Bien, pues buenas tardes. Vamos a empezar esta primera sesión de la
asignatura de Bases Químicas del Medio Ambiente. Muchos de vosotros me
conocéis, soy Miguel Ángel Vázquez, profesor tutor desde el Centro de la
UNED en Baleares. Y muy brevemente, una pequeña introducción de los
aspectos más relevantes de la asignatura en cuanto al programa,
materiales, evaluación. Y a través de todo ello, de la información que
nos proporciona el equipo docente. La bibliografía básica es el libro
Bases Químicas del Medio Ambiente de la UNED, que comprende los 12 temas
del programa. Y junto a este libro, con el libro que recomienda el equipo
docente de 500 preguntas tipo test, cuestiones y problemas de bases
químicas, que son los mismos autores, autoras, pues es material
autosuficiente para preparar la asignatura. Es más, por mi parte, os voy a
facilitar preguntas de exámenes resueltos de años, de bastantes añitos,
y que os van a ayudar, son tipo test, y que os tienen que ayudar también a
preparar la prueba presencial. También incluiré pues algunas pruebas de
evaluación de otros años para que también os ayude también en el
trabajo. Gracias. Esta asignatura tiene prácticas obligatorias y la
particularidad es que, aparte de tenerlas que realizar para aprobar la
asignatura, su realización satisfactoria supone la suma de un punto a la
nota final de la asignatura. De manera que en el examen solo se puede
obtener un 9, ¿vale? Un 9. Y se le suma un punto la realización de las
prácticas. También tenemos pruebas de evaluación continua. Hay pruebas
por cada tema, 12, que son online y que se van abriendo, o se irán
abriendo semanalmente. Y que se pueden realizar, ¿no? Sin un calendario
prefijado, ¿vale? Y que se cerrará el 15 de mayo. Es decir, no tenéis
por qué empezar según ritmo, pero sí que os recomiendo hacerlas. Y
porque aquí también hablaremos de las mismas, de las clases tutorías,
¿vale? Solo se permitirá una. Intento, el tiempo máximo es de 60
minutos. Bueno, son cortitas, ¿vale? ¿Y cómo es el tipo de examen? Pues
el examen consta de 14 preguntas tipo test. Los cuales se pueden obtener
como máximo 7 puntos. ¿No? Cada cierto es 0,5 y cada error resta 0,15.
Los blancos no restan nada. Y dos preguntas de desarrollo. Dos preguntas de
desarrollo que valen... Estas preguntas de desarrollo normalmente, la
mayoría de los casos es de la parte ambiental. Es de la parte ambiental.
Así como las 14 preguntas tipo test abarcan todos los temas normalmente,
aunque desde el final menos, ¿eh? Las preguntas de desarrollo suelen ser
de ambiental. E iremos hablando a lo largo del curso cuáles son esas
preguntas de desarrollo más frecuentes. ¿De acuerdo? El examen se permite
calculadora programable y tiene una duración de 120 minutos. Bueno, creo
que con esta introducción es más que suficiente. No obstante, aquí
también os aconsejo que abráis la guía del curso de asignatura donde con
mucho detalle vais a ver todo el programa y la información que os voy a
dar. La evaluación, aunque, bueno, ya os he dado unas pinceladas no
significativas. Y después también tenemos el PAD, ¿no? Aquí está. Por
si queréis ver un poquito cómo será secuencialmente las sesiones que
tendremos. Cada semana qué tema vamos a ver aproximadamente, ¿vale? Y si
os parece como el tema... Las clases solo hay 12. Hay 12 temas. Hay mucho
que hablar. Pues voy a empezar ya, ¿eh? No sé si hay alguna pregunta que
me queráis hacer. Entonces voy a utilizar, como el año pasado, un
material del equipo docente, de la profesora titular. Es la catedrática de
un consuelo escolástico de química orgánica y ambiental. Y que nos va a
servir muy bien de referencia porque está sacado de los materiales del
libro, ¿vale? Y eso lo vais a tener también disponible para la grabación
y también en el curso virtual. Y materiales del profesor tutor también lo
vais a tener disponible. Bueno, pues aquí tenéis un poquito el programa,
lo que se pretende en este primer tema, ¿no? Y lo que vamos a ver un
poquito es, pues bueno, las teorías atómicas, la estructura atómica y la
clasificación de los elementos, ¿no? En la tabla periódica, sistema
periódico, en esa clasificación, en grupos y periodos. Y también veremos
un poquito de enlace químico. Es un tema muy amplio, como podéis ver.
Pero es que... Yo os quiero decir una cosa. Que el nivel, el nivel que
tenéis aquí es un nivel de una química general que no es mayor al que
indica el libro ni a la presenciación que yo os voy a dar. Ni a los
numerosos ejercicios o cuestiones tipo test que os voy a ir presentando y
que han caído en exámenes. Vais a ver como es una asignatura que se
corresponde mucho el libro, las presentaciones y los ejercicios con
después... La prueba presencia. Entonces, sí que os recomiendo la
utilización del libro, de ese libro de problemas si queréis. Y después
de todo ese material adicional que os voy a ir facilitando en las distintas
clases tutoriales. ¿De acuerdo? Bien. Bueno, pues... El origen de la
teoría atómica. Pues tenemos que recordar las leyes fundamentales de las
reacciones químicas. Estábamos hablando de la ley de conservación de la
masa. De la materiaomnisectógena. crea ni se crea y se destruye, sólo se
transforma. Es importante que lo tengamos presente. La ley de las
proporciones definidas o la ley de Browse, que nos dice que cuando dos
elementos se combinan para formar un compuesto dado, lo hacen siempre en
una relación de masa constante. En una relación de masa constante. A
continuación, tenemos la ley de las proporciones múltiples, que nos dicen
que cuando dos elementos se combinan para dar más de un compuesto, las
masas del elemento que se combinan con una cantidad fija de otro, están
siempre en una relación de números enteros. ¿Qué quiere decir esto?
Pues si se combinan 16 gramos de azufre, por ejemplo, con 8 gramos de
oxígeno, para formar un compuesto, 16 gramos de azufre se combinarán con
un múltiplo de esos 8 gramos. De oxígeno, para dar otro compuesto
distinto. Bien, lo cierto es que ejercicios de estas leyes ponderales
normalmente no son habituales. No son habituales. Lo vais a ir viendo.
Después la ley de volúmenes de combinación, de la ley de Gay-Lussac.
Esto es interesante, que nos dice que volúmenes de gases que reaccionan,
¿no? En una reacción química, los volúmenes de gases de los reactivos y
de los productos están siempre en una relación... En una relación
sencilla de números enteros, siempre y cuando estos gases estén medidos
en las mismas condiciones de presión y temperatura. ¿Qué quiere decir
esto? Pues que dos volúmenes de hidrógeno se van a combinar con un
volumen de oxígeno para dar dos volúmenes de agua. Suponiendo que todos
sean gases y estén en la misma relación de P y T. Es decir, lo que no se
combina es un volumen con un tercio de volumen. No, no, no. Tienen que ser
relaciones de números enteros sencillas. átomos de distintos elementos se
unen en una relación sencilla, numérica, formando átomos de compuesto.
