Bueno pues, buenas tardes. Vamos a iniciar esta sesión de la asignatura
de bases químicas del medio ambiente para el grado de ciencias
ambientales. Pues gracias a los que os habéis podido conectar, ya sabéis
que cada sesión se va a grabar y si os podéis conectar perfecto y si no,
pues dispondréis de la grabación enseguida que esté disponible, la
incluyo en el foro de tutoría, como de costumbre. Bien, brevemente,
tenéis el pad en el foro, también lo tenéis aquí en esta sesión, lo
podéis descargar. Tenéis de manera orientativa lo que vamos a ver cada
semana, quizás hagamos alguna pequeña variación en los últimos temas
del medio ambiente en función de cómo vayamos el ritmo. Bien. Y quizás
lo más relevante a comentar, bueno, sabéis que esta asignatura del examen
se pueden obtener nueve puntos y las PECs, que son voluntarias, ¿no? Hay
doce, una para cada tema, llegan a sumar hasta un punto. Son PECs online,
es decir, que las abre el equipo docente, ¿no? Semanalmente las va a ir
abriendo y no tienen fecha de caducidad, es decir, que se pueden ir
haciendo hasta mayo, ¿eh? Ahí veréis la fecha, concretamente, ¿vale? Y
después están las prácticas, que son obligatorias. Lo importante de
estas prácticas, independientemente de cómo sean al final, presenciales o
virtuales, ¿no? Esto lo comentaremos en el foro de tutoría. Sí que es
cierto que suman un punto a la nota, así como la suma de las PECs a la
nota del examen, un cuatro para sumar, ¿no? Suman un punto. Entonces, mi
recomendación, como os he puesto en el foro de tutoría, es realizarlas.
Bueno, independientemente de que las tuvierais, ¿no? Porque os suma un
punto. Y eso, pues, os puede ayudar a aprobar o a obtener muy buena
calificación. Pero bueno, si ya las tenéis realizadas o pretendéis
convalidarlas por otras realizadas en otro momento, pues, como consideréis
vosotros. Yo creo que el punto también vale la pena. ¿Qué más? La
estructura del examen la tenéis, pero atendiendo las circunstancias,
seguramente no será así. Ya lo comunicará el equipo docente cómo será
exactamente el examen, ¿no? No os puedo decir nada más en estos momentos.
Y poquita cosa más. Ah, bueno, sí, la bibliografía básica, importante,
el libro. El libro de teoría... Yo creo que es muy completo. Tiene algunos
problemas de autocomprobación. Es muy aconsejable realizarlos. Y además,
después tenéis ese libro de 500 preguntas tipo test, cuestiones, que os
sirven bastante para preparar el examen, que sabéis que es tipo test,
¿no? Os tenéis ahí una muy buena colección de cada tema, de cuestiones
y pequeños problemas. ¿Vale? Bien, pues, poco más que decir con respecto
a la asignatura. Tenéis aquí el modelo de examen. El modelo de examen,
cómo es, ¿no? Pero puede ser que el año pasado, quiero recordar que al
final todo fue tipo test. Hay que esperar, ¿eh? A qué nos dice el equipo
docente al respecto. Muy bien, pues vamos a empezar ya, si os parece, con
esta breve presentación, a hablar del primer tema. Voy a abrir el archivo.
Bueno, es un PDF creativo. Es interesante. Aquí está. Ah, no, este no es.
Es otro. Vale. Esta es la profesora titular de la asignatura. Y bueno,
estructura de la materia y enlace químico. Vamos a hablar de este tema,
¿no? Lo podemos ver así. O lo puedo poner con... Yo creo que sí, se ve
claro. Se ve claro, ¿no? Sí. Bueno, pues, ¿qué vamos a tratar hoy?
Vamos a hablar un poquito del origen. De la teoría atómica, teoría
atómica de Dalton, partículas fundamentales, modelos atómicos, sistema
periódico, algunas propiedades periódicas y la formación de enlaces.
¿Vale? Pues, bien. Como os decía, vamos a empezar con el tema cuestiones
de teoría atómica. Y lo primero de todo, para justificar o, digamos, ver
por qué el origen de la teoría atómica pues se basa... Se basa en las
leyes fundamentales de las reacciones químicas. La ley de conservación de
la masa, la ley del agua sier, que nos dice que la materia ni se crea ni se
destruye, solo se transforma. Eso quiere decir que en una reacción
química, si partimos de una cantidad de reactivos de materia, al final
tendremos la misma masa de productos. O de lo que tengamos. Porque puede
ser que la reacción se haya convertido a 100% o solo en un porcentaje
determinado. Pero está claro que la masa, en todas las reacciones
químicas que nosotros vamos a tratar, la masa se va a conservar. No vamos
a hablar de reacciones nucleares, donde en las reacciones nucleares sí que
puede haber una transformación basa en energía, pero no solo en objeto,
ahora, de estos primeros temas, ni mucho menos. ¿Vale? Bueno, y después
también está la ley de las proporciones definidas, ¿no? O ley de Proust,
que nos dice que cuando dos elementos se combinan por formar un mismo
compuesto, lo hacen siempre en una relación de masa constante. Es decir,
que si en una relación de masa constante, o en una relación química, o
en un experimento, nosotros determinamos que por cada gramo de hidrógeno
se combinan 8 gramos de oxígeno, esa relación se va a mantener constante.
Siempre 1 con 8, 2 con 16, ¿no? 0,5 con 4, etc. La relación siempre va a
ser la misma. ¿Vale? ¿Para qué? Para formar siempre el mismo compuesto,
como es natural. ¿De acuerdo? ¿Sí? Venga. Después está la ley de las
proporciones múltiples, o de Dalton, ¿eh? Dice que cuando dos elementos
se combinan para dar, o para formar, más de un compuesto, los pesos de
cada elemento que se combinan con una cantidad fija del otro están en una
relación de números enteros. Veremos después algún ejemplo. Es decir,
por ejemplo, el carbono. El carbono se puede combinar con el oxígeno para
dar monóxido de carbono y CO2. Pues, 12 gramos de carbono se puede
combinar con 16 gramos de oxígeno, o bien, con 32 gramos de oxígeno.
¿Vale? ¿Qué nos está diciendo la ley de las proporciones múltiples?
Que estos gramos de oxígeno que se combinan por una cantidad fija de
carbono están entre sí en una relación de números enteros sencillos y
efectivamente es 16 es a 32, es 2 es a 1. 32, 16, 2 es a 1. Es lo que nos
está diciendo. ¿Eh? Que cuando una cantidad, ¿no? de un elemento como
puede ser el carbono se combina con el oxígeno para dar dos compuestos
distintos, ¿no? Estas cantidades de este segundo elemento están en una
relación de números enteros sencillos. ¿Vale? Los volúmenes de los
gases que reaccionan, la ley de Gay-Lussac importante, ley de los
volúmenes de combinación, los volúmenes de los gases que reaccionan y se
obtienen en una relación están también en una relación sencilla y
constante. Es decir, que si nosotros determinamos que dos litros de
hidrógeno se combinan con un litro de oxígeno para dar dos litros de
agua, siempre gas, cuidado, estamos hablando de gases, nunca de líquidos,
esto solo es aplicable a gases, ¿eh? Esa relación 2 es a 1 es a 2 se va a
mantener siempre, siempre y cuando se formen los mismos compuestos como es
natural. Entonces, ¿eso qué quiere decir? Pues si 2 se combina con 1,
para dar 2, pues con 4 se combinarán con 2 para dar 4, etcétera,
etcétera. 1 se combinará con medio litro para dar un litro de agua, ¿no?
