Buenas tardes. Empezamos esta nueva sesión de la asignatura de química
en el grado de física. Comentar muy brevemente del plan de acción
tutorial, aquí lo tenéis en pantalla o lo podéis descargar aquí en el
foro de tutoría. Aquí tenéis una secuenciación aproximada de los
distintos temas que iremos viendo en las doce sesiones. Es decir, que en
esta asignatura tenemos dos pruebas de evaluación a distancia que son
voluntarias y que no contribuyen a la hora de la calificación final de la
asignatura. Por lo tanto, la realización de las mismas únicamente es
orientativa y para practicar, no preguntas similares a las que puedan
surgir en las pruebas presenciales. Para aprobar la asignatura hay que
obtener un 5 en la prueba presencial, como mínimo, pero ese 5 tiene que
ser obtenido al menos de cuatro de los cinco preguntas que tiene la prueba
presencial. La prueba presencial consta de cinco preguntas, que son
cuestiones y o problemas, y el 5 se va a obtener al menos de cuatro
preguntas. Eso quiere decir que no podemos hacer tres preguntas bien y dos
mal, con eso no aprobamos. Tenemos que puntuar al menos en cuatro de las
cinco preguntas y nada más son preguntas de desarrollo, ejercicios de
dificultad similar a lo que vamos a ir viendo durante el curso. Aquí
durante el curso vamos a ir contando un poquito de la bibliografía
básica, aquellos contenidos que son más relevantes, más significativos y
también veremos preguntas que han ido saliendo otros años en pruebas
presenciales y en PEDS. ¿De acuerdo? Vénganos. Bueno, aquí tenemos lo
que nos indica el equipo docente, las concreciones de los contenidos de la
primera parte correspondiente a la estructura atómica y tabla periódica.
Importante considerar la bibliografía básica, como sabéis es el libro de
química general de la UNED, que tiene dos tomos. Aquí se trabaja el
primer tomo en esta asignatura en estos momentos y lo que tenemos que decir
es que veis los apartados que se corresponden del libro con respecto a lo
que se pretende de la asignatura. Así como esos ejercicios nos sugieren el
texto básico, nos sugieren resolver esos ejercicios que hay al final de
cada capítulo, que son ejercicios de autocomparación. Está la solución,
pero es interesante que de alguna manera u otra también los trabajemos.
¿De acuerdo? Aquí veis los apartados más significativos en los que hay
que trabajar de cada uno de estos temas. Bueno, si pensamos en la
estructura del átomo, el átomo estaría formado por un núcleo donde
tendríamos protones y neutrones. En el caso del átomo de hidrógeno
exclusivamente tendríamos un protón, no tenemos neutrones. Y a grandes
distancias del núcleo se situaría un electrón en el caso del átomo de
hidrógeno. En otros átomos plurielectrónicos tendríamos más
electrones. De entrada, donde se sitúa el electrón le podemos llamar la
corteza electrónica y ahora veremos un poquito el modelo atómico de Bohr
y después el modelo mecánico cuántico. Recordad también que en el
núcleo tenemos protones y neutrones, los protones tienen carga positiva,
los neutrones carecen de carga, que la masa del protón y el neutrón es
muy similar, y a grandes distancias del núcleo como hemos citado tenemos
electrones que tienen carga negativa, de hecho igual carga que la del
protón pero de signo contrario, y la masa es muy inferior. De hecho la
masa del protón es 1837 veces la masa del electrón como podéis ver
aquí. Si pensamos en el átomo de helio pues ya tenemos dos protones y dos
neutrones. La suma de protones y neutrones se le llaman nucleones y estos
nucleones se representarían con la letra A, que es el número másico y es
zeta más n. A es igual a zeta más n donde zeta es el número de protones
y n es el número de neutrones. A se le llama número másico, suma de
protones y neutrones y recordemos que lo que identifica un elemento
químico es zeta, el número de protones, así el hidrógeno tiene z1, el
helio tiene z2, el litio tiene z3, el berilio 4, el boro 5, el carbono 6,
el nitrógeno 7, el oxígeno 8, el flúor 9, el neón 10 y así
sucesivamente tendríamos los distintos elementos de la tabla periódica.