Claro, toda esta teoría está desfasada, como bien sabéis, y no es la
actual, pero con ella se pretende explicar las tres leyes ponderales.
¿Qué justifica las tres leyes ponderales? Sin embargo, no explica la ley
de Gay-Lussac, la ley de volúmenes de combinación, ¿vale? De todas
formas, esta teoría es insuficiente, ¿no? Es insuficiente porque ahora
hablaremos de la presencia de isótopos, etc. Entonces, ¿cómo justificar
la ley de Gay-Lussac? Pues esto se hace a partir de la hipótesis de
Avogadro. Avogadro nos dice que volúmenes iguales de distintos gases en
las mismas condiciones de presión y temperatura contienen el mismo número
de moléculas. Entonces, la hipótesis es que se mantiene actual. Y es
interesante recordar, volúmenes iguales en las mismas condiciones de P y
T, en las mismas condiciones de P y T de diferentes gases, contienen el
mismo número de moléculas. Contienen el mismo número de moléculas,
¿vale? Es decir, que si yo tengo dos volúmenes de hidrógeno y un volumen
de oxígeno, eso quiere decir que tengo el doble número de moléculas de
hidrógeno que de oxígeno. Y si se me forman dos volúmenes de agua,
quiere decir que tendré el mismo número de moléculas de agua que de
hidrógeno y el doble que de oxígeno. Pero ojo, esto es una cosa que es
muy importante, que después la gente se olvida. Esto solo es válido para
gases. Es decir, el agua que esté en estado gaseoso, ¿vale? Y las mismas
condiciones de P y T de todos los gases. Bueno, sabemos que la sustancia es
una forma de materia con una composición de fe. Definida e invariable,
¿no? Y que podemos tener elementos y compuestos. Elementos están formados
por átomos iguales, ¿vale? Mientras que los compuestos están formados
por átomos de distintos elementos, ¿vale? Los elementos hay un solo tipo
de átomos. Los compuestos hay distintos tipos de átomos, ¿no? Por lo
tanto, átomos diferentes, ¿vale? Entonces vamos a ir profundizando un
poquito más porque la idea... De que la teoría atómica de Alton, ¿no?
De que los átomos son indivisibles, sabéis que no es correcta. Entonces,
pues se fueron descubriendo distintas partículas de los átomos como el
electrón, el protón y el neutrón. Aquí tenéis los científicos y los
años, ¿no? Que fueron descubiertos. ¿Qué tenemos que tener claro?
Bueno, hay que tener claro que los neutrones carecen de carga. Que la
mínima carga que puede adquirir la materia, la mínima carga que puede
adquirir la materia es la carga del electrón o la del protón. Es la carga
elemental. 1,6 por 10 elevado a menos 19 coulombios. Hay que saber que el
electrón tiene carga negativa. Hay que saber que el protón tiene carga
positiva. Ambas partículas tienen la misma carga pero sino contrario. Y
fijémonos en la masa. La masa del electrón es unas dos mil veces más
pequeña que la del protón. ¿Veis? Y la del neutrón, ¿vale? Por lo
menos. Sí. Aproximadamente. Unas dos mil veces más pequeña que la del
protón. Y la del neutrón y la del protón prácticamente es la misma. De
hecho aquí aparece la misma masa. Entonces vamos a decir que el átomo
tiene partículas elementales, esta forma de partículas elementales como
protones, neutrones y electrones. Y estaréis de acuerdo conmigo en que la
masa del átomo se debe esencialmente al protón y al neutrón porque su
masa es 2.000 veces la del electrón. Entonces es como si la masa del
electrón fuese despreciable comparada con las del protón y neutrón.
¿Vale? Hablemos del modelo atómico de Thomson. En primer lugar, el átomo
considera a Thomson que el átomo era una esfera de carga positiva con
electrones incrustados. Con electrones incrustados. Bueno. Posteriormente
Rutherford considera al átomo que consta de un núcleo formado por
protones y neutrones, cuidado, sin carga, pero con igual masa que los
protones. A lo largo del núcleo se encontrarían los electrones con carga
negativa girando en órbitas circulares o elípticas. Para los átomos
neutros el número de protones y el de electrones es el mismo, esto es
importante. Un átomo neutro tiene el mismo número de protones que el de
electrones ¿vale? Y de hecho definimos dos parámetros importantes. Uno es
el número atómico que es el número de protones del núcleo. Pero como
hemos dicho que un átomo es neutro y la carga del protón y del electrón
es la misma, esto implica que el número de electrones ¿no? que tiene un
átomo neutro ha de coincidir con el número atómico. Pero ojo, que quede
claro que el número atómico es el número de protones del núcleo.
¿Vale? Y es lo que identifica a un átomo. Un átomo le llamo hidrógeno
porque tiene Z1, le llamo helio porque tiene Z2, le llamo litio porque
tiene Z3, le llamo berilio porque tiene Z4, le llamo boro porque tiene Z5.
El hecho que después tenga el mismo número de electrones es porque es
neutro. Pero esos mismos átomos podrán ganar o perder electrones y formar
iones. Y seguirán siendo el átomo de hidrógeno, de helio, de litio
¿vale? De berilio, de boro ¿sí? Porque lo que caracteriza y
identificaremos la etiqueta que un átomo se llama hidrógeno, de litio o
berilio es el número de protones del núcleo. El número de protones del
núcleo es la suma de protones y neutrones, es el número básico. A.
¿Vale? La suma de protones y neutrones. Y también es un parámetro
importante para el átomo ¿no? Es lo que se llama el número de nucleones.
Los nucleones es la suma de protones y neutrones del núcleo. Y tenéis
esta formulita A igual a Z más N. ¿Vale? Que es muy útil para hacer
ejercicios para determinar neutrones, etc. ¿Vale? Aquí tenéis el ejemplo
del potasio. ¿De acuerdo? Bueno, hablemos de los isótopos. ¿Qué son
isótopos? Fijaos que Dalton no hablaba de isótopos pero los isótopos son
átomos de un mismo elemento que tienen distinto número básico. Es decir,
distinto número de neutrones. Fijaos aquí tenemos los isótopos del
hidrógeno. El protón, el hidrógeno, el hidrógeno, el hidrógeno, el
hidrógeno, el hidrógeno, El átomo de neutrones es el mismo que tenemos
el deuterio, el deuterio y el tritio. Son átomos todos de hidrógeno.
Todos son átomos de hidrógeno. De hecho, el más abundante es el protio,
lo que se llama vulgarmente hidrógeno H11. Pero que después tenemos el
deuterio y el tritio. Son isótopos. ¿En qué se diferencian los
isótopos? En el número de neutrones del núcleo. Eso es una pregunta de
sábanse. A veces cae. Dice, oye, ¿en ¿Qué se diferencian los isótopos
de un mismo elemento? En los protones, en los neutrones, en los
electrones... No, en los neutrones. En los neutrones. ¿Vale? Sí. ¿Y qué
es eso de la masa atómica? ¿Cómo se mide la masa atómica de un átomo?