Siempre gases. Esa relación va a ser siempre de números enteros
sencillos. ¿De acuerdo? Bueno, a partir de estas experiencias, para
justificar estas experiencias, se postula, pues bueno, Dalton establece
unos postulados sobre el concepto de átomo, ¿no? Partiendo de las
experiencias de las leyes ponderales que hemos comentado, ahora. Entonces,
¿qué nos dice Dalton? Pues que en un principio los elementos están
formados por átomos y los átomos son partículas indivisibles. Ojo,
bueno. Todos los átomos de un mismo elemento son iguales en masa y
propiedades. Está diciendo que cada elemento tiene un tipo de átomos y
todos los átomos de un mismo elemento son iguales, tienen toda la misma
masa y tienen las mismas propiedades. Los átomos de elementos diferentes
tienen masa y propiedades distintas. Bueno. Y los átomos de distintos
elementos se unen en relación de numéricas sencilla, ¿no? Formando
átomos de ese compuesto. Nosotros ya no hablaríamos de átomos,
hablaríamos de moléculas, pero de momento átomos. Bueno. Con estos
principios, Dalton justificaría las leyes ponderales en relación con la
observación de la masa por propiedades definidas y múltiples. Pues sin
embargo, no podemos explicar la ley de volúmenes de combinación. Porque
ahí no entramos. ¿Cómo es posible que un volumen se combine con dos
volúmenes para dar sólo dos volúmenes? ¿No? De gases. ¿No? Entonces,
para ello, para ello, tenemos que valernos de la hipótesis de Avogadro,
que nos dice que volúmenes iguales de distintos gases en las mismas
condiciones de presión y temperatura contiene el mismo número de
moléculas. Ahí. Es que cuando estamos relacionando volúmenes y número
de moléculas, es que el número de moléculas es proporcional al volumen y
viceversa. En las mismas condiciones de presión y temperatura. Nosotros
podemos decir que dos volúmenes de hidrógeno se combina con un volumen de
oxígeno para dar dos volúmenes de agua. ¿Eso qué quiere decir? Que la
relación de moléculas que tenemos ahí es la misma relación 2s1s2.
Aquí, por ejemplo, tenemos dibujadas cuatro moléculas de hidrógeno que
se combinan con dos moléculas de oxígeno para dar cuatro moléculas de
agua. La relación es 2s1s2. Cuatro moléculas con dos para dar cuatro.
Ocho con cuatro para dar ocho. ¿Vale? ¿De acuerdo? Seguimos. Bueno,
podemos hablar de lo que es una sustancia que forma la materia como una
composición definida e invariable, ¿no? Y las sustancias pueden ser
elementos o compuestos. ¿Qué son los elementos? Son sustancias formadas
por átomos de un mismo tipo, ¿no? Podemos tener hidrógeno, podemos tener
oxígeno, nitrógeno, ¿no? Sin embargo, compuestos darían una sustancia
formada por átomos de diferentes elementos. El agua, el amoníaco,
etcétera. El cual, en este caso, este compuesto se puede descomponer en
otros más sencillos. ¿De acuerdo? Bueno, el descubrimiento de partículas
fundamentales o partículas elementales, ¿no? En el átomo, como son los
protones, los electrones y los neutrones, pues evidentemente revolucionó
el concepto de la estructura del átomo, ¿no? El átomo no era una
partícula indivisible, sino que estaba constituido por otras partículas.
¿No? El electrón y el protón son dos partículas elementales que tienen
la misma carga y sino contrario. Y de hecho, al haber también una tercera
partícula como es el neutrón que carece de carga, si un átomo es neutro,
nosotros tenemos que asimilar enseguida que el número de electrones y de
protones que tiene un átomo es idéntico. Si no, no podemos justificar que
el átomo sea neutro. Porque el que un átomo sea neutro no quiere decir
que no tenga partículas cargadas. Cuidado. Es que el átomo, vamos a ver,
que tiene unas partículas en el núcleo que se llaman protones y tienen
carga positiva. Y a grandes distancias de este núcleo se encuentran otras
partículas que son los llamados electrones que tienen carga negativa.
Hemos dicho que tienen la misma carga y sino contrario. ¿Y la masa? ¿Es
la misma de los protones y los electrones? No. Aproximadamente, lo veis
aquí en pantalla, los protones tienen una masa unas mil veces la masa del
electrón. ¿Vale? Mil veces la masa del electrón. ¿De acuerdo? Entonces,
son mucho más pesados los protones que los electrones. Y la masa de un
neutrón prácticamente es la misma que la de un protón. De hecho, aquí
tenéis el mismo valor. ¿De acuerdo? Bueno, pues Thompson establece un
modelo que dice que el átomo era una esfera de carga positiva con
electrones incrustados. ¿Vale? Posteriormente, Rutherford nos habla de que
el átomo consta de un núcleo formado por protones, carga positiva y
neutrones sin carga. ¿Eh? Con una masa idéntica, prácticamente idéntica
que los protones. Y alrededor del núcleo estarían los electrones que
tienen carga negativa describiendo órbitas circulares, elípticas...
Bueno. Y evidentemente, para que el átomo sea neutro, el número de
protones y electrones tendría que ser el mismo. ¿No? Entonces, hay una
serie de parámetros que definen al átomo y que son importantes. ¿Eh? Y
que debemos conocer y saber. ¿Cómo es el número atómico? El número
atómico me representa el número de protones de un elemento químico. Y de
hecho, un elemento químico se identifica por el número de protones, por
Z, el número atómico. Y diremos que un átomo se llama hidrógeno porque
tiene Z1, se llama helio porque tiene Z2, se llama litio porque tiene Z3,
se llama berilio porque tiene Z4, etc. ¿Vale? Perdonad. Y entonces,
sabemos que le hemos dicho que en los átomos neutros el número de
protones va a ser igual al número de electrones. Entonces, a mí cuando me
dan el número atómico me indica el número de protones y a la vez se abre
el número de electrones. Pues pues hay otro parámetro muy importante que
es el número másico. A. Que es la suma de protones y neutrones. La suma
de protones y neutrones. Z más N. Claro. Aquí la gracia que tiene es que
conociendo A que es un dato normalmente fijaos como se representa un
elemento químico X Z A la A ¿no? A partir de A y Z podemos calcular N que
es el número de neutrones. El número de neutrones que tiene el átomo
¿dónde? En el núcleo. La diferencia entre A y Z me da N. El número de
neutrones que tiene el átomo en el núcleo. 39 menos 19 serían 20
neutrones. ¿Vale? Y siempre como se representa un átomo lo vais a ver
esta forma de representarlo a la izquierda con dos números en la parte
inferior siempre es Z y la de arriba es el número másico. El número
másico que es la suma de las partículas que tenemos en el núcleo
protones y neutrones también llamado nucleones. Si consultáis algún
libro veréis que también se llaman nucleones. Los nucleones es la suma de
protones y neutrones. ¿Vale? Y si el átomo es neutro el número de
neutrones coincide con los de protones. No nos confundamos ¿eh? Con los
protones. Bien. Isótopos. ¿Qué es esto de los isótopos? A veces se
pregunta esto. ¿Qué son isótopos? Son átomos de un mismo elemento que
tienen distinta masa. ¿Eso qué quiere decir? Si son átomos de un mismo
elemento quiere decir que tienen la misma Z. Aquí, por ejemplo,
hidrógeno. Aquí tenéis tres isótopos del hidrógeno. ¿Eh? El protio
¿no? O perdón deuterio y tritio. ¿Vale? Pero tienen distinta masa.