Bueno ya hemos dicho lo que es el número atómico, hemos dicho lo que es
el número másico y después es bueno recordar lo que se entiende por
isótopo. Un isótopo, los isótopos son átomos de un mismo elemento que
se diferencian en el número de neutrones, átomos de un mismo elemento que
se diferencian en el número de neutrones. Eso quiere decir que tienen la
misma zeta pero distinto n y por lo tanto distinto a. Aquí tenéis por
ejemplo en el caso del hidrógeno el protio que es el protón, hidrógeno
1, el deuterio 1,2 y el tritio 1,3. Todos ellos son isótopos del
hidrógeno. Pues no es exclusivo del hidrógeno los isótopos, también el
carbono presenta isótopos 12, 13 y 14 ¿de acuerdo? Cuando en un átomo
ese átomo gana o pierde electrones se forma un ión. ¿Qué quiere decir
esto? Bueno que en un átomo neutro el número de protones es igual al
número de electrones pero por ejemplo si el átomo de hidrógeno gana un
electrón, si el átomo de hidrógeno gana un electrón formará el ión
hidruro mientras que si pierde un electrón, mientras que si pierde un
electrón formará el protón. Si pierde un electrón formará el protón y
si gana un electrón formará el ión hidruro ¿vale? Un ión positivo es
lo que resulta de perder un electrón y un ión negativo es lo que resulta
de ganar un electrón ¿vale? ¿Qué es una OMA? ¿Cómo se mide la masa de
los átomos? La masa de los átomos se expresa en OMAs y una OMA es la
doceava parte de la masa del átomo de carbono 12. De manera que si yo
considero que una OMA es la doceava parte de la masa del átomo de carbono
12, todo el átomo de carbono 12, todo serían 12 OMAs ¿de acuerdo? Bien,
entonces según esto el carbono tendría de masa 12 OMAs y por relación,
por correlación el hidrógeno una OMA, el oxígeno 16 OMAs porque tienen
16 partículas en el núcleo ¿no? Y si consideramos que la masa del
protón y del neutrón es prácticamente la misma estaríamos haciendo esta
consideración ¿no? En un principio es lógica y correcta sin embargo
tenemos que tener en cuenta que la tabla periódica no aparece la masa
atómica del isotopo más abundante, sino que aparece la masa atómica
ponderada de los distintos isótopos que tiene cada elemento químico. Así
cuando vamos a la tabla periódica y leemos la masa atómica del carbono no
pone 12, pone 12,01 ¿por qué? Pues porque lo que ocurre es que están los
isótopos 10 y 14 que contribuyen en muy pequeña medida y esos isotopos de
carbono hacen que la masa media ponderada de un átomo de carbono sea
12,01. No es que necesitan átomos de carbono de 12,01 sino que lo que
aparece es la media ponderada. Si tuviésemos una muestra de 100 átomos la
media sería 12,01. Ahora bien, cuando nosotros hablamos después, claro
OMAs es una cantidad de materia muy pequeña pero sería la masa de un
átomo ¿y qué es un molde de átomos? Pues en un átomo de partículas
igual al número de Avogadro que es 6,023 por 10 elevado a 23 lo que
tenemos aquí abajo ¿vale? Entonces ¿qué es un molde? Un molde de
hidrógeno es el número de partículas tal que su masa en gramos coincide
con su masa atómica en OMAs. Es decir, yo tengo un átomo de hidrógeno
más una OMA. Pues si yo cojo tantos átomos de hidrógeno para que su masa
sea un gramo, eso es el número de Avogadro y es 6,023 por 10 elevado a 23
partículas. Claro la gracia de este número es que es válido para todas
las sustancias y todos los elementos. Si yo quiero tener un molde de
átomos de carbono 12 como un átomo de carbono es 12 veces la masa de un
átomo de hidrógeno basta que tenga el mismo número de átomos de carbono
que de hidrógeno para alcanzar un molde de átomos de carbono. El mismo
número que es el 6,02 por 10 elevado a 23 partículas o átomos. ¿Qué es
un elemento químico? Es una sustancia que no se puede descomponer en otras
simples mediante cambios químicos. Otra cosa son las reacciones nucleares.