Claro, fijaos. La masa atómica de un átomo es la de los protones, la de
los neutrones, la de los electrones... ¿No? ¿De qué orden de magnitud
es? En el primer caso no se dibuja el neutrón. Bueno, en el primer caso no
se dibuja el neutrón porque no hay neutrones. El átomo de hidrógeno 1,1,
el propio, carece de neutrones. Solo tiene un protón en el núcleo y un
electrón en la corteza. El deuterio tiene un protón, un neutrón y un
electrón en la corteza. Y el tritio tiene un protón, dos neutrones y un
electrón. ¿Eh? Porque n es a menos z, Miquela. ¿No? Entonces, por
ejemplo, aquí en este sería 3 menos 1, dos neutrales. ¿De acuerdo?
Bueno, muy bien. Ahora hablemos de la masa atómica. La masa atómica.
¿Qué es eso de la masa atómica? Es... Ha quedado claro, Miquela. No sé
si... A mí igual. Bueno. Ah, vale, gracias. No, era por si acaso. Bien,
muchas gracias, ¿eh? Bien. Decía que la masa atómica, como os decía, es
muy pequeña. Estamos hablando del orden de 10 elevado a menos 27 kilos,
que es la masa del protón. Y 10 elevado a menos 31 kilos, la del
electrón. Entonces, son magnitudes muy pequeñas y no son fáciles de
trabajar. Entonces, se definía en la UMA actualmente, porque antes había
otras definiciones, como la doceava parte del átomo de carbono-12. Ojo, la
doceava parte del átomo de carbono-12, esto es una UMA, la doceava parte.
Entonces, si la doceava parte es una UMA, ¿vale? ¿Qué será la masa de
todo el átomo de carbono-12? Pues 12 UMAs. 12 UMAs será la masa de todo
el átomo de carbono-12. 12 UMAs. ¿Vale? ¿De acuerdo? Y a partir de ahí,
se puede sacar la masa de todos los átomos. Porque, claro, si la masa del
átomo de carbono-12 es 12 UMAs, la masa del átomo de carbono del
hidrógeno-1 es una UMA, porque tiene solo un protón. El carbono-12 tiene
6 protones y 6 neutrones. El número de partículas del núcleo... El
número másico, el número másico, fijaos, coincide numéricamente con la
masa atómica en UMAs. ¿No? Interesante, ¿no? De un isótopo, ¿eh?
Estamos hablando de un isótopo determinado. Bueno. ¿Y qué es la masa
molecular de un compuesto? Pues la suma de las masas atómicas de cada uno
de los elementos que lo constituyen. ¿No? Aquí hay algún ejemplo. Por
ejemplo, a ver, ¿cómo sería la masa molecular del O2? Pues como el
oxígeno es 16, pues 16 por 2, 32 UMAs. ¿No? 32 UMAs, por ejemplo. ¿Vale?
Bueno, aquí tenéis un ejemplo. Dice, escriba un símbolo adecuado para la
especie con 53 protones y 54 neutrones. Bueno, esto no son preguntas de
examen. Y se pueden pedir en examen porque son tipo T los exámenes,
recordad. Bueno. Entonces, esto no es una pregunta de hipotés, pero puede
servir para practicar. Es decir, tú tendrías que irte después a la tabla
periódica y ver que este elemento es el yoduro, el león yoduro. Porque si
te tienes que dar cuenta es que si tienes 53 protones y 54 neutrones, es
que es una especie que está cargada negativamente. ¿No? Y por eso es
unión negativa. ¿Vale? Y el símbolo, pues la A, la suma de Z más N.
Aquí tienes otro, te habla de unión negativa. Unión negativa de menos 3.
Con 36 neutrones. Claro, si dice que tiene 36 electrones y tiene carga
menos 3, pues ¿qué valdrá el número atómico? Pues 33. Y ahí usa el
33. Claro, carga menos 3 y tiene 36 electrones, quiere decir que tiene 36
electrones más que protones. Por lo tanto, Z es 33, como veis aquí. Y a
partir de aquí, por el número másito, pues saca el número de neutrones.
¿No? Estos ejercicios siempre son interesantes. Que los miréis. ¿Modelo
atómico de Bohr? Bueno. Esto se basa en la teoría cuántica de Planck. En
el efecto fotoeléctrico y en los espectros atómicos. Y ya os adelanto que
esto no es materia de examen, ¿eh? Normalmente, no es materia de examen.
No va por ahí, ¿eh? ¿De acuerdo? Pero sí que es bueno saber que el
modelo atómico de Bohr se fundamenta en la teoría cuántica, efecto
fotoeléctrico y espectros atómicos. ¿Vale? Y que, pues los tres
postulados, ¿no? Que tampoco son objeto, pues se basa en que el electrón
gira alrededor del núcleo en órbitas circulares sin perder energía en
forma de radiación. ¿Vale? Las órbitas no pueden ser cualquiera, sino
que el movimiento angular de las órbitas es un múltiplo de esta
expresión. Y que cuando un electrón pasa de un nivel de energía inferior
a superior, absorbe una energía determinada, ¿no? Igual a la diferencia
de energía entre los niveles. Y cuando un electrón pasa de un nivel
superior a otro inferior, ¿no? Emite una energía, normalmente en forma de
radiación electromagnética, igual a la diferencia de energía. Entre los
dos niveles. ¿Vale? Bueno, entonces el modelo atómico de Bohr nos habla
del estado fundamental, ¿no? Cuando el electrón gira en la órbita de
mínima energía y puede tener un estado excitado. ¿Ves un estado
excitado? Cuando el electrón absorbe energía y pasa a un estado de mayor
contenido energético. ¿Pero qué ocurre? Cuando se aleja y absorbe
energía para pasar a un nivel superior, ¿qué ocurre? Que en ese estado
excitado, ¿qué hace el elemento? El elemento es inestable, ese electrón
está en un estado excitado y vuelve al estado fundamental el electrón
emitiendo energía en forma de radiación electromagnética. ¿Vale?
Siempre los átomos cuando están en estados excitados tienen un tiempo de
relajación muy pequeño. ¿Qué quiere decir esto? Que vuelve esos
electrones al estado fundamental. En un tiempo muy corto, emitiendo
energía. ¿Vale? A medida que nos alejamos del núcleo, el nivel
energético es mayor, más energía. A mayor energía, más lejos del
núcleo. El modelo mecánico cuántico del átomo simplemente también, os
comento en qué se basa, en la hipótesis de Bohr y el principio de
incertidumbre de Heisenberg, ¿no? En la ecuación de onda de Schrodinger
donde se habla del concepto de orbital como la región próxima al núcleo
donde la probabilidad de encontrar el electrón es máxima. Pero de todo
esto, ¿qué es lo importante? Lo que se os pedirá en las pruebas como
identificar los números cuánticos de los electrones. Esto sí, esto es
muy importante porque suele caer a notarlo. Entonces, el modelo mecánico
cuántico, la resolución de la ecuación de Schrodinger introduce cuatro
números cuánticos. Cuatro números cuánticos. ¿Vale? Que nos sirve para
identificar los tres primeros al orbital y el cuarto también para ver las
dos posibilidades que tiene el electrón de ocupar un orbital. Pero vamos a
pararnos aquí un momentito. ¿Qué es eso? ¿Cuáles son los números
cuánticos? Tenemos el número cuántico principal, n, que nos indica el
nivel de energía y está asociado al contenido energético y al tamaño
del orbital. A medida que aumenta n, aumenta el tamaño del orbital y
aumenta el contenido energético. ¿De acuerdo? El segundo número
cuántico secundario o azimutal, l, indica su nivel de energía y está
asociado a la forma del orbital. Y hablaremos que tiene una forma con l
igual a cero, una forma esférica, con l igual a uno, una forma de lóbulo
simétrico, con l igual a dos más complicado, lo veremos después,
etcétera. Y el número cuántico. Entonces, este número cuántico es el
número cuántico principal. El número cuántico secundario o azimutal es
un subnivel de energía, también nos determina el contenido energético en
segunda medida con respecto a n y, como os he dicho, la forma del orbital.
