Bien, buenas tardes. Vamos a empezar esta sesión de la asignatura de
Química en el grado en Física. Y en esta primera sesión vamos a comentar
un poquito la organización de la asignatura. Se dispone en pantalla del
plan de acción tutorial, que también lo podéis descargar y también se
encuentra en el foro de tutoría, donde se da una programación aproximada
de la asignatura en las 12 sesiones que se van a realizar, en las 12
semanas correspondientes. Gracias. Tienes aquí, por lo tanto, esta
programación, como os he dicho, que la podéis descargar, que también la
podéis consultar en el foro de tutoría. Y hoy hablaremos un poco de la
estructura atómica y de la clasificación periódica de los elementos. Y
si podemos, empezaremos con el enlace clínico. En cuanto a la evaluación
de esta asignatura, hay que reseñar que tiene dos pruebas de evaluación a
distancia, que son voluntarias y que no cuentan para la nota final. No
tienen una validez, digamos, para la nota final, no contribuyen. No
obstante, a pesar de que no contribuyan, siempre es interesante
realizarlas. ¿Por qué? Porque son ejercicios que tienen una dificultad.
Es una dificultad similar a los exámenes, a las pruebas presenciales. Y
por ello es aconsejable realizarlas en los plazos que establezca el equipo
docente, que será una de ellas en noviembre, a mediados de noviembre,
aquí he puesto fecha orientativa 20 de noviembre, y la otra en enero. Como
he dicho, son voluntarias y no tienen, digamos, contribución a la nota
final. Singularmente en esta asignatura. Bien, el examen. ¿De qué consta
el examen? Bueno, el examen es la prueba presencial, ¿no? Que se aprueba
si se obtiene un 5, pero hay que ir con un detalle. Oye, se tiene que
puntuar ese 5 al menos en 4 de las preguntas planteadas en la prueba
presencial. Es decir, ese 5 al menos se tiene que obtener en 4 de las
preguntas planteadas en la prueba presencial. ¿De acuerdo? Bien. En cuanto
es a la bibliografía básica, pues lo tenéis aquí. Es el libro de
química general, es Editorial UNED. No, los dos volúmenes, aunque en esta
asignatura no se vea ninguno. Integramente los dos volúmenes, mucho menos.
¿De acuerdo? Bueno. No hay prácticas asociadas a esta asignatura. Bien. Y
sigamos un poquito más. También otra cuestión que os quiero decir es que
consultéis la guía completa de la asignatura. Os lo he cargado, lo
podéis descargar del curso, lo tenéis también, ¿no? Aquí no lo voy a
comentar porque ya en el par se ha puesto, digamos, lo más relevante, pero
sí que os aconsejo que la leáis detenidamente. Porque ahí están las
concreciones de cada uno de los temas del programa con el libro. Así que,
por favor, revisadla. Es importante. Seguimos. Bien. Vamos ya, pues, a
empezar, si os parece. Quizás un detalle más es curso cero de química. A
lo mejor algunos de vosotros hace mucho tiempo que no habéis visto
química. Y os puede costar un poquito esta asignatura, pues el centro os
ofrece curso cero de química online a partir del 25 de octubre, los lunes,
la tarde. Se puede seguir en directo desde casa, se grabará, estará a
vuestra disposición. Y bueno, pues a todas aquellas personas que hace
mucho tiempo que no han visto química o que no han visto química y se
enfrentan ahora a esta asignatura, pues es recomendable. Tenéis el enlace
en la página web del centro de la UNED y IES Baleares, ¿no? Y aparte de
este curso cero hay otros, evidentemente, pero este de química os lo
sugiero, os lo recomiendo para aquellas personas que tengan los
conocimientos de química muy obsoletos o quizás olvidados. O que nunca
hay llegado a dar por diversos motivos. Porque para cursar el grado de
física no tienen por qué haber cursado nunca la química, ¿vale?
Entonces sí que es recomendable, ¿eh? Como queráis. Y se da, pues, de
manera online. Después hacen unas pequeñas actividades para superarlo. Y
también tiene de positivo, es que nos da un crédito de CTS, ¿no? Ya
sabéis que en los estudios de grado serán distintos. Ahí podéis obtener
vosotros créditos de CTS a partir de actividades formativas. Pues aquí
obtendríais un crédito de CTS. No hay un examen al final. Sino resolver
cada uno en su casa, tal. Una serie de ejercicios similares a los
planteados a lo largo de las cinco sesiones que hay en estos cinco lunes.
¿De acuerdo? Bien. Venga, seguimos un poquito más. Y yo creo que ahora ya
vamos a adentrarnos un poco en lo que es el programa. ¿No? Bueno. Bueno,
pues vamos a hablar de la estructura atómica. Si habéis visto las
concreciones, los contenidos que os he puesto en esta pantalla, estarán en
otro documento, aunque lo tenéis en la guía general. El primer tema, lo
primero que se plantea para vosotros es la estructura atómica y el sistema
periódico. ¿Vale? Y eso se corresponde con vuestro libro, un apartado del
tema 4, que es el modelo de Rutherford, y después en el tema 5. ¿De
acuerdo? Por mi parte, dentro de lo que es el modelo de Rutherford, muy
brevemente, si no habéis tenido tiempo de leerlo, os lo comento ahora, que
lo tenéis en el libro, es el punto 4.3.2, que es lo primero que os
comenta, digamos, el equipo docente, revisar. El modelo de Rutherford es un
modelo atómico que se basa en la experiencia en el cual se bombardea una
lámina metálica con rayos, con núcleos de helio, ¿no? Son rayos alfa. Y
se determina experimentalmente que la mayoría de los rayos no experimentan
ninguna desviación, algunos se desvían a un cierto ángulo y muy poquitos
salen rebotados, a 180 grados. Este hecho experimental establece que...
Rutherford estableció con este hecho experimental que el átomo es hueco,
que el átomo tiene su masa concentrada en un núcleo de muy pequeñas
dimensiones, que tiene una masa considerable y que a grandes distancias de
ese núcleo se encontrarían los electrones. ¿Vale? Con eso, digamos, con
esta experiencia. Después viene el modelo atómico de Bohr, que aunque no
lo cite el equipo docente, sí que colateralmente aparecerá con el modelo
mecánico cuántico. El modelo atómico de Bohr... se introduce para
justificar el hecho experimental de los espectros atómicos. Sabéis que
los átomos absorben o emiten energía de manera discontinua. De manera
discontinua. Y eso solo se puede justificar con la existencia de órbitas.