Bien, los elementos químicos se representan con número atómico y masa
atómica. Bueno, en cuanto... Yo creo que tenemos que resaltar por una
parte que, y esto lo tenéis en vuestro libro, que os habla antes de hablar
del modelo mecánico cuántico, os habla del modelo de Rutherford, ¿no? Si
os acordáis lo tenéis aquí el modelo de Thomson, el modelo de
Rutherford, ¿no? De que los átomos son esencialmente huecos, tenemos una
carga positiva en el núcleo, estoy refiriéndome en el apartado 4.3.2 del
libro, ¿eh? 4.3.2 del libro, ¿vale? Entonces, ¿qué ocurre? Que bueno,
que en realidad tenemos después... El modelo atómico de Bohr sirve,
¿sirve para qué? Para justificar los efectos del átomo de hidrógeno y
Bohr lo que establece, el modelo de Bohr establece que el electrón está
en unas órbitas, ¿eh? ¿Qué quiere decir el término órbita? Pues que
está dando vueltas a determinadas distancias del núcleo, a determinadas
distancias del núcleo. Eso es importante tenerlo en cuenta el concepto de
órbita. Órbita supone que el electrón se encuentra a una determinada
distancia del núcleo, ¿de acuerdo? A una determinada distancia del
núcleo pues girando de manera orbital, ¿vale? Sin embargo, este modelo de
Bohr es insuficiente para justificar los distintos efectos atómicos de
sustancias o de elementos químicos plurielectrónicos. Y el desarrollo de
este modelo mecánico cuántico se basa en el principio de incipidum de
Heisenberg. Eso lo tenéis en el libro. También estaríamos hablando del
principio de incipidum de Heisenberg punto 522, ¿no? Que nos habla que no
se puede determinar con exactitud a la vez la cantidad de movimiento y la
posición de una partícula. Existe una incertidumbre. Esa incertidumbre es
mayor o igual que la constante de Plan partido por 2pi, ¿no? Ahora no hace
falta saber la expresión, solo el concepto de incertidumbre. Ya no podemos
hablar de que el electrón está en un sitio con una velocidad determinada
sino de probabilidad de encontrar el electrón en una zona del espacio.
Entonces hay que sustituir el concepto de posición o de momento exacto del
electrón por lo de probabilidad de tener la posición o momento
determinada. Entonces, también a través de la hipótesis de Broglie, el
punto 521 nos habla de la duradera del corpúsculo onda, ¿no? La longitud
de onda asociada a toda partícula, ¿no? Podemos decir que nosotros, el
modelo mecánico cuántico que se basa en todos estos dos principios,
tenéis aquí la ecuación de ondas de Rodinger, ¿no? Y antes de ir a esos
números cuánticos, comentaros el concepto de orbitar. Claro, es que en la
resolución de la ecuación de Rodinger aparecen unas funciones de onda que
veis aquí representadas, este símbolo, ¿vale? No os preocupéis porque
no os entra ningún desarrollo matemático de todo esto, de todo el modelo
mecánico cuántico, ¿vale? Entonces, estas funciones de onda me
representan el estado del electrón en un átomo determinado. ¿Qué va a
tener? Evidentemente que va a tener esa función de onda, ¿no? Va a ser
función de unas coordenadas x y z en un principio, aunque también puede
ser función exclusivamente del radio, de la distancia si trabajamos en
coordenadas polares, ¿no? Y que va a tener una amplitud determinada en
función de las coordenadas. Pero claro, esta función de onda carece de
significado físico como tal. Me representa, como os he dicho, el estado de
un electrón en un átomo, en el átomo, ¿vale? El que tiene significado
físico es el cuadrado de esta función. El cuadrado de esta función, phi
cuadrado, estamos hablando del punto 5 3 1 de vuestro libro, ¿no? Que me
representa la probabilidad de encontrar el electrón en un punto de
coordenadas x y z. Hago hincapié en estos aspectos porque son preguntas
que aparecen en las pruebas de evaluación, en los exámenes, los conceptos
de función de onda, del cuadrado de la función de onda, en la diferencia
que hay entre orbital y órbita, ¿de acuerdo? Y entonces, como os he
dicho, phi cuadrado sería la probabilidad de encontrar el electrón en un
punto de coordenadas x y z. ¿Vale? En un punto de coordenadas x y z.