El tercer número cuántico magnético describe la orientación en el
espacio del orbital. Es decir, por ejemplo, los orbitales p sobre el eje x,
sobre el eje y, sobre el eje z. Ahora lo veremos. Entonces, tenemos claro
que un orbital queda identificado con tres números cuánticos. ¿Cuáles
son estos números cuánticos? N, l y m. ¿Vale? Y m. Pero hay un cuarto
número cuántico que nos indica los dos posibles sentidos de giro del
electrón. Los dos posibles sentidos de giro del electrón. ¿Vale?
Entonces, hablamos de un spin más un medio y spin menos un medio. ¿De
acuerdo? Bueno. Aquí tenéis los orbitales. ¿No? Es decir, para l igual a
cero se llama un orbital s. Esto es importante saberlo. ¿Eh? Es importante
saberlo. Para l igual a uno se tratan los orbitales p. ¿Vale? Y, ojo, las
reglas de selección nos dicen que cuando l vale cero, la m vale cero. Pero
cuando la l vale uno... La m puede valer menos uno, cero y uno. ¿Vale? Y
son los tres orbitales p que tenemos aquí. ¿Vale? Y cuando l vale dos...
La m vale menos dos, menos uno, cero, uno y dos. Que son los cinco
orbitales d que tenemos aquí. Ah, perdón. Son estos de aquí. Ajá.
Aquí. En esta línea. Los cinco orbitales t. ¿Vale? ¿De acuerdo? Y ya
para l igual a tres, que tendremos los siete orbitales f con la m menos
tres menos dos. Recordad que en cada orbital puede haber como máximo dos
electrones. Así si tenemos un orbital s, tendremos dos electrones. Si
tenemos tres orbitales t, tres por dos, seis electrones. Si tenemos cinco
orbitales d, cinco por dos, diez electrones. ¿Vale? Bueno. Ahora dice
aquí. De los siguientes grupos de valores, de números cuánticos, indicar
cuáles son posibles y cuáles no. Bueno. Pues... El primero es posible,
sí, porque cumple las reglas de selección. Las reglas de selección las
tenemos aquí abajo. ¿Vale? Aquí las tenemos. ¿Vale? En este recuadro.
Entonces nos damos cuenta que b no es posible. ¿Por qué? Porque cuando l
vale cero, cuando l vale cero, aquí lo tenemos, la m solo puede valer
cero. Va desde menos cero hasta cero. Por lo tanto este no es posible. C
tampoco es posible. ¿Por qué no es posible? Porque cuando n vale dos, la
l vale hasta n menos uno. ¿Lo veis? Si n vale dos, la l como mucho puede
valer uno. Uno. No dos. ¿Eh? Si n vale dos, la l solo puede valer uno como
máximo. Por eso no es posible. Otro que no es posible. ¿Y el d? ¿Por
qué no es posible el d? Porque la l no puede ser un número negativo. La l
va cero, uno, dos, n menos uno. Tampoco es posible el d. Como veis. Bueno.
Sistema periódico. Bueno. Hay distintas ordenaciones de los elementos de
la tabla periódica. Y nosotros, pues, vamos a verlo. Pues la última,
¿no? La de grupos y familias, ¿no? Perdón. Familias o grupos y periodos.
¿Vale? Los periodos son las filas horizontales. Las familias o grupos son
las verticales. Aquí se ve muy mal, ¿no? Pero veréis que están. Cada
familia. ¿No? Es. Aquí lo tenemos, ¿no? Son los grupos, ¿no? Y los
periodos son las filas horizontales. ¿Vale? Entonces es muy importante la
configuración electrónica de los átomos. ¿No? ¿Qué es la
configuración electrónica de los átomos? Es pregunta también de examen.
Es el saber hacerlas y saber identificar configuraciones electrónicas
correctas e incorrectas. Es la disposición de los electrones en los
átomos. En definitiva, es la disposición de los electrones en los
distintos orbitales. ¿Y en qué se basa? Es importante. Se basa en el
principio de mínima energía. ¿Qué quiere decir esto? Que los electrones
van ocupando los orbitales de menor a mayor contenido energético.
Atendiendo al principio de exclusión de Pauling, es decir, en un mismo
átomo no puede haber nunca dos electrones con los cuatro números
cuánticos iguales. ¿Eso qué quiere decir? Que los electrones de un
orbital deben tener espines opuestos. Y en consecuencia, como el cuarto
número cuántico sólo contiene dos valores, más un medio y menos un
medio, en un orbital como máximo puede haber dos electrones. Y después es
importante hablar de la regla de Ham, la regla de máxima multiplicidad de
Ham, que nos dice que los orbitales de igual energía, también se llaman
orbitales degenerados, ¿no? Son electrones, ¿no? Se distribuyen
manteniéndose con espines paralelos y lo más desapareados posible. Es
decir, esto es correcto. Si tengo que colocar dos electrones, van uno y uno
con el mismo spin. No pueden estar con spin opuesto o, mucho menos, los dos
electrones en el mismo orbital. Siempre están lo más desapareados
posibles. Y hasta que no entre el cuarto electrón en el orbital P, no se
aparea con el primero. ¿Vale? Tenemos ejemplos. Bueno, la configuración
electrónica, ¿no? La configuración electrónica se basa, ¿a partir de
qué? Del número atómico. Porque ya hemos dicho antes que el número
atómico se indica el número de protones y como el átomo es neutro
coincide con el número de electrones. Entonces hay que saberse este
diagrama porque es una regla neumotécnica muy útil para escribir la
configuración electrónica. Porque los orbitales se van ocupando
atendiendo a estas diagonales. ¿Eh? Va por diagonales, no va por filas.
¿Eh? Porque después del 3P viene el 4S. Después del 3D el 4P y el 5S.
Después el 4D, 5P y 6S. 4F, 5D, 6S y 7S. 5F, 6D, 7P. Y bueno, y el 8S.
Siempre por diagonales. ¿Vale? Entonces con Z6 sería, recordad que
orbitales S hay uno, dos electrones. Orbitales... P hay tres, por tanto
como máximo seis electrones. Entonces el carbono que es Z6 sería 1S2,
2S2, 2P2. ¿Vale? ¿Sí? El cloro que es 17, 1S2, 2S2. 2P6, 3S2, 3S2. ¿No?
