negativa la primera afinidad electrónica es negativa ¿por qué? porque se
libera una energía es negativa ¿de acuerdo? la afinidad electrónica es
negativa pero las sucesivas son positivas ¿por qué? es que en definitiva
lo que le pasa a un átomo es que perder más de un electrón o ganar más
de un electrón no le va bien siempre se necesita más energía para
arrancar más electrones y también hay que aportar energía si queremos
incorporar más electrones ¿vale? ¿y la electronegatividad? pues la
electronegatividad es la fuerza con que un átomo atrae al par o par de
electrones que comparte con otro tan sencillo como eso ¿quienes son los
más electronegativos? los que están más arriba y a la derecha de la
tabla periódica porque son más pequeños son más pequeños y además ya
tienen 7 electrones en la última capa, o 6 y esos elementos tienen
tendencia a ganar electrones y si no los pueden ganar por lo menos
compartirán tendrán tendencia a compartir y cuando los compartan
atraerán con más fuerza a esos electrones que comparten con otro átomo y
estarán más próximos a su núcleo que el otro átomo y por eso se
generará un dipolo un momento dipolar y tendremos una molécula polar
bueno, aquí tenemos lo del radioatómico ya lo hemos comentado no voy a
pararme más es la semidistancia que hay de centro a centro puede ser
metálico, un compuesto covalente, etc. ya hemos dicho cómo aumenta el
radioatómico o mejor dicho, hemos dicho cómo disminuye hacia arriba y
hacia la derecha y por lo tanto aumenta hacia abajo y hacia la izquierda
claro, es que aumenta hacia abajo porque aumenta el número de capas
electrónicas de niveles ¿y por qué aumenta también hacia la izquierda?
porque tiene menos protones en un mismo periodo es que hacia la derecha, en
un mismo periodo en un mismo periodo hacia la derecha el radioatómico
disminuye ¿no? y hacia abajo el radioatómico aumenta ¡ay! la flecha la
he puesto de esta manera y parece como... bueno, más menos, cuidado espero
que no os confundáis con este tema puedo volver a dibujar la flecha si
queréis y evidentemente voy a decir lo mismo ahora que antes ¿eh? que
aquí el radioatómico será más grande y aquí será más pequeño bueno
más grande y más pequeño más, más grande, menos, más pequeño hay
algunas anomalías pues debido sobre todo a los metales de transición los
metales que tienen los orbitales de semillenos orbitales de semillenos ahí
tenemos ciertas anomalías ¿no? entonces en ese sentido pues hay una serie
de picos aquí tenéis esta gráfica de radios atómicos ¿no? que ya veis
como el cesio es el que tiene más grande y el hidrógeno helio es más
pequeñito, como el flúor ¿no? y los iones bueno, pues es conveniente
hacer un comentario sobre el tamaño de los iones volvemos a tener los
iones de antes que vimos que eran especies químicas isoelectrónicas
especies químicas isoelectrónicas sí, isoelectrónicas que tienen el
mismo número de electrones entonces cuando tenemos estas especies
químicas donde todas aquí en este caso tenemos 10 electrones y 10
electrones ¿vale? tenemos 10 electrones ¿de acuerdo? entonces esos 10
electrones hacen que como el magnesio tiene 12 protones hace que sea la
especie química más pequeña porque a igualdad de electrones será más
pequeña aquella especie química que tenga más carga en el núcleo 12
protones es el magnesio y por eso este tamaño que veis aquí como el más
grande es el ion oxígeno ¿no? y el más pequeño será el ion magnesio
¿por qué? porque tiene mayor número de protones en el núcleo bueno,
entonces hablamos aquí un poquito ¿no? del tamaño si se forma un ion
negativo aumenta el tamaño está claro si tenemos una especie química
como es el cloro el Cl- será más grande pero al revés pasará con el
sodio si pierde un electrón será más pequeño este será más grande y
este será más pequeño ¿no? me refiero a los iones correspondientes
bueno, pues aquí tenéis estos los tamaños de los correspondientes iones