En ese momento, Bohr establece un modelo atómico, ¿no? Un modelo atómico
de órbitas donde establece tres postulados, ¿no? Que nos dice, pues
bueno, que el electrón solo puede girar alrededor de ciertas órbitas
circulares. Pensad que este modelo atómico de Bohr está establecido para
el átomo de hidrógeno, ¿eh? Para el átomo de hidrógeno. O para átomos
hidrogenoides, con un electrón. Después, para átomos plurielectrónicos
es mucho más complejo. Pero bueno, la idea fundamental es que el electrón
puede girar solo a ciertas órbitas circulares, ¿no? Con una energía y
con un radio determinado. ¿Vale? Cuando en esa órbita el electrón no
radia energía, ¿no? Y el electrón es estable. Tiene una energía
determinada. ¿Vale? El electrón emite o absorbe energía cuando cambia de
órbita. Si pasa a una órbita más lejana, absorbe energía. Y si pasa a
una órbita más lejana, más próxima, emite energía. Bien. Existe
también que estas órbitas están cuantizadas, relacionadas con el momento
angular, que es un múltiplo de h partido de 2 pi. Bueno, eso es en esencia
un poquito ese, el modelo atómico de Bohr, muy simplemente porque tampoco
nos pide ningún desarrollo. Pero que veamos que se introduce para
justificar los derechos primitivos de los aspectos atómicos. Aquí en
pantalla tenéis este documento que vosotros también os lo podéis
descargar, también os lo haré en el foro de tutoría, ¿no? Tendríamos
una primera idea fundamental del átomo. Un núcleo donde tenemos protones
y neutrones, ¿no? Y una corteza electrónica donde se actúan los
electrones. Los protones ya sabéis que tienen carga positiva, los
neutrones carecen de carga y los electrones tienen una carga igual, que los
protones, pero de signo contrario. De manera que si el átomo es neutro es
porque tiene el mismo número de protones que de electrones. ¿De acuerdo?
Lo que caracteriza a un elemento químico es el número atómico, Z, el
número de protones. Un elemento químico se llama hidrógeno porque tiene
Z1. Un elemento químico se llama helio porque tiene Z2. Un elemento
químico se llama boro porque tiene Z5. Carbono, Z6. Y así podríamos ir
comentando los distintos elementos químicos. ¿Vale? Pero además cada
elemento químico tiene un número de neutrones. Un número de neutrones
que le da una estabilidad, una estabilidad al átomo. De manera que hay
otro parámetro, un número muy importante que es el número másico. El
número másico A, que es aquí en pantalla, es la suma de Z más N. Bueno,
la suma de los protones más los neutrones es el número másico. El
número másico, yo no estoy hablando de masa atómica todavía, ¿eh? No
confundamos. Es un número entero. Porque es suma de partículas. Es decir,
si el carbono tiene el número atómico 6 y Z6 y A12, pues está claro que
A es 12 y N es la resta de A menos Z, que es 12 menos 6, 6. ¿No? Y así
sucesivamente con los distintos elementos químicos. ¿No? Pero ¿qué
ocurre? Que nos podemos encontrar elementos químicos que tienen, tenemos
átomos de un mismo elemento químico que tienen distinto número de
neutrones. ¿Vale? En este caso, se dice que se llaman isótopos. Los
isótopos son átomos de un mismo elemento químico que tienen distinto
número de neutrones. Así hablamos de los isótopos del hidrógeno.
Hidrógeno A... Bueno, un momentito. Vamos a ver si puedo escribir cómo va
esto. Por ejemplo, el hidrógeno... El hidrógeno... No me reconoce nada.
Bueno, quería probar este lápiz y veo que no va, no puedo escribir.
Bueno, bueno, decía que el hidrógeno es 1,1, ¿no? El deuterio es 1,2, el
titrio es 1,3, ¿no? Son distintos isótopos, ¿de acuerdo? Aquí lo
tenéis, deuterio y tritio, ¿vale? Bueno, seguimos. ¿Qué pasa cuando un
átomo gana o pierde electrones? Cuando un átomo gana o pierde electrones,
se forma un ión. Cuando un átomo pierde un electrón, se forma un ión
positivo. Cuando un átomo gana un electrón, ¿no?, se forma un ión
negativo, por lo tanto un anión. Por ejemplo, el átomo de hidrógeno, si
pierde un electrón, se formaría el protón. Si gana un electrón, se
formará. El ión, hidruro. ¿De acuerdo? Seguimos. Ahora bien, ahora vamos
a introducir el concepto de masa atómica o peso atómico. Es más correcto
hablar de masa atómica que de peso atómico. ¿Por qué? Porque nosotros
lo que medimos es la masa, no el peso. ¿Eh? Entonces, ¿cómo se define
esto de la masa atómica? Bueno, la masa atómica sabéis que se define
como la doceava parte de la masa del átomo de carbono 12, del isotopo 12.
Entonces, a esa masa se le asigna un valor de una uma. Entonces, fijaos que
si una uma es la doceava parte de la masa del átomo de carbono 12, una uma
es la doceava parte, todo el átomo de carbono 12 será 12 umas. Y a partir
de ahí se construye la masa atómica de todos los elementos. Porque,
claro, el átomo de hidrógeno, que solo tiene una partícula en el
núcleo, A igual a 1 tendrá una uma. El átomo de flúor, pues tendrá 9
umas, porque tiene 9 partículas. Bueno, y así sucesivamente. Eso es lo
que quiere decir que coincide numéricamente en un átomo, coincide
numéricamente en un átomo, en un átomo, su masa atómica con el número
másico. La masa atómica con el número másico coincide numéricamente.
Así se ha hecho esta escala. Es decir, si a mí me dicen que el átomo de
flúor tiene A igual a 9, ese átomo tiene de masa 9 umas. Pero ojo, si
nosotros vamos a la tabla periódica, vemos que todos los elementos
químicos, su masa atómica no son números enteros. Son números
decimales. Entonces, ¿qué pasa? ¿Os estoy contando algo que no es
cierto? No, os estoy contando la verdad. Lo que pasa es que en la tabla
periódica lo que aparece no es la masa atómica de un átomo de flúor o
de un átomo de carbono, sino la masa atómica media ponderada de todos los
isótopos. Es decir, por ejemplo, el carbono, ¿qué tiene de isótopos?