Y después del 3S2, 3P5. Empezaríamos la siguiente diagonal. Claro.
Pensad. Orbitales P, como máximo habrá seis. Orbitales D, como máximo
habrá diez. Orbitales S, como máximo dos. ¿Vale? Ahora bien. La
configuración electrónica se suele expresar de forma abreviada. Es decir.
Si nosotros... No oyes nada. ¿No oís nada? ¿Nadie? ¿Solo sois vosotros?
A lo mejor se os ha bloqueado. Lo... El consejo... Ah. Alexander dice que
sí. El consejo, Josep. Es que salgáis. Y volváis a entrar. Porque a
veces se bloquea en casa. ¿Eh? Salir y entrar rápidamente. Tan sencillo
como eso. ¿Eh? Vale. Ah, sí. Si alguien lo puede poner en el chat o lo
pongo yo. Sal y entra. ¿No? Sal y entra. Si no oye nada. ¿Eh? Vale. Bien.
Entonces. Como os decía. Si sueles pesar en función del último gas
noble. Bueno. ¿Cuáles son los gases nobles? El helio. Neón. Vale. Helio.
Neón. Árgon. El helio acaba en 1s2. ¿Vale? Acaba en 1s2. El... El helio.
Entonces. El siguiente elemento con 3. Que sería el litio. El litio. Tiene
z3. Se podría poner 1s2 2s1 o bien entre corchete helio 2s1. Es una forma
de escribir la configuración electrónica en función del último gas
noble. ¿Vale? Bueno. Aquí tenéis cómo están clasificados los
elementos. La tabla periódica. ¿No? Por grupos. Los que acaban la
configuración electrónica en ns1 se les llama alcalinos. En ns2,
alcalinotérreos. En s2p1, los térreos o grupos del boro. Los que acaban
en s2np2, los carbonoides o grupo del carbono. Los que acaban en s2np3,
grupo del nitrógeno o nitrogenoides. Y fijaos cómo se le llama grupo 1a,
2a, 3a, 4a... En función del número de electrones que tiene la última
capa. ¿Eh? Fijaos. ¿Eh? Como el grupo del número de romanos coincide con
el número de electrones de la última capa. 6a, 7a y el grupo 0 de los
gases nobles. ¿Vale? Después están los metales de transición. Y los
metales de transición, su configuración electrónica va desde d1 hasta
d10. ¿Vale? Y los de transición interna que van desde f1 a f14. ¿Vale?
Son poco habituales. Pero metales de transición sí. Los de transición
interna son muy poquito habituales. ¿Eh? Entonces, transición sí que hay
que saber escribir la configuración electrónica con esas diagonales que
hemos visto antes. ¿No? Y atendiendo a las reglas comentadas. ¿Vale? Los
elementos de la tabla periódica se pueden clasificar en metales. Están
aquí los que estarían en verde. ¿Vale? Que son metales, metales de
transición, metales de transición interna. ¿Vale? Y después tenemos en
azul los semimetales o metaloides. Que tienen características entre metal
y no metal. Después tenemos en amarillo los no metales menos la última
columna que son los gases nobles. Los gases nobles. Entonces, las
propiedades, ¿no? Las propiedades químicas de todos estos elementos
vienen determinadas por la configuración electrónica de la última capa.
¿Eh? Por los electrones de valencia. Bueno. Aquí tenemos alguna cuestión
más. ¿No? Dice el determinado de los valores cuánticos del electrón
situado en un orbital 4s. Bueno. Este lo dejo para hacer vosotros. N vale
cuatro, L cero, ¿no? Está aquí explicado. Aquí tenéis otros ejercicios
que yo creo que es importante que los tengáis presentes. Nos ponen la
configuración electrónica en el estado fundamental. ¿No? Fijaos. Esta
configuración electrónica nos la pone de esta manera, de este elemento
aquí. El elemento químico. Y nos lo pone 3d8 4s2. Es que se cumplimentan
ante los orbitales, el orbital 4s que el 3d. Pero bueno. Aquí no lo ha
escrito por, digamos, por niveles. ¿No? Eh... ¿Qué tenemos que decir?
¿Cuántos electrones desapareados tiene este átomo? Si es 3d8. Fijaos.
Pongo 5 y después 3 que aparean. Pues, ¿cuántos eran? El número de
electrones, el número de electrones desapareados. Dos. ¿No? Vemos que hay
dos. ¿Cuáles son los números cuánticos del electrón más externo?
¿Cuál es el electrón más externo del nivel 4? Es un 4s. Si es s, L vale
cero, m vale cero y la s puede valer más o menos un medio. Y los números
cuánticos del último electrón que hemos colocado, que es este. Este es
el último electrón que hemos colocado. El segundo de aquí. Como la m va
desde menos dos, menos uno, cero, uno y dos. ¿No? ¿Vale? Entonces, para n
igual a tres, L vale dos, m vale cero y como es el segundo electrón, es
menos un medio. ¿Vale? Bueno, aquí tenéis otro. Os lo dejo que lo
practiquéis. Hacedlos porque están resueltos. Es muy interesante que los
hagáis. Os va a ayudar para entender el tema. Pero permitidme que siga.
¿Eh? Aquí tenemos, por ejemplo... A ver, estas afirmaciones si son
correctas o no. El elemento c es un gas noble y el elemento b es un
halógeno. El c es un gas noble. No, porque tendría que acabar en np6.
¿Vale? Y b es un halógeno. No, porque tendría que acabar en np5. Si os
acordáis. ¿Eh? Vale. El elemento c no es un gas noble y el elemento b
tampoco es un halógeno. A ver, b. Los elementos a y c se sitúan
respectivamente en el tercer y cuarto periodo. A, sí, tercer periodo. Y c
acaba en 4s y por lo tanto es el cuarto periodo. Está bien, tercer y
cuarto periodo. La opción b es correcta. El elemento e es un anfígeno. Y
se sitúa en el quinto periodo. No, el elemento e es un halógeno porque
acaba en p5. ¿Vale? Es un halógeno. El elemento e es un halógeno.
¿Vale? Porque acaba en p5. De acuerdo. El elemento d se sitúa en el sexto
periodo. Tampoco. Está en el tercer periodo. El 6 es el número de
electrones. El elemento a es un metal alcalino. Pues sí, porque acaba en
ns1. ¿Vale? Bueno, todo esto os lo recomiendo para practicar. Bueno,
propiedades periódicas. Aquí en un examen os pueden pedir que ordenéis
los elementos de mayor o menor radio, mayor o menor afinidad electrónica,
electronegatividad o energía de ionización. El radio atómico es la
distancia entre dos núcleos de dos átomos contiguos de un compuesto
químico, de un átomo, de un elemento. ¿No? Esto es el radio atómico.