Distinto número másico. Además ¿no? Distinta masa también. ¿Eh?
Porque los isótopos de la masa va a ser distinta. Si tienen distinto
número de partículas en el núcleo va a tener distinta masa. Y si tienen
distinto número másico querrá decir que tienen distinto número de
neutrones. Neutrones. Entonces una forma de definir isótopos de un
elemento son átomos que tienen el mismo número de protones pero distinto
número de neutrones. Neutrones. ¿Eh? Así, en este caso el primer
isótopo del hidrógeno el protio tiene cero neutrones. Uno menos uno cero.
El segundo el deuterio uno. Dos menos uno. Y el tercero el tritio tiene
tres menos uno dos neutrones. ¿No? ¿Sí? Este sería cero neutrones un
neutrón dos neutrones. ¿Vale? Vale. Bien. Otro concepto que nos es
importante hablar para nosotros es de la masa atómica. ¿No? La masa
atómica. La masa de un átomo. Claro, la masa atómica la el átomo tiene
una masa muy pequeña. Ya lo habéis visto. Si resulta que tiene protones y
neutrones y la masa de un protón es del orden de 10 elevado a menos 27
kilos ¿No? Estamos hablando de masas muy pequeñas. ¿No? Y los electrones
de 10 elevado a menos 31 kilos. ¿No? Bueno, ¿qué quiere decir todo esto?
Que, que bueno, que los átomos van a tener una masa que es la suma de las
partículas que lo constituyen. Pero se utiliza otra escala. Una escala
más sencilla porque veréis que trabajar con esas escalas de masas
atómicas sumando masa de protones y neutrones no es muy útil. No es muy
práctico. Entonces, definimos el UMA, la UMA, ¿No? Como la doceava parte
del átomo de carbono 12. O mejor dicho, del isótopo 12 del átomo de
carbono. Porque el átomo de carbono ¿No? Sabéis que tiene tres isótopos
conocidos. ¿No? El carbono 12, el carbono 13 y el carbono 14. Con el
átomo 6 neutrones, 7 neutrones, 8 neutrones. Escribiendo fuera. Me está
indicando. Bueno. 6 neutrones, 7 neutrones, 8 neutrones. ¿Vale? Aquí
tenemos 6 que no lo he querido dibujar pero bueno, ahora lo pongo. Vale.
Bueno. Entonces, una UMA es la doceava parte de la masa del átomo de
carbono 12. Bueno. Bien. Y la pregunta es ¿Qué vale la masa del átomo de
carbono 12? Bueno. Pues si la doceava parte es una UMA pues todo el átomo
de carbono será 12. Es como si cogiéramos un pastel, lo dividimos en 12
trozos iguales una UMA es la doceava parte. ¿Y qué vale todo? Pues toda
valdrá ¿No? Está claro. ¿No? Hay que valer 12. ¿Estamos de acuerdo?
¿Eh? Bien. Claro. Después cuando veamos o veis la tabla periódica y veis
que la tabla periódica pone que la masa atómica del carbono es 12,01 y
alguien dice ¡Anda! ¿Es que pasa? ¿Que esto no es verdad lo que os he
contado? Alguien puede pensar si es verdad lo que os he contado. Pero lo
que aparece en la tabla periódica no es la masa atómica del isótopo más
abundante de cada elemento sino la masa atómica media ponderada de los
distintos isótopos que tiene un elemento químico. ¿Qué quiere decir la
masa atómica ponderada? Pues que tiene en cuenta el porcentaje de cada
isótopo que hay en una muestra de carbono en la naturaleza. De hecho, pues
la masa atómica media podría expresarse como el porcentaje de un isótopo
por su masa más el porcentaje del otro isótopo por su masa el porcentaje
del tercer isótopo por su masa dividido por 100. ¿Eh? Esto es si hay tres
isótopos. Si hay dos isótopos se hace con dos y si hubiera cuatro con
cuatro. Veremos después algún ejercicio de estos. Tengo por ahí
preparado. ¿De acuerdo? Bueno. ¿Qué pasa cuando tenemos una molécula?
No es... ¿Cuál es la masa? ¿Qué es la masa molecular de una molécula?
Pues la suma de las masas atómicas de cada uno de los átomos que lo
constituyen. Es decir, bueno, esto ya es otra cuestión. Pero si volvemos
un poquito a lo anterior, perdonadme un instante solo. Claro, si tenemos el
agua, ¿cuál es la masa molecular del agua? Pues la del hidrógeno que es
1 por 2 más 16 que es el oxígeno 18 18 humas sería la masa de una
molécula de agua. ¿Vale? Y así sucesivamente se multiplicaría por el
número de átomos, etc. ¿Vale? Bien. Seguimos. Es un tema muy amplio.
Bueno, modelo atómico de Bohr. Bueno, es que la ciencia avanzó y ese
modelo de Rutherford era insuficiente para explicar distintos hechos
experimentales. Avanzan las teorías electromagnéticas, se implanta la
teoría cuántica de Planck, ¿no? Una radiación electromagnética, ¿no?
Sabéis que es h por nu, h de la constante de Planck y nu es la frecuencia
de la radiación. Pues resultaba que los átomos podían absorber o emitir
energía, ¿no? Emitir energía, ¿vale? Y que vendría dada esa energía
absorbida o emitida por esta ecuación. También, ¿eh? h por nu. h por nu,
h es la constante de Planck y nu es la frecuencia, ¿eh? Es lo que se llama
cuantos de luz, ¿no? También se puede llamar fotones, ¿vale? Y después
tenemos otras experiencias como el hecho del efecto fotoeléctrico que es
el hecho de que los... cuando se hacía incidir una radiación
electromagnética sobre un metal se producía la fotoemisión de
electrones. Es decir, que los electrones arrancaban, ¿eh? Eran arrancados
del átomo. Entonces hay una serie de propiedades. Aquí no vamos a
profundizar en el efecto fotoeléctrico, ¿eh? Porque se escapa esta
asignatura y tampoco es objeto de la misma, ¿eh? Y entonces se descubre
ahí que, que bueno, que los electrones de los átomos pueden ser
arrancados, ¿no? Si se incide una radiación electromagnética de energía
adecuada o mínima o una energía o frecuencia umbral mínima. Muy bien.