12, 13 y 14. Como es mucho más abundante el isótopo 12, ¿no? ¿Qué
ocurre? Que la masa atómica que aparece en la tabla periódica del carbono
es 12,01. ¿Por qué? Por la contribución de la masa de los isótopos 13 y
14. Por la contribución de la masa de los isótopos 13 y 14. ¿De acuerdo?
Bueno, pues entonces tengamos en cuenta la diferencia de lo que es la masa
atómica de un elemento, de un átomo, perdón, pero de un elemento
químico. Porque un elemento químico también se llama peso atómico a
masa atómica relativa, lo que pone aquí en pantalla. Que lo damos en
humas también, serían en humas de entrada. ¿Sí? Que tiene en cuenta la
abundancia isotópica. ¿Sí? Bueno. Ahora bien, ¿qué ocurre? Que
nosotros no podemos pesar humas, ¿no? Podemos pesar... Podemos trabajar
con humas. Entonces, introducimos ahora el concepto de mol. ¿Cómo
introducimos el concepto de mol? Bueno, aunque aquí no lo diga
explícitamente, me voy a parar un momentito y lo cuento. Bueno, es que en
un mol, ¿no?, de átomos de carbono, ya que hemos definido así la huma,
en un mol de átomos de carbono hay un número de partículas tal que su
masa coincide, en gramos, con la masa de un átomo. A ver qué es esto. A
ver, como no puedo escribir... Bueno, estoy diciendo que el número de
abogadro, que debéis conocer muchos, que me representa un mol, un mol son
6,02 por 10 elevado a 23 átomos, ¿no? Un mol hay 6,02, 6,022 por 10
elevado a 23 partículas o átomos. Lo tenéis aquí abajo del todo, en la
pantalla. ¿Lo veis? 6,023, pero dice 93 partículas. Es el número de
abogado. Entonces, todas estas partículas del átomo de carbono tienen de
masa 12 gramos. Ahí está la gracia. Que hacemos coincidir, hacemos
coincidir numéricamente la masa de un átomo en numas con la masa de un
mol de átomos en gramos. El mismo número. Y que coincide también con la
masa, con el número básico, que es el número de partículas del núcleo.
¿Sí? Son números que coinciden numéricamente, pero que nos indican
cosas distintas. El número de partículas del núcleo, 12, rotones más
neutrones. 12 humas, la masa de un átomo. 12 gramos, la masa de un mol de
átomos. Pero estoy hablando solo de un átomo, de un átomo de carbono
612. Cuando ya nos vamos a un elemento químico en la naturaleza, que
tenemos mezcladisótopos, cuando queremos saber la masa, ya no decimos que
un mol son 12 gramos, es 12,01, gramos, porque tiene en cuenta la
contribución de todos los isótopos. ¿De acuerdo? Bueno, seguimos. Bueno,
un elemento químico es una sustancia que no se puede descomponer en notas
más simples, ¿no? Esto es lo que tenemos. Elemento químico carbono.
Claro, nosotros no vamos a hablar de reacciones nucleares, sino reacciones
en las que intervendrá la corteza electrónica. ¿Vale? Entonces, cada
elemento químico se representa con un símbolo. Ya lo sabéis, carbono C,
hidrógeno H, etcétera, etcétera. ¿Vale? Bueno, aquí tenéis una
fotografía, ¿no? Claro, ahora vamos a introducir el modelo mecánico
cuántico. Claro, a partir del principio de Heisenberg, que lo tenéis en
vuestro libro, estamos ya en el tema 5, ¿no? Si queréis, en concreto,
estaríamos en el punto 522, principio de incertidumbre de Heisenberg, que
nos habla de la incertidumbre de determinar la posición y la cantidad de
movimiento del electrón. Se introduce el modelo mecánico cuántico y la
ecuación de Schrödinger que tenéis aquí en pantalla, cuya solución de
la ecuación de Schrödinger, evidentemente que matemáticamente se escapa
de esta asignatura de este curso, eso se puede ver dotativo en una
asignatura ya del último curso, ¿no? Esto también lo comenta bastante
vuestro libro, ¿no? El libro vuestro, ¿no? Y esta función de onda phi es
lo que se llama orbital atómico. Orbital atómico, que esta solución de
la ecuación de Schrödinger viene condicionada por una serie de
parámetros o números cuánticos, que los veremos después, que se llama
n, l, m, ¿no? Después hablaremos de ellos, pero antes permitidme que os
hable un poco del significado de orbital, ¿no? El orbital, como en sí
mismo, no tiene un significado físico determinado en la palabra orbital.
¿Qué nos determina? El estado del electrón. Esta función de onda phi,
pues, nos puede dar una idea, hombre, si sabéis un poco de física y
sabéis la ecuación de una onda, ¿no? La perturbación, la alongación,
¿no? Es función de una amplitud máxima, ¿no? Pues aquí tenemos que,
aquí tendríamos una amplitud. La amplitud, que no es la máxima, en
función de unas coordenadas, ¿no? Y que según la forma del orbital puede
depender sólo de la distancia, pero también puede depender de la
orientación en el espacio, del ángulo, que nos veremos ahora, ¿no? Bien,
entonces, como tal, el orbital no tiene un sentido físico propio, pero
muchas veces se asocia el término de orbital... como la región del
espacio próximo al núcleo donde la probabilidad de encontrar el electrón
es máxima o del 99%. Pero claro, eso no es exactamente así. Lo que
matemáticamente tiene el significado de probabilidad o densidad de
probabilidad es la función phi cuadrado. Phi cuadrado. Esta función que
tenéis aquí, phi, pero al cuadrado. Eso es lo que quiere decir la
densidad de probabilidad. Y me puede dar la densidad de probabilidad en un
punto del espacio. Pero también podemos hablar de la densidad de
probabilidad en un volumen determinado. Sería el producto de este phi
cuadrado por diferencial de v. O también en una esfera. En una esfera, lo
tenéis aquí también en el libro, sería phi cuadrado por 4 phi cuadrado
diferencial de r. Eso lo tenéis en el libro, en el punto 541 donde habla
del significado. Es decir, que podemos hablar de... Orbital, ¿no? Como
región del espacio próximo al núcleo donde la probabilidad de encontrar
el electrón es máxima. Pero en realidad es phi cuadrado. Lo que nos
determina la densidad de probabilidad. Y esto que tenéis en esta imagen es
una imagen como de densidad de probabilidad. Donde hay más puntitos nos
indica donde la probabilidad de encontrar el electrón es máxima. ¿Vale?
Bien. Más o menos tenemos la idea. Bueno, vamos a seguir. Pues entonces,
la ecuación de Schrödinger... ¿No? La ecuación de Schrödinger... ¿No?
Para que tenga solución, para tener estos... Estas funciones de onda y
estas energías asociadas a cada función de onda. Hay una serie de
parámetros o constantes... ¿No? Que debemos considerar. Que son n, l y m.
N es el número cuántico principal. Que determina esencialmente la
energía del orbital. Y por lo tanto la energía del electrón. A medida
que aumenta n... aumenta el contenido energético del orbital y por lo
tanto del electrón que viene descrito por ese orbital. Un segundo número
cuántico secundario o azimutal, L que puede valer 0, 1, 2 hasta N-1, es
decir que está condicionado con el valor de N y que se asigna a los
valores S, P, D, F de los orbitales, es decir para L igual a 0 estaríamos
hablando del orbital S para L igual a 1 del orbital P, para L igual a 2 del
orbital D y así sucesivamente. Define la forma del orbital y su energía,
ya no sólo es la energía secundariamente también determina la energía,
pero eso también es la forma lo veremos después, un orbital S tiene
simetría esférica un orbital S tiene simetría esférica, un orbital P es
de orbital, es de forma de lóbulos y después tenemos por ejemplo los
orbitales D, que lo veremos después ya tiene una forma geométrica más
complicada. Después tenemos el número cuántico magnético ¿Qué es esto
del número cuántico magnético? Pues el número cuántico magnético
corresponde únicamente a la orientación espacial del orbital y aparece a
partir de N igual a 2 evidentemente porque está condicionado al valor de L
para L igual a 1 y por lo tanto el número cuántico magnético es igual a
1 y tiene valores que van desde menos L hasta más L ¿no? Como veis aquí.