Por ejemplo, a ver, si tenemos moléculas de oxígeno, pues por difracción
de rayos x, la distancia entre dos núcleos, ¿no? La distancia entre dos
núcleos, la mitad, será el radio atómico. ¿No? De acuerdo. Entonces,
¿qué pasa? ¿Cómo varía el radio atómico de la tabla periódica? Esto
sí que hay que saberlo. El radio atómico de la tabla periódica aumenta
hacia abajo. En un mismo grupo, porque aumenta el número de capas
electrónicas. Y disminuye de izquierda a derecha, porque aumenta la carga
nuclear efectiva. Aumenta Z. Y atrae los electrones hacia el núcleo. Y el
átomo se comprime. Otra propiedad muy importante es la energía de
ionización. Que es la energía necesaria para arrancar el electrón más
externo de un átomo en estado gaseoso. Y esa energía de ionización es
importante saber que varía al revés del radio atómico. Disminuye al
aumentar el radio atómico. Por lo tanto, abajo en un mismo grupo disminuye
la energía de ionización. Es más fácil arrancar un electrón del
rubidio que del litio. ¿Por qué? Porque es más grande el átomo. El
electrón está más alejado del núcleo y es atraído con menos fuerza. Y
hay que decir que la energía de ionización aumenta hacia la derecha de la
tabla periódica. ¿Por qué? Porque el radio atómico disminuye. El átomo
se contrae, cada vez es más pequeñito. El electrón externo está cada
vez más cerca del núcleo. Y por lo tanto, se necesita más energía para
arrancar el electrón más externo del átomo. ¿Vale? ¿Y la afinidad
electrónica? La afinidad electrónica es la energía desprendida cuando un
átomo en estado gaseoso, en su estado fundamental, capta un electrón y se
transforma en un ión negativo. ¿Quiénes son los elementos que tienen
mayor afinidad electrónica? Pues los más pequeños, los que se encuentran
más arriba y más a la derecha de la tabla periódica. Los no metales.
¿Por qué? Porque esos elementos tienen más energía. Tienen tendencia a
ganar electrones y adquirir la configuración electrónica del gas noble
del mismo periodo. Mientras que los metales, los que están a la izquierda,
los alcalinos, los alcalinotérreos, que son metales, son los que tienen la
energía de iniciación más baja. Porque son los que tienen más tendencia
a perder electrones y adquirir la configuración electrónica del gas noble
del periodo anterior. Claro, todo eso son tendencias según donde estén
los elementos situados en la tabla periódica. Los que están a la derecha,
los que están en la tabla periódica, son los no metales, los que tienen
tendencia a ganar electrones. Mientras que los que están a la izquierda,
son los metales, son los que tienen tendencia a perder electrones y dar
iones positivos. ¿Cómo varía la afinidad electrónica? Pues igual que la
energía de iniciación disminuye hacia abajo en el mismo grupo y aumenta
hacia la derecha en un mismo periodo. Hay que sabérselo. ¿La
electronegatividad? Pues ¿qué es? Es la tendencia que tiene un átomo a
atraer al par o pares de electrones que comparte con otro. ¿Vale? ¿De
acuerdo? Está relacionado con la energía de iniciación y la afinidad
electrónica. ¿Vale? Mide la tendencia de un átomo en una molécula de
atraer hacia sí mismo los electrones de un enlace con otro átomo. ¿Vale?
¿De acuerdo? Entonces, ¿cuáles son los elementos más electronegativos?
Los que se encuentran más a la derecha y más arriba de la tabla
periódica. El flúor es el elemento más electronegativo. ¿El menos
electronegativo? Pues los alcalinos, los del grupo 1. Pues el rubidio que
está más abajo. Entonces la electronegatividad aumenta de abajo arriba y
de izquierda a derecha. Importante sabérselo. ¿De acuerdo? Venga. Aquí
tenemos tres elementos de número atómico 1935 y 54. Nos dicen a qué
grupo y periodo pertenece. Esto lo podemos saber escribiendo la tabla
periódica. Esto es la configuración electrónica. ¿Vale? Vemos los
electrones de la última capa. Esto acaba en 4S1, es decir, periodo 4,
grupo 1A. Porque los que acaban en S1 es grupo 1A. El otro, el segundo,
acaba en 4S2, 4P5. Periodo 4, grupo 7A. Siete electrones en la última
capa. ¿Vale? Es un halógeno. El tercero acaba en 5S2, 5P6. Tiene ocho
electrones en la última capa. Es un gas noble, ¿no? Grupo 8A. O también
hay talos periódicos que le llaman grupo 0. ¿Eh? Quinto periodo. ¿Vale?
De acuerdo. ¿Cuál tiene mayor afinidad electrónica? El que se encuentre
más a la derecha y arriba. No contemos a los gases nobles. Los gases
nobles no tienen afinidad electrónica. ¿Eh? No tienen tendencia a ganar
electrones. Entonces ese es el halógeno, ¿eh? El halógeno. ¿Vale? El
que tiene mayor afinidad electrónica. Además es el que está más arriba
y a la derecha. Más arriba. Pero bueno. ¿Y cuál es el que tiene menor
potencialización? El que es más fácil arrancar un electrón. Es el
alcalino. El alcalino siempre. ¿Eh? Nunca el gas noble, ¿eh? Bueno. Aquí
nos piden pues que estos elementos pues digamos un poquito de qué se
trata, ¿no? Bueno. Aquí nos dan los números atómicos o el número de
electrones que tienen estos elementos. ¿No? Están escritas las
configuraciones electrónicas. ¿No? Y nos dice a ver, ¿cuál de ellos es
un gas noble? Pues el que acaba en P6 o 1S2. Es el 1S2 que es el helio.
¿Vale? ¿Es un metal alcalino? El que acaba en S1. ¿Veis el C? El C que
acaba en 3S1. ¿Cuál es el más electronegativo? El que esté más a la
derecha. ¿No? ¿Vale? El que acaba en 2S2, 2P5. Grupo 7A. ¿Vale? Es un
halógeno. Más a la derecha y arriba. El B. ¿Mmm? Bueno. Aquí tenemos
ejercicios. ¿No? Siempre es bueno, os aconsejo que lo miréis. Bueno.
Entonces. Pensad una cosa. Los metales y no metales, ¿no? ¿Cómo se
clasifican? ¿En qué se diferencia un metal de un no metal? Pues mirad.
Los no metales son los elementos más electronegativos. Son los que tienen
tendencia a ganar electrones. A formar iones negativos. Llamados aniones.
Tienen energía de ionización. Tienen afinidad electrónica. Tienen
electronegatividad elevada. Y muchos electrones en la última capa. Más de
4, 5, 6 o 7. ¿Vale? Esos son los no metales. Y los elementos no
electronegativos o electropositivos. Los metales. Que están a la izquierda
de la tabla periódica. Tienen tendencia a perder electrones. A formar
iones positivos. Se llaman cationes. Tienen energía de ionización baja.
Afinidad electrónica elevada. Electronica baja. Electronegatividad baja.
Tienen tendencia a perder electrones. Y tienen poquitos electrones en la
última capa. 1, 2, 3. ¿De acuerdo? Ya la última parte del tema es el
enlace químico. Vamos a ver los tipos de enlace. Enlace iónico.
Cobalente. Metálico. Y fuerzas intermoleculares o de Van der Waals. Y
enlace de hidrógeno. Bien. Todo esto de los enlaces se basa en la regla
del octete de Lewis. Que nos dice que todos los elementos al combinarse.