donde veáis viendo que disminuye por el hecho de que se pierdan electrones
¿vale? bueno, aquí otro ejemplo siempre el ion positivo más pequeño el
ion negativo, el anión siempre más grande ¿no? lo tenemos claro fijaos
esta diferencia de tamaño que da lugar ¿no? entre uno y el otro entre el
átomo neutro y el ion bueno aquí tenéis una comparación de radio
atómico y radio iónico para metales y para no metales fijaos como el
tamaño ¿no? el tamaño de los iones positivos siempre es menor que del
átomo neutro mientras que el tamaño de los iones negativos siempre es
mayor que el átomo neutro ¿no? esto tenerlo siempre presente bueno,
¿qué es la energía de ionización? es la energía necesaria para
arrancar el electrón más externo de un átomo en estado gaseoso y como ya
os había dicho antes siempre se necesita más energía para arrancar el
segundo electrón que el primero y fijaos aquí en este ejemplo del
magnesio como pasamos de 700 a 1400 y claro está el hecho de que la
tercera es 7700 ¿eh? ¿eso qué quiere decir que la tercera sea 7700? pues
que ha subido muchísimo que es mucho mayor ¿no? ¿y por qué? porque
tenéis que saber que la configuración electrónica del magnesio bueno,
¿qué era la configuración electrónica del magnesio? neón ¿no? tres S2
eso es el magnesio pero el magnesio 2 más que ha perdido dos electrones es
la configuración electrónica del neón si al neón a una configuración
electrónica del neón le tengo que arrancar otro electrón le estoy
fastidiando mucho a este ion al ion magnesio 2 ¿por qué le estoy
fastidiando mucho? a este ion magnesio 2 ¿por qué le estoy fastidiando
mucho? bueno, pues simplemente por el hecho de que rompo la estructura de
un gas noble y eso requiere mucha energía y eso hace que no se duplique la
energía sino que se multiplique por 5 no por 2, sino por 5 lo que se
necesita para arrancar el tercer electron ¿no? pues esto también es una
forma de identificar a qué grupo va a pertenecer un metal desconocido, un
elemento desconocido donde se produce este salto brusco quiere decir que
tenía antes la estructura de un gas noble bueno, aquí tenéis una
variación en la tabla periódica de la energía de ionización está
regulada y está relacionada con el radioatómico o volumen atómico
anomalías o saltos de radio o volumen atómico llevará consigo también
anomalías o saltos de la energía de ionización ya sabéis que la
energía de ionización aumenta hacia la derecha y hacia arriba en la tabla
periódica ¿por qué? porque es más pequeño el átomo suficiente
afinidad electrónica ¿qué es la afinidad electrónica? la energía que
se desprende cuando un átomo en estado gaseoso gana un electrón es una
energía normalmente negativa normalmente negativa ¿vale? sobre todo
porque los no metales aunque algún metal también la da negativa pero la
segunda afinidad electrónica como hemos dicho antes, es positiva ¿por
qué? porque a un átomo con una carga negativa entre comillas le fastidia
tener que ganarse otra carga negativa se requiere energía y la segunda
afinidad electrónica es positiva independientemente de que forme una
estructura de un gas noble ¿eh? otra cosa es el balance energético global
que tengamos ¿eh? pero en sí se requiere una energía exterior para ganar
para ganar ese electrón bueno, pues aquí tenéis cómo varía la afinidad
electrónica hacia la derecha y arriba ¿no? aquí tenéis el litio que a
pesar de ser un metal también la tiene negativa al primero puede
parecernos extraño aquí tenemos afinidades electrónicas de distintos
elementos ya veis como el flúor menos 328 tiene más tendencia de hecho el
ión fluoruro sería el ión más estable de todos ¿no? bueno, ahí está
el cloro que tiene 349 aquí tenemos otra anomalía bueno el bromo menos
325 la afinidad electrónica aumenta habría que revisar este dato del 349
ahora supongo que estará bien ahora no lo recuerdo el otro sí que varía
de una forma análoga ¿no? el pico también varía con el azufre bueno,