También se detectan los espectros de absorción y de emisión de los
átomos, de las sustancias. Eso nos estaba diciendo esto... Los espectros,
¿eh? Un espectro de emisión o de absorción nos indica las frecuencias
¿eh? en las cuales absorbe o emite energía un átomo. Y resultaba que
cada aspecto de cada sustancia era como una huella digital. Cada elemento,
cada sustancia ¿eh? tenía un espectro determinado. Claro, eso era muy
relevante porque es una forma de identificar ¿no? De identificar las
sustancias. ¿Vale? Pero el modelo de Rutherford evidentemente no permitía
justificar todo esto. ¿Cómo es posible que un átomo pueda absorber o
emitir energía? Porque el modelo de Rutherford nos dice que está dando
vueltas los electrones ¿no? Y punto. ¿eh? Y punto. Sin emitir radiación.
Bueno, pues Bohr establece tres postulados nos dice que el electrón gira
alrededor del núcleo en órbitas circulares sin perder energía en forma
de radiación. Serían órbitas estacionarias que se llaman ¿eh? Los
electrones describirían órbitas circulares alrededor del núcleo ¿no?
Sin emitir energía ¿eh? Mientras estén en esa órbita determinada ¿eh?
Mientras estén en esa órbita ¿qué pasa? ¿cuáles son esas órbitas?
Pues, tienen que cumplir esa relación que el producto del momento angular
que es m por v por r no os preocupéis por esta expresión porque no la
vais a utilizar ha de ser un múltiplo de h partido 2 pi no os preocupéis
¿eh? Es decir que las órbitas no pueden ser cualesquiera eso sí es el
concepto que ustedes tienen que dar ¿eh? Ustedes tienen que dar que no
puede ser cualquier órbita sino que están preestablecidas y tienen que
cumplir una relación determinada ¿vale? Y que el tercer postulado
importante que cuando un electrón salta de un nivel a otro ¿no? El
electrón emite energía cuando pasa a otro de menor energía si pasa del
nivel 3 al 2 o al 1 emite energía y absorbe energía cuando pasa lo
inverso de 1 a 2 de 2 a 3 etcétera ¿eh? ¿de acuerdo? Y esa energía
¿cómo la puede absorber? pues mediante una radiación electromagnética h
en u que valga justamente el valor del salto energético que tengamos ahí
Seguimos Se habla de estado fundamental cuando el electrón gira en la
órbita de mínima energía Es decir si estamos en el átomo de hidrógeno
solo hay un electrón está en el nivel 1 está en el estado fundamental si
nosotros le comunicamos una energía y pasa al 2 o al 3 está en un estado
excitado un estado excitado tiene un mayor contenido energético ¿eh?
absorbe energía y pasa a un estado de mayor contenido energético el radio
y la energía es mayor ¿vale? Entonces ¿qué pasa? ¿cuáles son los
posibles estados energéticos según Bohr? Pues n igual a 1 2 3 4 son los
distintos niveles de energía ¿no? los cuales puede tener el átomo a
medida que aumenta n aumenta la energía y aumenta la distancia al núcleo
el radio de la órbita Posteriormente vemos que esa teoría del modelo
atómico de Bohr es insuficiente porque solo permite explicar los espectros
del átomo de hidrógeno pero no de átomos plurielectrónicos y de hecho
después al introducirse en la mecánica cuántica ¿no? y por lo tanto la
ecuación de onda de Schrödinger que tranquilos porque no se va a trabajar
aquí en esta asignatura ni mucho menos solo vamos a hablar de los números
cuánticos es que tenemos que entendernos que la introducción de la
mecánica cuántica nos revoluciona un poco el concepto de la posición y
velocidad de las partículas elementales y aquí estaríamos hablando de
que no es posible a través del principio de incertidumbre de Heisenberg no
es posible conocer con exactitud a la vez la posición y la velocidad de
una partícula entonces hablamos del concepto de orbital atómico en vez de
órbita ya no hablaremos de una órbita sino de orbital de orbital como
región del espacio próxima al núcleo donde la probabilidad de encontrar
el electrón es máxima ¿de acuerdo? bueno eso lo tenemos ahí es un
concepto nuevo que hay que introducir ¿no? y ahora lo que tendríamos que
saber es cuántos orbitales tiene es decir qué regiones próximas al
núcleo la probabilidad de encontrar el electrón es máxima cuántos
orbitales tiene y cuál es su forma geométrica bueno pues entonces el
modelo mecánico cuántico establece que un orbital viene determinado por
tres números cuánticos ojo he dicho tres no me he equivocado no son
cuatro un orbital queda identificado un orbital queda identificado por tres
números cuánticos ¿de acuerdo? tres números cuánticos ¿y cuáles son?
pues n ¿no? l secundario cimutal y número cuántico magnético estos tres
números cuánticos n l y m son las etiquetas son las matrículas de los
orbitales ¿eh? de los orbitales y el cuarto número cuántico el cuarto
número cuántico que veis aquí es lo veremos ahora después cuál es el
origen de alguna manera es que los electrones van a ir ocupando los
distintos orbitales y veremos hay una serie de reglas de selección que en
un mismo átomo no puede haber dos electrones con los números cuánticos
iguales y tenemos la opción de que el cuarto número cuántico es para
identificar que un electrón tenga un sentido de giro antihorario o horario
y hablaremos de spin más un medio o menos un medio ¿eh? ¿eh? bien pero
centrémonos en estos tres números cuánticos que son los que identifican
a los orbitales ¿de acuerdo? y entonces a partir de estos tres números
cuánticos n l y m n l y m ¿eh? y las reglas de selección que llevan
asociados ¿no? podemos ir construyendo los distintos orbitales que tenemos
en cada nivel energético bien mirad si hablamos el primer nivel
energético n es igual a uno ¿vale? bueno a ver si vamos a la página
anterior no lo he comentado pero es importante decir que n va desde uno
hasta infinito números enteros la l ¿eh? y bueno y que el número
cuántico n nos indica esencialmente el contenido energético del orbital
¿vale? a medida que aumenta n mayor energía ¿eh? en teoría se
extendería hasta el infinito son números enteros positivos ¿no? está
claro bueno número cuántico secundario o azimutal l es un subnivel de
energía y va asociado a la forma del orbital la forma geométrica del
orbital forma geométrica del orbital cuidado ¿vale? y puede valer hasta
n-1 después veremos según el valor de l que puede ser y después está el
número cuántico magnético que nos indica la orientación en el espacio
del orbital ¿eh? hablaremos de px pi pz ¿vale? el número cuántico
magnético sólo la orientación el número cuántico l azimutal es un
subnivel de energía y por tanto la forma y también el contenido
energético y el primero sólo el contenido energético bueno entonces con
l podemos tener distintos valores de l si l vale 0 el orbital se llama s
¿eh? y la m como bien sabéis va desde menos l hasta más l sólo valdrá
s perdón sólo valdrá 0 perdonad y el número orbital sólo será 1 y en
el primer nivel sólo puede haber pues bueno habrá un orbital ¿no? y
después justificaremos porque sólo puede haber dos electrones en cada
orbital ¿eh? atendiendo al principio de discusión de Pauli que ahora
después veremos ¿vale? bueno con l igual a 1 tenemos los orbitales p y
¿cuántos orbitales p? pues como m va desde menos 1 hasta 1 dentro de
menos l hasta más l pasando por el 0 pues tendremos números orbitales 3
px pi pz que los tenéis aquí dibujados ¿eh? morado y cuando vamos a l
igual a 2 estamos hablando de los orbitales d donde la m va desde menos 2
hasta más 2 tenemos 5 orbitales d el número máximo de electrones sería
10 2 por cada orbital y ya con l igual a 3 tendríamos orbitales f ¿no?