Y por ejemplo para L igual a 1 para M, no, para M igual, para L, perdón,
igual a 1 para L igual a 1, que son los orbitales P, la M vale menos 1, 0 y
1 y que serían los orbitales PX, PY, PZ. Y con estos tres orbitales, con
estos tres números cuánticos nosotros N, L y M identificamos los
orbitales ¿Vale? De acuerdo, identificamos los orbitales. Y es como la
matrícula de cada orbital. Ahora hay un cuarto número cuántico, que ya
no viene como identificación de cada orbital, sino viene condicionado de
cómo se van ocupando esos orbitales por los electrones. Y es lo que vamos
a ver un poquito a continuación y os lo explico un poquito. Mirad, ahora
aquí nosotros, aquí tenéis los orbitales dibujados, ¿no? Orbitales S,
P, D y F, veis la forma geométrica que tienen, ¿no? Cada uno de ellos,
¿no? Y lo que tenemos que tener en cuenta es que ahora, así como el
modelo de Bohr establece, ¿no? Unas órbitas, una distancia concreta en la
cual se encuentra el... ...electrón alrededor del núcleo, ¿vale? Aquí
ya no hablamos de esa órbita, sino que hablamos de orbital o región del
espacio próxima al núcleo donde la probabilidad de encontrar el electrón
es máxima del 99%, ¿no? Pues eso le toma. ¿De acuerdo? Veis la
diferencia del concepto de órbita, de Bohr, de orbital, del modelo
mecánico cuántico. ¿De acuerdo? Entonces, como os decía... ...cada
orbital viene determinado por tres números cuánticos, S, P y D, ¿de
acuerdo? Bueno, ahora vemos que esto está... ...bueno. Entonces, ¿cómo
se llenan los orbitales? ¿Cuáles son los principios a los cuales se
llenan los orbitales, no? ¿Cómo se van ocupando esos orbitales? ¿Cómo
son esos niveles de energía? ¿No? ¿Cómo se van ocupando esos
electrones, esos orbitales a partir de los electrones? Bueno, pues hay una
serie de reglas que son importantes que hay que tener en cuenta y que se
basa en lo que es el principio de Aubao. Aquí tenéis el diagrama de
Müller también. Es decir, los orbitales van ocupando de electrones de
menor a mayor contenido energético. Se van ocupando los orbitales siempre
atendiendo al principio de mínima energía, de menor a mayor contenido
energético. ¿Cuál es el orbital de menor contenido energético? El 1s.
Después viene el 2s. Veis aquí este diagrama que está en diagonales, os
da el orden de los orbitales de menor a mayor contenido energético.
Parecería que iría por filas, pero no, porque ya veis algo extraño.
Podría ser, ¿no?, que se cumplimenta antes el 4s que el 3d. Fijaos,
¿no?, en la tercera diagonal. Cuando se cumple la tercera diagonal, se
cumplimenta antes el 4s que el 3d. ¿De acuerdo? Bueno, pues hay que saber
esto, hay que sabérselo un poquito para saber la configuración
electrónica, ¿vale? Pero no solo se basa en ese principio de mínima
energía. Hay dos fundamentos. Hay dos principios más. Una es el principio
de exclusión de Pauli, que dice que en un orbital no puede haber dos
electrones con los mismos números cuánticos. Entonces, fijaos, se
introduce el cuarto número cuántico, que hasta ahora no había dicho
cuál era su concepto, que es el número cuántico spin. El número
cuántico spin puede tener dos valores, más un medio y menos un medio,
¿vale? S más un medio y menos un medio. Y nos indica los dos posibles
sentidos de rotación del electrón sobre sí mismo. Un sentido antihorario
más un medio, un sentido horario menos un medio. ¿Vale? Esto está
relacionado con el momento angular. No os preocupéis porque aquí no se va
a tratar esto, estas magnitudes físicas, ¿no? Y de ahí justificamos
nosotros, ¿no?, esos dos posibles valores de S, del spin, los dos posibles
sentidos de rotación del electrón, y ese cuarto número cuántico. De
manera que los electrones que se encuentran en cada orbital en un máximo
de 2 pueden venir descritos por cuatro números cuánticos. Así como un
orbital viene determinado por tres números cuánticos, N, L y M, los
electrones que ocupan los orbitales vienen determinados por cuatro números
cuánticos. Y el principio de exclusión de Pauling nos dice que no puede
haber en un orbital dos electrones con los cuatro números cuánticos
iguales. Por lo tanto, como máximo en un orbital podrá haber sólo dos
electrones. Porque tendrá los tres números cuánticos primeros iguales,
N, L y S, y el cuarto podrá ser más un medio. O menos un medio. ¿De
acuerdo? Pero aún así tenemos un tercer principio en que se basa cómo se
van ocupando esos orbitales por parte de los electrones. Que es el
principio de máxima multiplicidad, o regla de máxima multiplicidad de
Hahn, H-U-N-D. Que nos dice que cuando los electrones ocupan orbitales
degenerados, y alguien diría, ¿qué es esto de orbitales degenerados?
¿Qué es esto de orbitales que tienen el mismo contenido energético? El
mismo contenido energético, ¿no? Lo hacen de manera que están lo más
desapareado posible. ¿De acuerdo? ¿Eso qué quiere decir? Ahora lo
veremos. Fijaos aquí tenéis en pantalla, ¿no? La configuración
electrónica de los primeros elementos de la tabla periódica. ¿Veis? Ya
veis que en cada orbital se van situando, cada vez hay un electrón más y
como máximo dos electrones en una orbital. Aquí hemos llegado al bordo. Y
aquí, pues fijaos, ya no tenemos el carbono. Alguien podría pensar, tengo
tres orbitales P, ¿dónde coloco los electrones? Pues los voy colocando
uno a uno. Uno a uno, los voy colocando uno a uno en cada uno de los
orbitales P. ¿Lo veis? Y lo más desaparado posible. ¿Veis el nitrógeno?
El nitrógeno tiene una configuración electrónica muy estable, porque
tiene los tres electrones desapareados. Los tres electrones desapareados.
¿De acuerdo? Es una configuración electrónica muy estable. El oxígeno
ya gana un electrón más y ya se aparea uno de los orbitales 2P. ¿Vale?