Mientras que phi cuadrado por diferencial de volumen será la probabilidad
de encontrar el electrón en un volumen determinado. En un volumen
determinado, en este caso en un diferencial de volumen. Y nos
representaría la densidad electrónica en este diferencial de volumen.
¿De acuerdo? Bueno, pues vamos a considerar lo que tenemos esta imagen.
Viene a ser como una densidad. Esta imagen que tenéis aquí es la densidad
electrónica del átomo de hidrógeno. La densidad electrónica del átomo
de hidrógeno. ¿Veis que hay como puntos donde hay más denso? Ahí es
donde la probabilidad de encontrar el electrón es mayor. Donde está más
punteado con una mayor densidad. Ahí es donde es mayor la probabilidad de
encontrar el electrón. ¿Qué pasa? Que muchas veces se utiliza el
término de orbital para destinar estos volúmenes de probabilidad en vez
de phi cuadrado por diferencial de volumen o simplemente phi cuadrado.
Aunque realmente lo que es estrictamente correcto es phi cuadrado. Phi
cuadrado me representa la probabilidad de encontrar el electrón en un
punto dado y phi cuadrado por diferencial de volumen es la probabilidad de
encontrar el electrón en un volumen determinado. En un diferencial de
volumen, ¿vale? Si integramos para un volumen dado pues es una zona
determinada. Esta probabilidad va decreciendo con la distancia a medida que
aumenta el volumen va disminuyendo esa probabilidad. Encontraremos puntos
de máxima probabilidad más próximos al núcleo, lo veremos después.
Resolver esta ecuación de Schrodinger supone que para cada valor, para
cada función de onda que se llama estado propio, función de onda phi hay
una serie de parámetros que vienen determinados en la resolución de esta
ecuación mecánico-cuántica y se llaman los números cuánticos. En
concreto, los números cuánticos n, l y m. N se denomina el número
cuántico principal que puede valer desde uno hasta infinito y corresponde
a los niveles energéticos, las capas energéticas y a medida que aumenta
n, aumenta el tamaño del orbital y aumenta el contenido energético del
orbital. N nos determina esencialmente la energía del orbital. A medida
que aumenta n, aumenta el contenido energético del orbital y aumenta el
tamaño del orbital. El segundo número cuántico, l o secundario
corresponde a valores entre 0 y hasta n-1. De manera que si n vale 1, la l
solo puede valer 0. Si n vale 2, la l puede valer 0 y 1. Y entonces, en
función de estos valores, para l igual a 0 tenemos el orbital s. Para l
igual a 1, tenemos el orbital p. Para l igual a 2, tenemos los orbitales t.
Para l igual a 3, tenemos los orbitales f. Este tercer número cuántico me
determina dos cuestiones. Una, la forma geométrica del orbital. De hecho,
un orbital s tiene simetría esférica. Un orbital p tiene fórmula de
lóbulo simétrico. En los orbitales d, la forma geométrica es más
variada. Y a su vez también me determina, en segunda medida también,
menor medida que n, el contenido energético. Estamos en un subnivel y en
función del subnivel l igual a 0, l igual a 1, l igual a 2, tenemos una
energía determinada. Entonces, me determina este segundo número cuántico
en menor medida la energía y la forma geométrica. ¿Y el tercer número
cuántico? El tercer número cuántico m se llama número cuántico
magnético El número cuántico magnético varía entre menos l y más l.
Pasando por el 0. De manera que si l vale 0, la m solo puede valer 0. Pero
si la l vale 1, la m será menos 1, 0 y 1. De hecho, para l igual a 1...