las formas geométricas de los orbitales pues mira los p px pi pz esos
lóbulos ¿no? ¿vale? bueno sistema periódico ¿no? fijaos cómo están
ordenados los elementos en la tabla periódica pues en orden creciente del
número atómico del número de protones el hidrógeno es 1 el helio es 2
el litio el beririo el boro entonces bueno aquí tenemos que cada fila es
un periodo y cada columna es un grupo y todos los elementos de un mismo
grupo tienen la misma configuración electrónica en la última capa es
decir el grupo 1 acaba en ns1 el grupo 2 en ns2 el beririo etc ¿eh? esto
lo veremos después con algunos ejemplos ¿eh? bueno entonces la
configuración electrónica de los elementos está claro que el número de
electrones ha de coincidir con el número de protones del núcleo entonces
¿cómo se van ocupando cómo estos electrones van ocupando orbitales?
¿cómo van ocupando orbitales los electrones? pues mira van ocupando esos
orbitales de menor a mayor contenido energético de menor a mayor contenido
energético ¿no? principio de energía mínima ¿vale? después atendiendo
al principio de exclusión de Pauling que en el mismo átomo no puede haber
dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales eso nos obliga a
que en cada orbital sólo pueda haber dos electrones ¿por qué? porque el
cuarto número cuántico que nos indica los dos posibles sentidos de giro
del electrón más un medio menos un medio sólo tengo dos posibles valores
por lo tanto fijado los tres primeros ¿no? fijado los tres primeros ¿sí?
¿qué quiere decir esto? pues que el cuarto sólo puede ser más un medio
menos un medio y por lo tanto sólo puede haber dos electrones ¿sí?
después ¿qué tenemos? pues la regla de Hunt o principio de máxima
multiplicidad de Hunt ¿no? que nos dicen que cuando los electrones van
ocupando orbitales degenerados es decir orbitales del mismo contenido
energético como son los orbitales P o los orbitales D lo hacen que están
de manera que están los más los electrones los más desapareados posible
es decir tienen espines paralelos ¿no? siempre que puedan ¿no? y lo
correcto sería lo que tenéis aquí este de aquí sin embargo no se
colocarían con espines opuestos ¿eh? ni tampoco se aparearían si
tuviesen orbitales vacíos eso no ocurre ¿vale? entonces desapareados
posibles con espines paralelos y se empezarán a aparear a partir del
cuarto electrón que entre en un orbital P porque ya no le queda más
remedio que aparearse ¿de acuerdo? bien bueno hay una regla muy
interesante la regla de de cómo se van ocupando los eh orbitales de menor
a mayor contenido energético fijaos esta eh esta este esquema que tenéis
aquí de diagonales ¿no? en que se irían ocupando estos orbitales por
diagonales la primera diagonal la segunda la tercera y así sucesivamente
las distintas diagonales ¿eh? las distintas diagonales tenéis aquí
¿vale? ¿de acuerdo? bueno pues eh hay que recordar después cuántos
electrones cabe en cada subnivel en un orbital 1s sólo puede haber 2
electrones pero orbitales 2p como hay 3 orbitales p en total habrá 6
electrones como hay 5 orbitales d en total podrá haber 10 como hay 7
orbitales f como hemos visto antes habrá 14 ¿vale? y aquí tenéis un
ejemplo de configuración electrónica pues del carbono 1s2 2s2 2p2 de
hecho esto se puede expresar en función del gas noble del periodo anterior
perdonad que sería el helio que es el 1s2 y después el resto sería 2s2
2p2 pero permitidme que lo ponga de forma explícita de manera que esos 2
electrones de los orbitales 2p ocupa un electrón el 2px y un electrón el
2pi en fin no pensemos ¿eh? no pensemos que están los 2 electrones en el
mismo orbital no no ¿eh? nos tenemos que recordar siempre del principio de
máxima multiplicidad de hand o regla de hand ¿vale? y así pues
sucesivamente ¿no? si tenemos 3p5 ahí no queda más remedio son 5 3 y 2
¿no? tiene que haber bueno aquí veis esa forma abreviada pues se puede
poner con capas o con gas noble se suele poner más con el gas noble ¿eh?
más que con capas ¿vale? el gas noble del periodo anterior y lo que venga
del siguiente periodo ¿eh? tenemos ejemplos os abriré después algún
archivo al respecto ¿cómo están los elementos en la tabla periódica
cómo están clasificados pues bueno en distintos grupos hay distintos
grupos principales los grupos A ¿no? los grupos A ¿no? el 1A 2A 3A 4A y
son elementos ¿no? pues muy vamos los que acaban los tienen que ser
familiares los alcalinos ¿no? los que acaban su configuración
electrónica en el S1 litio sodio potasio rubidio cesio y francio alcalino
térreos grupo 2A berilio magnesio calcio estoncio bario y radio ¿no?
bueno el grupo del boro boro aluminio galio indio hidrógeno importante
fluo cloro bromo yodo y astato ¿no? que ese ya tiene muchas
características y los gases nobles también importantes bueno eh ¿en qué
se caracterizan todos los elementos del mismo grupo que tienen la misma
configuración electrónica de la última capa. Importante, eso le va a dar
propiedades químicas semejantes. Para tener la misma valencia en general,
o puede cambiar en algunos detalles, pero en general van a tener una
valencia todos muy similar. En algunos podemos tener varios estados de
oxidación, a medida que bajamos el mismo grupo, pero bueno, ya lo
hablaremos. Luego están los elementos de transición. Son aquellos que
tienen ocupados los orbitales desde D1 hasta D10. ¿No? ¿Vale? Y bueno,
pues ahí tenéis elementos tan importantes como el hierro, el cromo, el
manganeso, la plata, muchos, ¿no? El titanio, etcétera, etcétera. Van
desde D1 hasta D10. Y los elementos de transición interna, que son los
lantánidos y los actínidos, tienen los orbitales F, ¿no? Incompletos, de
F1 a F14. Bueno, estos ya son elementos un poco más raros, ¿no? Por
llamarlo de alguna manera. También se puede llamar tierras raras. ¿Vale?
Bueno. Bueno, los metales. Los metales los tenéis aquí de color verde. Es
la inmensa mayoría, ¿no? La tabla periódica, como podéis ver. ¿Vale?