Entonces también es bueno que sepáis, ¿no?, que los elementos químicos
se pueden clasificar en paramagnéticos y diamagnéticos. Elementos
químicos diamagnéticos. Un elemento químico es paramagnético,
paramagnético, cuando tiene electrones desapareados. Nos damos cuenta que
el berilio, por ejemplo, no tiene electrones desapareados. Es 1s2, 2s2,
pero el carbono tiene dos. El nitrógeno tiene tres electrones
desapareados. El oxígeno también, el flúor también. Todos estos cuatro
elementos, carbono, nitrógeno, oxígeno y flúor, tienen electrones
desapareados. Y, por lo tanto, son paramagnéticos. Sin embargo, el neón,
como veis aquí, que ya es un gas noble, al igual que el helio, 1s2, tiene
la segunda capa completa del neón. El helio tiene la primera capa
completa. ¿No? Y tenemos ahí los gases nobles, que tienen su capa
completa. ¿Vale? Y ya veremos también después que los elementos
químicos tienen tendencia a ganar o a perder electrones. De manera que
tienen tendencia a tener su última capa completa, ¿vale? A tener la
configuración electrónica de un gas noble. Ganarán o perderán
electrones de manera que adquirirán la configuración electrónica de un
gas noble de su mismo periodo o del periodo anterior, ¿vale? Regla de
máxima multiplicidad de Hunt. Lo veis aquí, H-U-N-D, ¿eh? ¿De acuerdo?
Aquí tenéis el sodio, el magnesio y el aluminio, ¿sí? Ya veis que el
magnesio vuelve a ser diamagnética y el aluminio vuelve a ser
paramagnética. Y así sucesivamente. Esto iríamos escribiendo las
configuraciones electrónicas de todos los elementos químicos. Podéis
consultar en internet tablas periódicas, ¿no? Donde están las
configuraciones electrónicas de todos los elementos químicos de la tabla
periódica. Sin embargo, os comento... Una excepción, ¿no? Una excepción
que tenéis aquí está apuntada que es el caso del cromo y del cobre y de
los elementos que están en el mismo grupo. El cromo y el cobre son
elementos de transición. Los elementos de transición, lo veremos después
en la tabla periódica, son aquellos que tienen... Se están ocupando los
orbitales desde D1 hasta D10, ¿vale? Desde D1 hasta D10, ¿sí? Bien.
Entonces, en un principio, la configuración electrónica, ¿no? del cromo,
tendría que ser el árbol, que es el último gas noble, y aquí pone
3D5-4S1. Pero lo lógico sería 3D4-4S2, porque se llena antes el orbital
4S, acordaos, que el orbital 3D. Sin embargo, es una excepción. ¿Y por
qué? ¿Por qué se forma esta configuración electrónica 3D5-4S1 en lugar
de 3D4-4S2? Porque configuraciones electrónicas con orbitales semillenos,
son muy estables. Son muy estables y entonces tienen tendencia a formarse
esas configuraciones electrónicas y por eso el cromo forma una
configuración electrónica 3D5-4S1 en lugar de 3D4-4S2, es una excepción.
Y al cobre le pasa prácticamente lo mismo en vez de ser 3D9-4S2 que
tenéis aquí, es 3D10-4S1 ¿Por qué? Porque de esta manera tiene los
orbitales D llenos 3D10 y el orbital 4S semilleno, 4S1 ¿Vale? Bueno, son
dos excepciones aunque hay algunas más, estas son las más relevantes.
¿Vale? Sí Seguimos. ¿Qué pasa cuando tenemos un ión? Bueno, si tenemos
un ión negativo es una especie química que que ha ganado un electrón,
¿no? El ión flúor ¿No? Ha ganado un electrón. ¿Y qué ha pasado al
ganar un electrón? Que tiene la misma configuración electrónica que el
neón, ¿lo veis? Tiene 10 electrones. Es una configuración electrónica
muy estable Muy estable. Y de hecho, el átomo de flúor cuando pasa a
formar parte de compuestos iónicos lo que hace es ganar un electrón y
formar el ión fluoruro, porque así es muy estable No pierde electrones ni
gana dos o tres, no, gana uno ¿Y qué le pasa al sodio? Al sodio, que
tiene 11, acaba en 3S1 lo que tiene tendencia es perder un electrón y dar
el ión positivo Na más ¿Lo veis? Y así adquirir la configuración
electrónica del gas noble del periodo anterior que es otra vez el neón
Muy bien. ¿Y el magnesio? Pues el magnesio lo mismo El magnesio tiene
tendencia a perder dos electrones y adquirir la configuración electrónica
del gas noble del periodo anterior y por lo tanto tenemos otra vez con 10 Y
el aluminio, lo mismo. El aluminio tiene 13 y como veis en pantalla, tiene
tendencia a perder 3 electrones. 3 electrones. Y adquirir la configuración
electrónica del gas noble del periodo anterior que es el neo. Ahora nos
damos cuenta de un detalle de estos 5 elementos, que son isoelectrónicos.
¿Qué quiere decir la palabra isoelectrónico? Que tiene el mismo número
de electrones. Tiene el mismo número de electrones. ¿Vale? Son
isoelectrónicos. Después hablaremos del tamaño, de los átomos neutros y
de los iones. Seguimos. Bueno, pues vamos a hablar un poco ya de la tabla
periódica, ¿no? Aquí tenéis en pantalla, ¿no? ¿Cómo están ordenados
los elementos químicos? Pues en orden creciente al número atómico.
Están agrupados en periodos y grupos. Periodos son las filas, como bien
sabéis, y los grupos son cada columna. ¿Y? Los grupos, ¿no? Aquí
tenéis el bloque S. El bloque S puede ser S1, ¿no? El que acaba en 1S1,
que son los alcalinos, ¿no? Litio, sodio, potasio, rubidio, cesio. Y los
que acaban en S2, grupos de alcalino térreos. Berilio, magnesio, calcio,
estoncio, bario. Después tenemos el bloque D, que son aquellos elementos
metálicos, ¿no? Los del bloque S también son metales, ¿eh? Los del
bloque D que oscilan entre D1 y D10. ¿Vale? Después está el bloque F,
que son elementos de transición interna, lantánidos y actínidos, ¿no? Y
después tenemos el bloque P, que es un bloque muy reducido, donde ahora
veremos que están metales, lo que se llaman metaloides, y no metales. Que
no metales hay muy poquitos en comparación con metales. Y por último, la
última columna, que son los gases nobles. Que son los gases nobles. Bueno,
aquí lo tenéis, ¿vale? La última columna en azul, los gases nobles.
Fijaos aquí, estos metales del bloque P, aluminio, galio, indio, italiano,
estaño, plomo, ¿eh? Y estos que están en color morado, pues bueno,
diríamos que son metaloides o de alguna manera estaríamos diciendo que
tienen un comportamiento como metal y como no metal, ¿eh? ¿Eh? Según que
estaba la periódica, pues lo representan de una manera u otra. Aunque el
teluro es más no metal, el arsénico también, pero bueno, más que no
metal que metal, pero bueno, ahí estamos, ¿vale? Entonces, no quiere
decir que el silicio, el silicio, ¿eh? Principalmente es más no
metálico, ¿eh? Pero bueno, el bolo también. Estamos ahí en esa
frontera, en esa frontera entre metales y no metales, ¿de acuerdo? ¿De
acuerdo? Podemos llamar metaloides, ¿eh? Como tengamos también
establecido también en vuestro libro, en el manual, ¿no? Que tenéis ahí
la tabla periódica y que os habla un poquito ya directamente de las
distintas propiedades. Aquí os habla de los elementos alcalinos, ¿no?