esas son cosas que no hay por qué memorizar sino que en un principio
están ahí presentes pero bueno, en general diremos que la afinidad
electrónica aumenta arriba y hacia la derecha en la tabla periódica con
pequeños saltos o excepciones y fijaos como la segunda afinidad
electrónica del oxígeno es positiva claro tengo que meter un segundo
electrón ya tengo que requerir energía mientras que al sumar un electrón
libero energía bueno electronegatividad la electronegatividad es lo hemos
comentado antes la fuerza con que un átomo atrae al par o pares de
electrones que comparte con otro cuanto más arriba y a la derecha esté el
elemento químico más electronegativo es por tanto el flúor es el
elemento más electronegativo tenemos la escala de electronegatividad es de
Pauling terminado en ing que toma de referencia el flúor como el elemento
más electronegativo escala 4 lo tenéis aquí veis el flúor escala 4 se
toma de referencia arbitrariamente y el resto en función de esa polaridad
de los enlaces que formaría al combinarse con estos elementos bueno en
general aumenta hacia arriba y a la derecha bueno que otras propiedades
podríamos conocer aparte de estas que hemos comentado pues por ejemplo
podríamos hablar del poder reductor el poder reductor que es eso del poder
reductor también aparece en vuestro libro el poder reductor es la
tendencia que tiene un átomo es la tendencia que tiene un átomo a perder
el electrón y quienes son aquellos átomos que tienen más tendencia a
perder electrones quienes van a ser los átomos que tienen más tendencia a
perder electrones los que tienen baja energía de ionización los que
están más a la izquierda y más abajo de la tabla periódica por lo tanto
el cesio el francio son los elementos que tienen mayor poder reductor la
familia de los alcalinos pero esa tendencia crece hacia abajo los que
tienen gran poder reductor son los que tienen baja energía de ionización
y el poder oxidante ¿qué es el poder oxidante? la tendencia a ganar
electrones poder oxidante tendencia a ganar electrones ¿quién tiene mayor
mayor poder oxidante? pues el flúor ¿por qué? porque es el que tiene
mayor afinidad electrónica los que tienen mayor electronegatividad son los
que tienen más tendencia a ganar electrones y adquirir la configuración
electrónica del gas noble del mismo periodo mientras que los metales
tienen tendencia a perder electrones y adquirir la configuración
electrónica del gas noble del periodo anterior entonces poder reductor y
poder oxidante están en contraposición el poder reductor variará igual
que el radio atómico veis esa flecha verde hacia abajo y a la izquierda
mientras que el poder oxidante varía igual que la energía de ionización
que la electronegatividad y que la afinidad electrónica este poder
reductor varía así el poder oxidante varía al contrario y después
quedaría lo que es el carácter metálico y no metálico ¿quiénes son
los elementos? el carácter metálico de la tabla periódica ¿qué nos
indica el carácter metálico? aquellos que son los más reductores los que
tienen baja energía de ionización baja afinidad electrónica baja
electronegatividad estos son los elementos que se encuentran a la izquierda
y más abajo de la tabla periódica mayor carácter metálico ese carácter
metálico aumenta hacia la izquierda y hacia abajo eso quiere decir que el
cesio tiene mayor carácter metálico que el litio porque está más abajo
en el mismo grupo ¿y el carácter no metálico? del carácter no metálico
estaríamos hablando en este caso del carácter no metálico aquellos que
tienen mayor carácter oxidante mayor afinidad electrónica mayor energía
de ionización es decir mayor tendencia a ganar electrones entonces el
carácter oxidante más oxidante sería el flúor están más arriba y a la
derecha pero estamos hablando del carácter no metálico ¿quién tiene
mayor carácter no metálico? pues el flúor, los halógenos porque están