Los metales de transición importantes. Veis aquí desde el escandio hasta
el zinc, y trio al cambio. Bueno, etcétera. ¿No? Lo que os decía, que
las propiedades químicas dependen de la configuración electrónica, del
número de electrones de valencia, ¿eh? Entonces cada grupo va a tener
propiedades similares. Pues están los metaloides o semimetales, esos que
veis en azul, que pueden comportarse como metales y no metales. ¿No? Y ya,
los poquitos, que son los no metales, esto del hidrógeno que está así en
naranja, como no metal, pues bueno, ahí están las periódicas que se
ponen ahí, se ponen que son no metales. Otros la escriben, la ponen en
medio al hidrógeno. ¿Qué pasa con el hidrógeno? Que es un elemento que
tiene propiedades, propiedades metálicas que se comportan a veces como
metal y a veces como no metal. Y bueno, pues... Quizás más como no metal
que como metal, pero bueno, ahí está. Nunca os van a pedir si es un metal
o un no metal el hidrógeno, ¿eh? Desde luego. Bueno. Entonces hay una
serie de propiedades periódicas que son importantes y que debemos conocer
cómo cambian, cómo varían en la tabla periódica. Por ejemplo, el
radioatómico. ¿Qué es el radioatómico? El radioatómico, ¿no? Es la
distancia entre dos núcleos de dos átomos que forman un compuesto, ¿eh?
Dos núcleos adyacentes, ¿eh? Él sería la distancia centro-centro de los
dos núcleos por la mitad. Eso sería el radioatómico, ¿no? ¿Y qué
pasa? ¿Cómo varía el radioatómico en la tabla periódica? Claro, a
vosotros, vuestros exámenes son tipo test, no vais a tener que razonar.
Pero bueno, para pensar y contestar es bueno que sepamos razonar, ¿no?
Entonces, el radioatómico en un mismo grupo, en la tabla periódica,
aumenta hacia abajo, porque aumenta el número de capas electrónicas,
aumenta el número de niveles, ¿eh? Y por eso aumenta el radioatómico.
Sin embargo, cuando nos desplazamos hacia la derecha, en la tabla
periódica, cuando nos desplazamos hacia la derecha en la tabla periódica,
el átomo se contrae. ¿Por qué? Porque ya no hay más niveles
energéticos. Aumenta en un protón y un electrón. Y el hecho de que
aumente más un protón, ¿eh? Y que el electrón esté en el mismo nivel,
hace que se contraiga. Aunque hay irregularidades, irregularidades, porque
los orbitales D producen efectos de apantallamiento y podemos detectar
irregularidades sobre todo en los metales de transición, ¿vale? Energía
de ionización. ¿Qué es eso de la energía de ionización? Es la energía
necesaria para arrancar el electrón más externo de un átomo en estado
gaseoso. ¿De qué depende? Del tamaño. Cuanto más grande sea el tamaño,
menor es la energía de ionización. Pues luego va a cambiar al revés. Si
el radio atómico aumentaba hacia abajo, la energía de ionización
disminuirá hacia abajo. ¿Por qué? Porque el radio aumenta y se necesita
menos energía para arrancar el electrón más externo del átomo en estado
gaseoso. Y hacia la derecha, como disminuye el radio, aumenta la energía
de ionización. Se necesita más energía. Bien. Ahora, ¿qué pasa? ¿Hay
sucesivas energías de ionización? Pues sí. Siempre la segunda, las
terceras energías de ionización son mayores que la primera. ¿Por qué?
Porque el átomo ya está cargado positivamente y perder otro electrón
supone tener dos cargas positivas. Otro electrón, tres cargas positivas. Y
eso no le gusta. Hay una repulsión electrostática de tener tantas cargas
positivas. Entonces cada vez se necesita más energía para arrancar un
electrón de un átomo. El segundo se necesita más, el tercero más. Pero
veréis que en algunas veces os pueden dar alguna tabla donde en algún
caso habéis visto un salto muy grande. ¿No? Un salto muy grande. Y cuando
se produce un salto muy grande es que rompemos una estructura electrónica
muy estable, como es una estructura de un gas noble. Hablaremos después en
algún ejemplo. Lo tendréis en algún documento que os pasaré. Que os
paso, vamos. Afinidad electrónica. ¿Qué es esto de la afinidad
electrónica? Pues es la energía que se desprende cuando un átomo en
estado gaseoso capta un electrón y se transforma en un ion negativo. ¿Y
cómo varía esta afinidad electrónica? ¿Quién tiene mayor afinidad
electrónica? Los átomos más pequeños. Los átomos más pequeños, ¿no?
Tienen mayor afinidad electrónica porque tienen más tendencia a ganar
electrones. ¿No? Y convertirse en un ion negativo. Pues el flúor, ¿no?
Son los que tienen mayor afinidad electrónica. Es pequeño, tiene ya 7
electrones en la última capa y al ganar uno, tendría 8 y adquiriría la
estructura del gas noble del mismo periodo. Entonces la afinidad
electrónica aumenta hacia la derecha y disminuye hacia abajo. ¿Por qué
disminuye hacia abajo? Porque aumenta el tamaño. Al aumentar el tamaño
tiene menos tendencia a ganar electrones. ¿Eh? Cuanto más pequeño, más
tendencia a ganar electrones. Es más fácil atraer un posible electrón el
núcleo. Electronegatividad. Bueno, la electronegatividad, hay distintas
escalas. Normalmente utilizamos la escala de Pauling, ¿no? Que establece
el máximo de electronegatividad al flúor con 4 y el mínimo del litio con
1. Bueno, entonces, ¿qué es la electronegatividad? La electronegatividad
se define, ¿no? Con que la fuerza, es, perdón, es la fuerza con que un
átomo atrae al par o pares de electrones que comparte con otro. Eso quiere
decir que si tenemos dos átomos que comparten electrones, el más
electronegativo llevará hacia él el par o pares de electrones que
comparte. Ya no estarán simétricamente repartidos, sino que estarán más
próximos del electrón más electronegativo. Hombre, siempre y cuando
tenga una molécula heteronuclear. Claro, si yo tengo una molécula de
oxígeno o de hidrógeno, aquí sí que está igualmente compartido, pero
si tengo hidrógeno y cloro, como el cloro es más electronegativo que el
hidrógeno, ¿eh? Aquí este par de electrones que se comparte estarán
más próximos del cloro que el del hidrógeno. Y habrá como una cierta
carga residual negativa en el cloro y una cierta carga residual positiva en
el hidrógeno, ¿vale? No hay una transferencia de cargas, no se forman
iones, sino que hay una polaridad. Hablaremos de esto también. Bueno, los
elementos electronegativos, ¿no? Los elementos más electronegativos,
vamos a decir que son en general los elementos no metálicos. Tienen
tendencia a captar electrones, a formar aniones, tienen energías de
ionización, afinidad electrónica, ¿no? Elevadas. Y tienen numerosos
electrones en la última capa. 6, 7 electrones en la última capa o 5. Sin
embargo, los elementos no electronegativos, también llamados los metales,
son poco electronegativos, tienen tendencia a perder electrones, a formar
iones positivos, cationes o iones positivos. Y todos estos, como hemos
comentado, tienen energización baja, afinidad electrónica baja, baja
electronegatividad y suelen tener poquitos electrones en la última capa,
porque al perder 1, 2 o 3 electrones, adquieren la estructura electrónica
del gas noble del periodo anterior. Mientras que los elementos no
metálicos o elementos negativos, que tienen 5, 6 o 7 electrones, al ganar
1, 2 o 3 electrones, adquieren la estructura electrónica del mismo
periodo. Bien. Para ir acabando ya un poco este tema, ¿no? Vamos a hablar
un poco de enlace químico. Enlace químico, tenemos que hablar del enlace
iónico, covalente, metálico, fuerzas intermoleculares y el enlace de
hidrógeno. Como veis, está muy comprimido este tema, ¿no? Es muy denso.