Tienen tendencia a ganar electrones. O sea, a ganar, a perder o a compartir
electrones de manera que tienen la última capa completa. Es decir, que
están rodeados de ocho electrones. Pero estos serían todos los elementos
menos los del primer nivel. El hidrógeno. El litio. ¿No? Que esos
elementos tendrían tendencia a solo estar rodeados de dos electrones.
Porque no tiene en el primer nivel solo hay un S2. Que es el helio. Bueno.
El enlace iónico. Se caracteriza por una atracción electrostática entre
un elemento electropositivo, un ión positivo y un elemento muy
electronegativo, un ión negativo. ¿Vale? Y se produce, por lo tanto,
entre un metal y un no metal. ¿No? Y tiene lugar la formación de iones.
Entonces las fuerzas que mantienen unidos a los compuestos iónicos son
fuerzas de carácter electrostático. ¿Vale? Son fuerzas de carácter
electrostático. Y lo que hace que se forme un compuesto iónico. Es la
energía reticular. O la energía de red. Es que cuando estos iones pasan a
formar parte de una red cristalina, se libera una energía muy grande. Y
hace que el sistema sea muy estable. Las fuerzas electrostáticas son muy
intensas. Y es lo que justifica la formación de los compuestos iónicos.
¿No? Es bueno también recordar lo que se entiende por valencia iónica o
electrovalencia. Que es la capacidad de un átomo para ganar o perder
electrones y formar los correspondientes iónicos. ¿Vale? La valencia
iónica. Entonces, recordemos. Enlace iónico formado entre un metal y un
no metal. Y hay una transferencia de electrones. Fuerzas electrostáticas.
Ahora, enlace covalente. Totalmente diferente. El enlace covalente es la
compartición de electrones. ¿Entre quién? Entre elementos no metálicos.
Entonces, si son una compartición de electrones entre átomos de un mismo
elemento. Como tenemos aquí abajo. El oxígeno. El dióxido. El
nitrógeno. ¿Vale? O el nitrógeno. ¿Vale? Se dice que tenemos enlace
covalente apolar. Y el número de electrones que se comparten es tal que se
cumple la regla del octeto o del octeto. ¿Qué quiere decir esto? Pues el
oxígeno, si tiene 6 electrones en la última capa, ¿no? El oxígeno si
tiene 6, ¿cuántos le faltan hasta 8? 2. Pues tiende a compartir 2
electrones. Y así está rodeado de 8 electrones, ¿vale? Enlace covalente
apolar. Y el nitrógeno, como sólo tiene 5, pues hay 3. ¿Vale? Hay unos
parámetros moleculares como son la longitud del enlace, el ángulo del
enlace, la energía del enlace y la polaridad del enlace. La polaridad del
enlace es quizás lo más interesante. Nos mide esa separación de cargas
que puede haber en un enlace covalente cuando uno de los dos átomos es
mucho más electronegativo que el otro. Por ejemplo, el cloro es mucho más
electronegativo que el hidrógeno, entonces el enlace se llama enlace
covalente polar. Aquí hay una carga residual positiva y aquí una carga
residual negativa. Y hablamos de un momento dipolar, una polaridad. Siempre
que tengamos un enlace covalente de compartición de electrones entre
elementos no metálicos, que sean átomos distintos, distinta
electronegatividad, por tanto, tendremos un enlace covalente polar y
tendremos una separación de cargas, que no es lo mismo que un enlace
iónico, porque en el enlace iónico hay una transferencia de electrones.
Geometría molecular. Bueno, la geometría aquí simplemente, aunque cuando
veamos el tema de química orgánica nos pararemos un poquito más con las
moléculas orgánicas, no, las moléculas pueden ser lineales, angulares,
etcétera, hídrica, y dependerá su geometría de manera que los átomos y
los pares de electrones tengan la mínima repulsión. Así el metano se cae
hídrica, el amoníaco es piramidal y el agua es angular, porque esa
geometría lleva consigo una menor repulsión electrónica. Enlace
covalente polar ya lo hemos comentado y el enlace covalente coordinado o
enlace covalente, bueno, enlace covalente coordinado es la terminología
más adecuada, es cuando se forma un enlace covalente tridimensional. Es
decir, donde un átomo aporta los dos electrones al enlace. Aquí tenéis
el ejemplo del amoníaco que capta un protón, pero el protón no tiene
ningún electrón, entonces aporta los dos electrones al enlace y se forma
el ión amonio con ese enlace covalente dativo o coordinado, donde el
nitrógeno aporta los dos electrones al enlace. No es un enlace iónico, es
un enlace covalente, donde el nitrógeno aporta los dos electrones al
enlace covalente. ¿De acuerdo? Después tenemos el enlace metálico, que
es lo que ocurre en los metales puros y las aleaciones, donde tiene lugar
un empaquetamiento de redes cristalinas, donde los electrones de valencia
tienen una gran movilidad y forman un mar de electrones que tienen esa
tanta movilidad que justifican su conductividad eléctrica y su
conductividad térmica. Son los mejores conductores los metales. ¿Vale? Y
cuando hablamos de fuerzas intermoleculares de Van der Waals entre las
distintas moléculas, podemos hablar esencialmente de fuerzas de Van der
Waals de dos importantes. Una, las fuerzas de dispersión o del hondo, que
tienen lugar, esas fuerzas de dispersión o del hondo, tienen lugar en
moléculas apolares. Moleculas apolares tienen fuerzas de dispersión o del
hondo. Son, ¿qué pasa ahí? Pues que se forman dipolos instantáneos, por
ejemplo, la molécula de cloro. Con otra molécula de cloro se forma un
dipolo instantáneo, una separación de cargas induce una separación de
cargas contigua y todo ello nos lleva a esas fuerzas de dispersión o del
hondo. ¿Vale? Y que justifican pues también esas variaciones de puntos de
fusión y dimisión. Después están las fuerzas de orientación
dipolo-dipolo, por ejemplo, que son con moléculas polares. Como puede ser
el cloruro de hidrógeno. ¿Vale? ¿De acuerdo? Menos delta, más delta,
más delta, menos delta. Y aquí tendríamos este enlace de estas fuerzas
intermoleculares entre dos moléculas polares. ¿Vale? Y después, muy
importante, el enlace de hidrógeno. El enlace de hidrógeno, cuidado, solo
lo dan estos átomos. El nitrógeno, el oxígeno y el flúor cuando están
unidos al hidrógeno. Y es muy importante el enlace de hidrógeno porque
justifica, justifica el enlace de hidrógeno los puntos de ebullición y de
fusión anómalos de los correspondientes hidruros. Aquí los tenéis.
¿Veis? Los tres primeros como crecen, amoníaco, flúor de hidrógeno y
agua. En vez de que esos puntos de ebullición. ¿No? ¿Vale? Tendrían que
ser menores, ¿no?, siguiendo la línea descendente, como el metano. Estos
tres, como tienen enlace de hidrógeno, tienen puntos de ebullición
sumamente elevados. ¿Por qué? Porque esas fuerzas de interacción
intermoleculares entre distintas moléculas de agua, entre distintas
moléculas de amoníaco, hacen que se necesite más energía para romper
esos enlaces intermoleculares. Se necesita más energía térmica. Y por
eso aumenta esa temperatura de fusión y de ebullición. Bueno, aquí
tenéis algunos ejemplos, ¿no?, y que os pueden servir para determinar
qué tipo de compuesto darían entre sí al combinarse A con B. ¿No?