más a la derecha entre los halógenos el que esté más arriba tiene mayor
carácter no metálico que el que esté más abajo el flúor tiene mayor
carácter no metálico que el yodo por ejemplo bueno vamos a ver si me
permitís que abra un archivo más cortito y empecemos a mirar algo aquí
bueno estos son algunos ejercicios no los vamos a ver todos ni mucho menos
porque no nos da tiempo pero que nos puede servir a vosotros
independientemente que os ponga material en el foro de tutoría para que
podáis trabajar y etcétera bueno aquí nos dan por ejemplo las sucesivas
energías de ionización del berilio ¿no? y puede llamarnos la atención a
lo mejor ya no tanto de que se produzca este salto tan significativo cuando
el berilio pierde el tercer electrón catorce mil y pico ¿vale? mientras
que eran ocho mil, ochocientos bueno novecientos, mil setecientos ¿no? y
este salto tan significativo es lo que nos está indicando que estamos
rompiendo una estructura electrónica muy estable porque el berilio sabéis
que es uno s dos, dos s dos y el berilio dos más es uno s dos ojo, eso es
la estructura del helio ¿eh? y por eso se necesita tanta energía vamos a
ir acabando aquí nos dice que escribamos la confección electrónica en
estado fundamental de determinadas especies químicas, habría que buscar
el número de electrones ¿no? el nitrógeno es siete, siete el nitrógeno
tres menos serán diez el cloro son diecisiete más uno dieciocho el k más
es diecinueve menos uno dieciocho ¿no? entonces el nitrógeno veis aquí
que es uno s dos, dos s dos, dos p tres es paramagnético y el n tres menos
pues si gana tres electrones será uno s dos, dos s dos tenemos la
estructura del gas noble neón y será diamagnético diamagnético ¿vale?
el cloruro y el potasio con dieciocho porque estos tienen dieciocho
electrones ambos el ion cloruro y ion potasio, dieciocho electrones tienen
su última capa completa su última capa completa ¿no? están rodeados de
dieciocho electrones tiene su última capa completa ¿si? tienen la misma
estructura del gas noble argón del argón ¿vale? el hierro, pues fijaos
esta es la estructura del hierro que es paramagnética tiene electrones
desapareados igual que el nitrógeno y el ion hierro también bueno vamos a
ver un poquito más si queréis aquí tenemos estos elementos químicos el
fósforo, azufre, potasio y nos dice que escribamos la configuración
electrónica, yo creo que esto no tienes que tener mucho problema, en el
siguiente de abajo puede ser interesante identificar si está en un estado
excitado prohibido o fundamental fijaos que el primero 2s1 un átomo con un
electrón tendría que ser 1s1 por lo tanto está en un estado excitado
porque tendría que ser 1s1, el segundo está mal es prohibido porque no
existe un 1s3 porque en un orbital como mucho puede haber dos electrones,
el siguiente será otra vez un estado excitado porque tenemos un orbital p
que se ocupa pero sin haber completado el 2s y el último pues también
tenemos un estado excitado porque se completan los p6 antes del 2s que no
está lleno vamos acabando aquí nos dicen combinaciones de números
cuánticos que puedan ser posibles o no hay que cumplir las reglas de
selección, el primero sí porque para n igual a 3 la l puede valer 0, 1 y
2 en este caso es 0 ¿es cero? a ver entonces este no es aceptable el 3, 0,
1, 2 este de aquí esto no puede ser el 3, 0, 1, 2, el 3, 1, 1 sí 0, 1, 2
no aquí se han equivocado este no puede ser aceptable porque si tengo si
tengo aquí el segundo número cuántico cero este tiene que ser tiene que
ser cero aquí por ejemplo no es aceptable porque n no puede valer cero y
el último no es aceptable porque la s tiene que ser más o menos un medio
¿vale? entonces bien pues si os parece lo vamos a dejar os invito a que
terminéis de hacer estas actividades os pondré en el foro de tutoría
algunas más ¿no? y nos reemplazamos a la semana que viene si os va bien
como tengáis vuestra disponibilidad muchas gracias por vuestra asistencia
también