Tiene muchos contenidos y seguro que en más de una titulación estaría
desglosado en un par de temas. Pero bueno, también es cierto que el grado
de profundidad en esta asignatura de este tema tampoco es excesivo. ¿No? Y
así lo ha designado o lo tiene establecido el equipo docente. Bien.
Entonces, el enlace iónico, ¿qué se caracteriza? Una transferencia de
electrones de un elemento no metálico. Perdón, de un elemento metálico.
A un elemento no metálico. Eso sería el enlace iónico. Transferencia de
electrones de un elemento metálico al no metálico. Los metales tienen
tendencia a perder, los no metálicos a ganar. ¿Vale? Y ahí habría unas
fuerzas electrostáticas. Enlace covalente, compartición de electrones.
¿Entre quién? Entre elementos no metálicos. No metálicos, que quede
claro. Entre elementos no metálicos. Después está el enlace metálico.
Es el enlace que tiene una muestra de mercurio, una muestra de aluminio, de
hierro. Y sería el enlace que tienen estos átomos de carácter metálico.
Hablaremos de él. Es un enlace de carácter electrostático también.
¿No? Y bueno, a este nivel, pues, simplemente la teoría del mar de
electrones lo veremos también. Y después ya tendríamos otro tipo de
enlaces que son también llamados fuerzas de Van der Waals. ¿No? Fuerzas
intermoleculares. ¿No? O de Van der Waals. Como veis aquí. Y también el
enlace de hidrógeno. El enlace de hidrógeno es muy importante porque
justifica puntos de fusión y ebullición anómalos. Tan importantes en la
vida como los del agua. ¿Eh? Los del agua. Que es muy importante. El hecho
de que gracias al enlace de hidrógeno el agua presente estas
características a temperatura ambiente. ¿Eh? Bien. El enlace iónico ya
hemos dicho que tiene lugar entre un metal y uno metal. Hay una
transferencia de electrones de un elemento metálico a un elemento no
metálico. ¿No? ¿Y por qué se forma un enlace iónico? Porque arrancar
un electrón fijaos. Necesito 492. La finalidad electrónica del cloro es
357. Es decir, este balance energético no es favorable. ¿No? No es
favorable. Entonces ¿qué pasa? Porque necesito 492 y se liberan 357.
¿Qué es lo que hace que se forme un compuesto iónico? Pues la energía
reticular. Es que eso son iones. Os van a formar parte de redes cristalinas
tridimensionales. Y estas redes cristalinas tridimensionales cuando se
forman son mucho más estables que los iones por separado, en estado
gaseoso. Y eso justifica la formación del compuesto iónico. ¿Eh?
Energía reticular o energía de red. ¿Vale? Importante que lo sepamos que
el motivo la causa por la cual se forma un enlace iónico es la energía
reticular o de red. ¿Qué es la valencia iónica o retrovalencia? Pues la
capacidad de un átomo para perder o ganar electrones y formar iones. Iones
positivos, iones negativos o iones negativos. ¿Eh? ¿De acuerdo? ¿Qué es
el enlace covalente? El enlace covalente lo hemos dicho es compartición de
electrones. ¿Entre quién? Entre no metales. Y una de las características
que da lugar al enlace covalente es en general la tendencia que tienen
todos los elementos a estar rodeados de ocho electrones en la última capa.
¿Vale? Ocho electrones en la última capa. Y claro, el cloro ya tiene
siete. Entonces formará un enlace y de esta manera a tener esos ese par de
electrones que se comparte ¿No? Cada átomo de cloro estaría rodeado de
ocho electrones. Aquí el oxígeno comparte dos. Y fijaos como al compartir
dos electrones cada átomo a la vez cada átomo estará rodeado de ocho.
¿Por qué de ocho? Pues porque estos electrones compartidos pertenecen a
los dos átomos. Y los contabilizamos de los dos átomos. Dos dos pares de
electrones compartidos me da un doble enlace. Un doble enlace. ¿Vale? En
el caso del nitrógeno sería un triple enlace. Tiene cinco electrones. Le
faltan tres hasta ocho. Pues comparte tres. Un triple enlace. Parámetros
moleculares interesantes. La longitud de enlace, la distancia entre
núcleos unidos mediante un enlace covalente el ángulo del enlace que rara
vez es de 90 grados pueden ser lineales las moléculas pueden ser angulares
piramidales etc. ¿Qué se entiende por energía de enlace? Pues la
energía necesaria para la formación de un enlace covalente la energía
que se desprende cuando se forma un compuesto un enlace covalente o la
energía que hay que comunicar para romper un enlace covalente ¿Y qué
quiere decir la polaridad del enlace? Pues lo que hemos citado antes con el
cloro y el hidrógeno que es más electronegativo el cloro que el
hidrógeno y el par de electrones compartidos está más cerca del cloro y
esto genera un dipolo porque hay una cierta separación de cargas al estar
más cerca el par de electrones al cloro pues se genera una cierta carga
residual negativa y en compensación una cierta carga residual positiva en
el hidrógeno pero no hay una transferencia de electrones simplemente es un
desplazamiento un desplazamiento de la nube electrónica del orbital hacia
el átomo más electronegativo aquí tenemos algún ejemplo la teoría de
repulsiones de pares de electrones de la capa de valencia nos justifica que
las moléculas puedan ser tetraédricas cuando son del tipo AB4,
piramidales ¿eh? son del tipo AB3 con un par de electrones o angulares del
tipo AB2E2 E es el número de pares de electrones número pares de
electrones de hecho después esto es angular hemos quedado esta es
piramidal y esta es tetraédrica pero ahí también es lineal el AB2 es
lineal y el AB3 es plana triangular plana triangular si viéramos alguno o
que tengáis algún ejemplo más bueno el enlace covalente polar ya lo
hemos dicho ¿no? donde el par de electrones está más cerca del átomo
más electronegativo pues está también el enlace covalente coordinado o
también llamado dativo donde un átomo aporta los dos electrones del
enlace fijaos el amoníaco que tiene un par de electrones incompletos si lo
compartís lo tenéis en pantalla puede captar un protón y formar el ión
amonio NH4+, ¿eh? este sería el ión amonio ¿vale? entonces el protón
sería un átomo aceptor y el y el amoníaco como tiene un par de
electrones sin compartir sería el dador eso quiere decir que ese enlace
los dos electrones lo aportan al mismo átomo por eso la flechita la
flechita del nitrógeno al hidrógeno dándole a entender que aporta él
los dos electrones al enlace bueno el enlace metálico como os decía
simplemente el modelo que tenéis aquí de mar de electrones ¿no? los
iones se empaquetan en redes cristalinas en los huecos tendríamos los
electrones que tienen una gran movilidad que justifican la conductividad
eléctrica y la conductividad calorífica y como os decía las fuerzas
intermoleculares o fuerzas de Van der Waals ¿no? esas son importantes hay
distintos tipos tenemos por ejemplo las fuerzas de dispersión o de London
estas fuerzas de dispersión o de London tienen lugar entre moléculas o
átomos o moléculas monoatómicas como pueden ser los gases nobles ¿no?