Estaríamos en el punto 6-3, ¿no? Los alcalinos que se sacaban en S1, como
os he dicho, alcalino T resumido en S2, los elementos de transición entre
D1, D1 y D10, etcétera. Claro, después tendríamos los que empiezan por
el bolo, serían los térreos, ¿no? Que son NS2MP1. Los del carbono, los
carbonoides, NS2NP2. Los del N, nitrogenoides, N2NP3, ¿no? Después, los
del grupo del oxígeno se llaman los anfígenos, NS2NP4. Los del grupo del
flúor, los halógenos, NS2MP5. Y por último, los gases. Los gases, ¿no?
Bueno, vamos a hablar ahora de propiedades periódicas, ¿vale? Bueno,
aquí tenéis otra forma de distribuir la tabla periódica también y os
dais cuenta, ¿no?, que no es estrictamente igual que la otra, ¿no? Pero
bueno, donde ha metido esos elementos de transición interna en medio, es
poco habitual, ¿eh? Bueno, ¿y qué pasa en realidad? En realidad, que,
bueno, los electrones son atraídos por el núcleo y esa fuerza de
atracción dependerá del número de protones que tengamos en el núcleo.
Pero tenemos que hablar también de lo que se tiene, y en el libro también
lo habla, vuestro manual, ¿no?, de la carga nuclear efectiva. Claro,
¿qué pasa? Bueno, cuando tenemos el átomo de hidrógeno, que tenemos un
electrón y un protón, hablar de carga nuclear efectiva, no, eso es la
carga nuclear. Pero claro, a medida que vamos ocupando niveles
energéticos, tenemos que pensar que los orbitales internos que están
ocupados por electrones producen un efecto de apantallamiento. Hacen
disminuir, hacen que la carga nuclear efectiva del núcleo sea menor que la
que podríamos pensar. ¿Por qué? Porque se produce una repartición. Se
produce una repulsión electrostática entre los electrones de los
orbitales intermedios, entre sí, y el orbital más externo. Lógico.
Entonces se habla de una carga efectiva que es menor, ¿no?, o carga
efectiva o carga real, ¿no? Y que esa carga efectiva o carga real
también, pues, nos justifica las variaciones del tamaño del átomo,
¿no?, en la tabla periódica. ¿Por qué? Tenemos que tener un poco en
cuenta, y nos sirve también para justificar determinadas anomalías. ¿Por
qué? de la variación del radioatómico en un mismo periodo. ¿Por qué?
Porque eso tiene especial importancia en los orbitales D. Es que los
orbitales D son muy voluminosos, tienen mucho tamaño y producen un efecto
de apantallamiento muy significativo. Y por eso tenemos esas anomalías en
las variaciones del radioatómico. Ahora lo iremos viendo. ¿Vale?
Seguimos. Bueno, pues aquí tenéis esta carga atractiva, que es el
núcleo, y veis, por ejemplo, en el caso del aluminio, este efecto de
apantallamiento que produce estos orbitales que hay interiores del nivel 2,
por niveles de capas interiores. ¿Vale? No vamos a cuantificar esa carga
atractiva, no se cuantifica, pero sí que sepáis cualitativamente que hace
que esa carga real, esa atracción real, sea menor de la que cabría
esperar. ¿De acuerdo? ¿Y esto qué hace? Hace modificar el volumen
atómico y, por lo tanto, el radioatómico. Bueno, aquí tenéis en
pantalla un poco unas distribuciones de probabilidad, ¿no? Radial de
distintos orbitales, de orbital S, de orbitales P y D. Bueno, más que
nada, vamos a pasar muy por encima, simplemente que veáis, también hemos
comentado antes un poco de los orbitales, pero aprovechando estas
imágenes, veis que hay unas zonas de máxima probabilidad, que son estos
picos, veis en la figura de la izquierda. La izquierda, ¿no?, que
corresponden a orbitales S, ¿no? Donde esas zonas de máxima probabilidad
están más próximas al núcleo en el orbital S, después más lejano en
el orbital S, y después en 2S, y después en 3S, ¿sí? ¿Qué ocurre? Que
a medida que vamos, aumenta el número n, a medida que aumenta el número
n, ¿qué ocurre a medida que aumenta el número n? Pues que el orbital es
mayor, más grande, Y la, digamos, el punto o la zona de máxima
probabilidad de encontrar el electrón se encuentra más lejos del núcleo,
¿vale? Y cuando tenemos orbitales P y orbitales D, pues ahí tenemos,
¿no?, que los orbitales S penetran más en el núcleo, pero los orbitales
P y los orbitales D penetran menos. ¿Eso qué quiere decir? Esos puntos de
máxima probabilidad están más lejos. Bueno, mayor carácter penetrante
los orbitales D, S, perdón, mayor efecto de apantallamiento los orbitales
D, ¿vale? A medida que aumenta N, aumenta la energía del orbital, los
orbitales P tienen más energía que los S, los orbitales D tienen más
energía que los P, ¿vale? Y aquí hay esta cuestión. El dato modelito
que es 1s2 2s1 o 1s2 2p1. Evidentemente se llena antes el orbital. 2s que
el orbital 2p, porque tiene menor contenido energético, ¿no?, lo hemos
visto antes. ¿Seguimos? Bueno. Aquí vemos también otra vez estos
orbitales, los orbitales 3d, ¿no?, donde tenemos estos máximos, ¿no?,
etcétera. Mayor poder penetrante lo tenemos en los orbitales S, después
en los orbitales P y por último en los orbitales D. Bueno, vamos a hablar
un poco de esas propiedades periódicas que hemos intentado avanzar un
poco. ¿Y de qué dependen esas propiedades periódicas? Pues de la
configuración electrónica, de la carga nuclear y de la carga nuclear
efectiva. De la carga nuclear efectiva, ¿vale? Entonces vamos a hablar un
poco de esas propiedades periódicas del radioatómico. ¿Qué es eso del
radioatómico? Pues un poquito, en cierta medida, nos indica un poco la
distancia que existe entre el núcleo y el orbital con electrones más
externos de un átomo. ¿No? Claro que hablar de radioatómico, eso es algo
que iría en contra de la mecánica cuántica, ¿no? Porque si hablamos de
orbital y decimos que el electrón se encuentra, hay una zona de máxima
probabilidad, no está acotado, ¿cómo podemos concretar lo del
radioatómico? Pues también se define de una manera, en realidad el
radioatómico se puede definir de una manera más precisa como la mitad de
la distancia interatómica entre dos átomos adyacentes, ¿no? Por ejemplo,
esta definición la podéis encontrar en muchos libros, ¿vale? Ahora bien,
¿cómo varía el radioatómico en la tabla periódica? Bueno, si tenemos
aquí una tabla periódica nos va a ir mucho mejor. Bueno, aquí tenemos el
radioatómico, ¿lo veis? Como la semidistancia, ¿no? ¿Vale? Que hay
entre dos átomos adyacentes, ¿vale? Lo vemos aquí el radioiónico, si
queréis, ¿no? Pero bueno, lo que os tengo que decir es que ¿cómo varía
el radioatómico en la tabla periódica? Pues aquí lo vemos un poquito.