Bueno, A y B tenemos esto, NS2 es un alcalino térreo y B es S2P5, es un
halógeno. ¿Vale? Entonces, ¿qué va a dar? Bueno, este tiene tendencia a
perder los electrones. ¿Vale? El A, porque tiene dos electrones en la
última capa. ¿Eh? Y B tiene siete electrones en la última capa, tiene
tendencia a ganar uno. Estamos comparando un metal con un no metal, nos
dará un compuesto iónico. ¿Y cómo será la combinación? Pues
evidentemente necesitaré dos de B- con uno de A2+, y dará este compuesto
AB2, ¿no?, en este caso. ¿Vale? Bueno, aquí tenéis también otro
ejemplo. ¿Cuál presenta mayor energía? Un enlace covalente de estas
moléculas de aquí. Pues el hidrógeno, un enlace covalente a polar,
porque está formado por dos átomos idénticos. ¿Cuál puede presentar
enlace de hidrógeno? Los que tengamos nitrógeno, oxígeno y flúor.
Nitrógeno, oxígeno y flúor unidos al hidrógeno. ¿De acuerdo? Y aquí,
¿el calcio y el oxígeno forman enlace covalente? No. Es un metal y un no
metal, iónico. ¿El clorhidrógeno? Enlace covalente, pero polar. Polar.
No a polar. ¿K y F forman un enlace iónico? Sí, porque es un metal y un
no metal. Bien. Permitidme que os habla ahora, esto es la PED, que yo os
aconsejo que las vayáis haciendo el año pasado, y os puede servir de
orientación a las que tengáis este año. Les pregunto aquí. ¿Todos los
átomos que tienen un número atómico, pero dependiente del número de
masa, se llaman isótopos? ¿Esto es verdad? Sí. Es la definición de
isótopo. Si las siguientes configuraciones teoretico-hídricas se pueden
afirmar que son posibles, pues mira. La primera sí que es posible, porque
corresponde a un estado excitado. Pasa de 2P5 a 3S1. Eso es posible, sí.
No es el estado fundamental. No es el estado fundamental, pero es posible.
Porque sería 2P6, ¿no? Pero es un estado excitado. Eviden si es posible.
Pero la segunda no es posible. ¿Por qué no es posible la segunda? Porque
no puede existir el 2P7. No puede haber siete electrones en tres orbitales
P, porque hay dos como máximo en cada uno de ellos. El segundo no está
permitido. De los siguientes elementos, ¿cuál es el que tiene mayor
energía de ionización? Pues es el cloro. Pues sí. En la tabla periódica
es el elemento que se encuentra más a la derecha y arriba. La energía de
ionización aumenta hacia arriba y hacia la derecha. Es el que necesita
más energía para perder un electrón. ¿Vale? Aquí, ordenar de mayor a
menor radio. Esto es interesante. Tiene una cierta dificultad. Son átomos
de un mismo elemento, pero tienen distinto número de electrones. Átomos
de un mismo elemento con distinto número de electrones. ¿Cuál será más
pequeño? El que tenga menos electrones. Cuidado con ese detalle. Aquí
Sn4+, ha perdido 4 electrones. Sn2+, ha perdido 2 electrones. Cuando un
mismo átomo pierde electrones, cada vez se hace más pequeño. ¿Por qué?
Porque tiene los mismos protones que atraen con más fuerza al resto de
electrones. Pues aquí tenéis el orden. ¿Vale? ¿Debemos memorizar la
tabla periódica para examen? No, no, no, no. No, no, no es necesario. Ni
mucho menos. Os van a dar los números atómicos y con los números
atómicos, ojo, se saca la configuración electrónica. Y con la
configuración electrónica se sabe más o menos dónde está el elemento
en la tabla periódica. Nada de memorizar la tabla periódica, pero sí,
como vas a saber un poquito las valencias, saber el grupo 1, los elementos,
lo iremos viendo un poquito. ¿Eh? ¿Miquela? Sí. El grupo 1. Vale. Pues
en valencia 1. Pero memorizarla no, esto es una tarea ingente. No, pero los
elementos representativos tú tienes que saber identificar si un elemento
tiene su configuración electrónica Sn2, Sn5, es un halógeno. Eso sí que
hay que saberlo. Si es Sn1, es un alcalino. Eso sí que hay que saberlo.
Pero como te dan el número atómico, tú tienes que saber hacer la
configuración electrónica. Aquí, el zinc es un elemento de número
atómico 30. Indica uno de los posibles números cuánticos más
energéticos. Uno de ellos. ¿Eh? ¿Cuál es la configuración
electrónica? Pues es esta. ¿No? Acaba en 3 de 10. ¿Vale? Entonces, uno
cualquiera tiene que coincidir con uno de esos. Vamos a ver. Es 3 de 10. N
tiene que valer 3. ¿Vale? Va bien estos dos. Pero, como es un orbital D,
la L tiene que valer 2. Solo nos va bien este. Ya los otros dos ya no nos
sirven. ¿Y la M puede ser 0? Sí. Es factible. ¿Y la S puede ser 1 medio?
Sí. Es factible. El tercero sería correcto. El segundo no lo es porque
tiene que ser un orbital D. Y el primero no porque ya no está en el nivel
3. Bien. Y por último, permitidme que os abra este archivo. Este archivo
es muy interesante. Y os lo recomiendo. Aquí tenéis las preguntas que
cayeron el año pasado del tema 1 en los exámenes de febrero y septiembre.
Los primeros, ¿eh? Están aquí resueltas y explicadas. El último que os
he preparado. Y después están de exámenes anteriores años atrás,
preguntas que han salido del tema 1. Yo os recomiendo que estudiéis el
tema 1 y que de alguna manera u otra pues miréis los ejercicios que hay
dentro de esa presentación, que miréis los ejercicios de la PED y que
hagáis la PED. ¿Vale? Y que estos ejercicios que tenéis aquí los
trabajéis. Están todos resueltos. ¿Vale? No nos falta tiempo a
explicarlos porque el próximo día tenemos que ver el segundo tema. Pero
si tenéis dudas o algo que no entendáis os podéis poner en contacto
conmigo y os contestaré seguro a todas las dudas que tengáis. ¿Vale?
¿De acuerdo? Entonces hay trabajo para esta semanita ya. Pero creo que es
bueno que cojáis un poquito de ritmo y vais a ver cómo esta asignatura es
más accesible que otras. Y os va a ser un poquito más agradable. No tiene
tratamiento matemático, muy pequeño, muy poquito. Como mucho el
tratamiento matemático es resolver una ecuación de segundo grado o un
logaritmo con la calculadora. ¿Entendéis? No hay más. ¿Eh? Venga,
muchos ánimos y estamos en contacto. ¿Eh? Venga, buenas tardes. Hasta
otro momento. Hasta luego.