helio neon argon etcétera ¿vale? entonces estas fuerzas de dispersión
estas fuerzas de London o de dispersión ¿no? tienen más relevancia a
medida que aumenta el tamaño de la molécula porque se generan por dipolos
instantáneos y esos dipolos instantáneos se pueden inducir más
fácilmente cuanto más grande es la molécula cuanto más grande es la
molécula en sí ¿de acuerdo? eso es importante que lo tengáis claro
¿qué tenemos más? también están las fuerzas de orientación
dipolo-dipolo ¿eh? ¿vale? son debidas a la adaptación electrostática
entre dipolos permanentes moléculas polares como puede ser la que hemos
visto antes HCl ¿eh? ¿vale? eso serían fuerzas de orientación
dipolo-dipolo y las últimas y no por ello menos importante en el ácido
hidrógeno importantísimo el ácido hidrógeno tiene lugar cuando tenemos
un átomo muy pequeño y muy electronegativo eso solo hay tres átomos
¿no? que es el nitrógeno, oxígeno y flúor que están unidos a
hidrógenos ¿eh? solo hay esos tres ¿eh? estaríamos hablando ¿no? del
oxígeno cuando está unido al hidrógeno el nitrógeno cuando está unido
al hidrógeno y el flúor cuando está unido al hidrógeno ¿vale? dan este
enlace de hidrógeno y justifica el punto de fusión y ebullición anómalo
por ejemplo que tenemos aquí con el agua el flúor de hidrógeno el
amoníaco ¿eh? ¿vale? ¿por qué? pues porque al ser tan pequeño y tan
electronegativo esas fuerzas de interacción que hay entre las distintas
moléculas son más intensas que cualquier otra dipolo-dipolo y por ello
¿eh? tiene lugar unos puntos de fusión y ebullición anómalo de manera
anómala muy altos pero que es muy importante ¿eh? bien permitidme que os
haga un ejercicio eh de poquito tiempo pero voy a abriros los archivos para
que podáis trabajarlos aunque también eh aquí estas actividades vamos a
pensar un poco estas actividades todos los átomos que tienen el mismo
número atómico pero diferente número másico se llaman isótopos
verdadero ¿no? lo hemos visto nosotros ¿no? ¿a que sí? ¿eh? si ¿no?
la definición de isótopo ¿no? bueno dice dadas las siguientes
configuraciones electrónicas se afirma que ambas son posibles a ver la
primera ¿es posible? si corresponde a un estado excitado es 1s2 2s2 en vez
de ser 2p6 es 2p5 3s1 pero es un estado excitado ¿es posible? si vamos a
tener una configuración electrónica de un átomo excitado sin embargo la
siguiente que pone 1s2 2s2 2p7 aquí ya no esto no es posible ¿por qué?
porque solo hay tres orbitales p y en cada orbital p como máximo solo
puede haber dos electrones ¿no? por lo tanto y 2 por 3 son 6 no son 7 y
por lo tanto eso es falso ¿eh? romperías con el principio de de
exclusión de Pauling que no puede haber en un átomo dos electrones con
los cuatro números cuánticos idénticos entonces es falso tenemos claro
¿no? falso de los siguientes elementos ¿cuál es el de mayor energía?
energía de ionización litio sodio cloro y francio pues el que está más
arriba y a la derecha de la tabla periódica el litio sodio y francio
están a la izquierda son del grupo 1 los metales los alcalinos litio sodio
potasio rubidio ceso y francio sin embargo el cloro es un elemento no
metálico ¿no? y por lo tanto nos parece bien decir que claro que sí que
el cloro es el más electronegativo de estos cuatro con diferencia vamos
con la cuestión 4 dice ordena de mayor a menor radio estos iones claro
aquí en estos iones estaríamos hablando SN SN2 más SN4 más a ver si
tenemos un átomo de un mismo elemento a medida que yo voy perdiendo
electrones ¿qué está pasando? que tenemos menos electrones en la corteza
electrónica por lo tanto los protones atraerán con más fuerza a los
electrones que quedan y por lo tanto el átomo se contrae un ión positivo
siempre tiene menor tamaño que el átomo neutro un ión negativo siempre
tiene mayor tamaño que un átomo neutro cuidado con estas dos frases que
son muy importantes un ión positivo menor tamaño que el átomo neutro un
ión negativo mayor tamaño que un átomo neutro siempre porque si yo he
añadido electrones el núcleo tendrá que atraer más electrones y por lo
tanto tendrá que repartir esa atracción entre más electrones y será
más grande además esos electrones ocuparán orbitales más lejanos
seguramente entonces el orden de aquí de mayor a menor pues primero sería
el estaño después el estaño 2 más y por último el estaño 4 más
¿vale? bueno el zinc es un elemento de número aritmético 30 indica uno
de los posibles números cuánticos de los electrones más energéticos
bueno eso acaba en D10 ¿no? no, había que hacer la configuración
electrónica sería 1s2 2s2 3s6 3s2 3p6 4s2 3d10 estoy con aquel cuadro de
diagonales 8, 10 12, 18 20, 30 ¿eso qué quiere decir? que acaba es del
nivel 3 estamos en el nivel 3 entonces n ha de ser 3 el primero ya no me
sirve como es un orbital D l tiene que ser 2 pues el segundo ya no me sirve
y pues la m puede ser 0 sí desde menos 2 a 0 y puede ser 1 medio al 4 sí
pues tiene que ser este a ver o ser 3d n es 3 y l vale 2 y a partir de ahí
ya el otro es posible porque la m puede valer desde menos 2 hasta 2 y la s
más menos 1 medio permitidme que os abra estos dos archivos que yo creo
que tenéis aquí unos ejercicios resueltos de las leyes ponderales que yo
creo que os pueden ayudar para trabajar la asignatura y ni que decir tiene
también aquí hay otros de la tabla periódica de cuestiones de
configuraciones electrónicas de números cuánticos que también nos
tienen que ayudar para trabajar la asignatura independientemente que
hagamos que se hagan ejercicios del libro del equipo docente etcétera pues
si os parece lo vamos a dejar aquí que ya nos hemos pasado un poquito de
la hora no sé cómo lo veis a esto bueno