¿Qué pasa el radioatómico? ¿Veis esta diagonal? ¿No? Aumenta, aumenta
de arriba abajo y de derecha a izquierda. ¿Qué quiere decir esto? ¿Por
qué aumenta de arriba abajo en la tabla periódica? ¿En qué se
diferencia el hidrógeno, litio, sodio, potasio y rubidio? ¿Por qué es
más grande el potasio que el sodio? Porque tiene una capa más de
electrones. Al tener una capa más de electrones, ¿no? A pesar de tener
más protones en el núcleo, esos electrones, hay un nivel más energético
lleno, están más lejos del núcleo, ¿vale? Y por eso, ese efecto, ¿no?
Ese efecto de apantallamiento, ¿no? Ese efecto de apantallamiento, de
llenado de capas, hace que crezca el lado atómico hacia abajo. Pero cuando
vamos hacia la derecha... ¿No? Hacia la derecha. Ya no vamos incrementando
el número de capas electrónicas, ¿no? No aumenta el número de capas
electrónicas. ¿Qué es lo que ocurre? Lo que ocurre es que, lo que ocurre
es que aumenta un protón y un electrón. Aumenta la carga nuclear efectiva
y el átomo se contrae hacia la derecha. Y el átomo se contrae hacia la
derecha. Por eso el magnesio es más pequeño que el sodio. ¿Vale? ¿Vale?
Entonces, por eso tenéis esta raya en diagonal. ¿Vale? Y tenéis esta
tabla así. ¿Vale? Seguimos. Bueno, aquí tenéis estos valores de radios
atómicos. ¿Lo veis? ¿Vale? Y aquí, ¿qué pasa cuando tenemos los
iones? Esto es interesante. ¿Veis aquí en pantalla? Lo hemos comentado
antes. ¿No? Especies químicas que tienen distintos números de protones
en el núcleo. ¿No? ¿Veis el oxígeno, flúor, neón, sodio, magnesio?
¿Sí? Pero que tienen el mismo número de electrones. Porque han ganado
dos electrones, han ganado uno o han perdido. Todos ellos, su
configuración electrónica es 1s2 2s2 2p6. ¿Cómo varía el tamaño de
estos iones? ¿Cuál va a ser más pequeño? Todos tienen el mismo número
de electrones. Ahora, ya no vale la regla que os he dicho antes. Cuando
tenemos especies químicas iónicas, como aquí tenemos isoelectrónicas,
¿no? Será más pequeña aquella especie química que tiene el mismo
número de electrones. Pero que tenga más protones en el núcleo. En
concreto, el magnesio. ¿Veis que lo ha pintado más pequeñito? ¿Por
qué? Porque tiene 12 protones para atraer el mismo número de electrones,
que solo son 10. Que solo son 10. Y el oxígeno solo tiene 8 electrones, 8
protones, perdón, para atraer los 10 electrones. ¿Vale? Por eso es más
grande el oxígeno y el más pequeño sería un magnesio. Pero en general,
¿qué le pasa a un átomo cuando gana o pierde electrones? ¿No? Pues
venga, los radios iónicos, ¿qué pasa cuando un átomo gana un electrón?
Que aumenta su radio iónico, su radio. Y si pierde un electrón,
disminuye. Está claro. ¿Por qué? Porque tenemos el mismo número de
protones que ha de atraer a más electrones o a menos electrones. O son
ocupados en más orbitales. Dependerá. ¿Vale? Entonces, el radio del
cloruro, evidentemente, será mayor que el del átomo de cloro. ¿Vale?
¿De acuerdo? Y los isoelectrónicos ya lo hemos comparado. Pero a medida
que un átomo gane electrones, será cada vez más grande. ¿De acuerdo? Y
a medida que un átomo pierde electrones, será cada vez más pequeño. Un
metal, por ejemplo el hierro, que puede perder dos o tres electrones. El
ión hierro 2 será más pequeño que el átomo de hierro. Pero el ión
hierro 3 será todavía más pequeño que el hierro 2. ¿Vale? Pensadlo
mentalmente. Quedaos con estos conceptos, que son importantes. Bueno, pues
aquí lo tenéis, ¿no? El ión positivo, más pequeño que el átomo
neutro. ¿De acuerdo? Bien. Bueno, un ión. Aquí, ¿qué pasa? Que el
átomo de litio, al perder un electrón, se vuelve más pequeño. El
catión y el átomo de flúor, al ganar, pues aumenta. Aquí tenéis
comparación de radios de átomos y de iones, siempre los iones positivos
menores que los átomos neutros, y los iones negativos mayores, ¿de
acuerdo? Otra propiedad periódica, la energía de ionización, o potencial
ionización, es la energía necesaria para extraer un electrón de un
átomo en estado gaseoso, para formar un catión, para formar un catión.
Esta energía, Es siempre positiva. Es un proceso exotérmico. Para
arrancar un electrón de un átomo se necesita una energía. ¿Y cuánta
más energía se necesitará cuanto más pequeña sea el átomo? ¿Por
qué? Porque se ha atraído con más fuerza por parte del núcleo. ¿Por
qué? Porque ya tengo una carga positiva y el átomo, teniendo dos cargas
positivas, produce una repulsión electrónica. Y eso también desfavorece.
Hay dos motivos. Importante todos estos conceptos. A ver si os quedáis con
conceptos. ¿Cómo va a ir la energía de alimentación? Pues ya lo veis
aquí. Aumenta hacia la derecha y hacia arriba. ¿Vale? Aquí hay un
detalle muy interesante que os quiero comentar. ¿Veis aquí el magnesio?
Oye, ¿alguien se le ocurre pensar por qué aumenta tanto cuando pierde el
electrón, el magnesio? Porque cuando pasa, pierde de uno a dos, se
duplica. Es que después aumenta como por cinco, ¿no? Cinco veces más.
¿Sabéis por qué ocurre esto? Os contesto. No podéis hablar los que
estéis aquí. No, pero bueno, es complicado. Se queda poquito. Es que
rompemos la estructura del gas noble. Es que el ion magnesio 2+, acordaos
que lo vimos antes, tiene la estructura del gas noble del neón. Si pierdo
un tercer electrón, rompo la estructura electrónica de un gas noble, que
es lo más estable que hay. Y por eso se necesita tanta energía. 7.730
kilojulios. Siempre que suponga romper una estructura de gas noble, la
energía será mucho mayor. Muchísimo mayor que en los otros casos. No
solo aumentará, sino mucho más. Y eso es una forma también de
identificar elementos químicos, de saber en qué grupo pertenecen. Porque
cuando veamos una serie de energías de iniciación y veamos un salto muy
grande, muy grande, es que ya he roto una configuración electrónica.
Tenía los electrones anteriores en la última capa. A ver si me seguís.
Venga, gracias. Exactamente, muy bien. Es decir, lo ha hecho aquí vuestro
compañero muy bien, que cuando un elemento químico, un ión, ya adquiere
la configuración electrónica, de gas noble, perder un electrón más ya
le fastidia mucho. Y por lo tanto se necesita mucha más energía.
Seguimos. Bueno, aquí tenéis esta variación de energía de iniciación.
Hay unas pequeñas anomalías igual que hay con los radios atómicos,
claro. Si en los radios atómicos hay una serie de anomalías, igual
ocurrirá con la energía de iniciación. Bien, seguimos. Esta es la norma
general. Afinidad electrónica. ¿Qué es la afinidad electrónica? La
energía intercambiada cuando un átomo en estado gaseoso captura un
electrón. Y forma un anión. Esta puede ser positiva o negativa. Aunque
principalmente suele ser negativa. Negativa. Suele ser un proceso
exotérmico. ¿Eh? Un proceso exotérmico. Es la energía intercambiada
cuando un átomo en estado gaseoso captura un electrón y forma un anión.
¿Vale? Entonces, es una energía... Es una energía... liberada, un
proceso esotérmico, ¿vale? Y, sin embargo, ya la segunda energía de
iniciación suele ser positiva y los gases nobles, pues, no tienen
tendencia a ganar, también es una energía positiva. Claro, hablar de
esotérmico supone que es favorable. Si es positiva quiere decir que hay
que dar la energía. ¿Y cómo varía? ¿Cómo varía la tabla? ¿Qué son
los elementos que tienen mayor afinidad electrónica en valor absoluto,
más negativa? Pues los que tienen siete electrones en la última capa, los
que están más arriba y a la derecha, los que son más pequeños y tienen
ya siete electrones. Es decir, el flúor, el cloro, vamos a ver la tabla
periódica, ¿veis? Aquí, ¿quiénes son los que tienen mayor afinidad
electrónica? El flúor, el flúor. Pues es el que tiene más tendencia a
ganar electrones. ¿Por qué? Porque ya tiene siete y solo le falta uno
para tener ocho, y estructura de gas noble. Y además, es el más pequeño
de todos, es el que es más fácil ganar un electrón, es el que es más
fácil ganar un electrón. Sin embargo, el litio, ¿no? El litio, ganar un
electrón no le interesa. Aún así, se liberarían 59 kilojulios, ¿vale?
La afinidad electrónica, ¿eh? La afinidad electrónica aumenta hacia la
derecha y hacia arriba, en la tabla periódica, al igual que la energía de
ionización, ¿vale? Seguimos. Afinidades electrónicas, pues aquí tenéis
valores, ¿no? Que os pueden servir, ¿veis? Como, la más, el flúor con
menos 328. A medida que bajo, que hay una anomalía, bueno, menos 349,
menos 325, etcétera. ¿Vale? ¿Qué pasa con el segundo electrón? Por
ejemplo, ya en el caso del oxígeno, es positiva. ¿Por qué? Pues debido a
que sería muy pequeño la recursión electrostática. ¿Eh? Bueno.
Electronegatividad. ¿Qué es eso de la electronegatividad? La
electronegatividad es la fuerza con que un átomo atrae al par o par de
electrones que comparte con otro. La fuerza con que un átomo atrae al par
o par de electrones que comparte con otro. Se establece una escala de
electronegatividades, que es la escala de Pauling, donde se toma de
referencia el flúor como el elemento de mayor electronegatividad, 4.
Porque es el elemento que atrae con más fuerza al par o par de electrones
que comparte con otro elemento. Y el francio, que sería el elemento menos
electronegativo, que sería el más electropositivo, que es el francio,
sería 0,7. ¿No? 0,7. Entonces, a partir de aquí se gradúa la
electronegatividad. ¿No? Aquí tenéis estos valores de electronegatividad
y carácter metálico. ¿Por qué? Porque, fijaos, los elementos más
electronegativos son los que tienen mayor carácter no metálico. El
carácter no metálico, no metálico, crece de abajo arriba, de abajo
arriba y de izquierda a derecha, el no metálico. De hecho, los no metales
están a la derecha de la tabla periódica. Carbono, nitrógeno, oxígeno,
flúor. Y el carácter metálico es lo contrario, son los elementos menos
electronegativos. Electronegativo es uno del litio, del sodio 0,9, potasio
0,8. Y el carácter metálico, hacia la izquierda, aumenta de derecha a
izquierda y de arriba a abajo. Lo contrario que el carácter no metálico.
¿Y en qué se caracterizan los no metales? Los no metales se caracterizan
porque tienen una energía de ionización elevada, una afinidad
electrónica elevada, una electronegatividad elevada, los no metales. Y los
metales que están a la izquierda y hacia abajo. Pues lo contrario, son uno
de los elementos que tienen una afinidad electrónica baja, una energía de
dilatación baja y son poco electronegativos. ¿No? Son poco
electronegativos. Bueno, pues aquí tenéis un poquito cómo varía esta
electronegatividad, esa afinidad electrónica. Pero también el carácter
metálico y no metálico es interesante que lo sepáis. Y después también
lo veréis también el carácter reductor y el carácter oxidante. El
carácter reductor y el carácter oxidante. El carácter reductor es la
tendencia que tiene un elemento químico a perder electrones. El carácter
reductor, ¿no? Y el carácter oxidante es la tendencia que tiene un
elemento químico a ganar electrones. ¿No? El reductor es perder
electrones y oxidante a ganar electrones. ¿Vale? Bueno, pues con esto
hemos acabado la sesión. ¿No? Yo solo antes de acabar me gustaría
abriros... Un archivo que no he podido abrir antes que habla de
actividades. Estas actividades que hay aquí están relacionadas con,
bueno, pues un poquito con esto que estamos viendo en estos primeros temas.
Yo lo pondré en el foro de tutoría y algunas de ellas ya las podríamos
ir haciendo. ¿Eh? Lo dejamos para la próxima sesión. Lo pondré en el
foro de tutoría. Y a partir de aquí, pues, bueno, nada más. Muchas
gracias. Y... ¿Cómo estamos? Aquí. A ver... Ahora... Un momentito. Que
queremos pararlo. Pues a Barceló, pues encantado que hayas podido estar
con nosotros. Y cualquier comunicación, pues tenemos también el correo
electrónico y el foro de tutoría. Gracias.