Pues la m puede valer menos 1, 0 y 1. Y tendremos el px, el pi y el pz. Px,
pi y pz. ¿No? Los orbitales px, pi y pz. Para menos 1, 0 y 1. Menos 1, 0 y
1. Px, pi y pz. ¿En qué se diferencian estos orbitales? ¿Qué nos
determina el orbital, el número cuántico m? La orientación en el
espacio. En el caso de l igual a 1, que son los orbitales p, pues tendremos
la orientación desde el óvulo simétrico sobre el eje x, sobre el eje y,
sobre el eje z. Bien, con esos tres números cuánticos quedan
perfectamente identificados los orbitales. ¿No? Los orbitales. Ahora bien,
hay que introducir un cuarto número cuántico para definir perfectamente
el electrón que viene descrito por ese orbital. Y es que el electrón,
cuando viene descrito por un orbital, ese electrón, cuando ocupa un
orbital determinado, puede tener un movimiento de rotación antihorario o
un movimiento de rotación horario. ¿Vale? Entonces, tenemos dos
posibilidades. Entonces, atendiendo al sentido de rotación antihorario
más un medio y horario menos un medio tendremos las dos posibilidades del
número cuántico spin s que me va a servir para identificar plenamente a
los electrones situados en ese orbital. Para identificar plenamente a los
electrones situados en ese orbital. Que quede claro que el orbital queda
determinado por tres números cuánticos. Y el cuarto es para identificar
plenamente a los electrones. Entonces, para saber cuantos electrones puede
haber en un orbital tenemos que hacernos valer del principio de exclusión
de Pauli. El principio de exclusión de Pauli nos dice que en un átomo no
puede haber dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales. Por
ello, por lo tanto no puede haber en un orbital dos electrones. En un
orbital determinado uno con spin más un medio y otro con spin menos un
medio. Aquí tenéis la forma geométrica de los orbitales s, los orbitales
p y los orbitales d. ¿Vemos? S, p y d. ¿De acuerdo? Fijaos que los d es
la forma más variada y ya nos digo los f. Al menos que sepáis de los
orbitales p que son lóbulos simétricos. Ya con los otros no es necesario
en un principio. Pero bueno, ahí está, lo tenéis. Bien. Entonces,
¿cómo se van ocupando los orbitales atendiendo estas reglas de selección
y el principio de exclusión de Pauli y el principio de mínima energía?
El principio de mínima energía establece que los orbitales se van
ocupando de menor a mayor contenido energético. Entonces viene a través
de este diagrama de Muller y os dais cuenta que los orbitales se van
ocupando no por filas sino por diagonales porque se produce un salto, se
ocupa antes el orbital 4s que el 3d. Después del 3d viene el 4p y después
el 5s. Es decir que se ocupa antes de que lo aprendamos construir porque a
partir de aquí sabremos analizar la configuración electrónica de
cualquier elemento químico. Aparte del principio de exclusión de Pauli y
el principio de mínima energía, para escribir la configuración
electrónica debemos hacer uso de otro principio o regla que es la regla de
máxima multiplicidad de Ham, H, U, N, D que nos dice que cuando hay que
decir esto que si van a ocupar dos electrones los orbitales p, x, p y p, z
¿no? ¿Vale? Lo hacen lo más desapareado posible. Es decir, no se aparea
hasta que no tenga un tercer electrón en el p, z y ya hay que incorporar
el cuarto. Lo vemos después con más ejemplos. Bueno, aquí tenéis la
configuración electrónica 1s2. ¿Vale? El hidrógeno, el helio el litio
el berilio como se van ocupando de menor a mayor cantidad el boro ya con 5
y el carbono con 6 aquí ya veis el carbono con 6 ¿no? Como esos
electrones los orbitales 2p están desapareados. ¿Vale? Esto sería la
configuración electrónica 1s2 2s2 2px1 2pi1 También muchas veces se
expresa la configuración electrónica en función del gas noble del
periodo anterior que tiene la estructura completa. El gas noble del primer
periodo es el helio esto se podría expresar como helio 2s2 2pi1 2pi2 2pi3
2pi4 2pi9 2pi10 2pi11 ¿De acuerdo? Si seguimos tenemos el sodio que sería
la configuración del neón más 3s1 Entonces esto también se podría
abreviar escribiendo entre corchete NEON 3s1 ¿De acuerdo? El magnesio NEON
3s2 Aluminio NEON 3s2 3p1 Y atendiendo al principio de AUBAO de mínima
energía y digamos completando los distintos orbitales Ahora bien, hay
excepciones Aquí por ejemplo se habla de una excepción del cromo y del
cobre Entonces por ejemplo el primero que tendría que tener una
configuración electrónica del arsénico 3d4 4s1 que sería el cromo pues
no, no tiene esta configuración electrónica sino la configuración
electrónica que tiene es 3d5 4s1 En vez de ser 3d4 4s2 ¿No? Que es lo que
tendría que ser en teoría Se ocuparía primero del 4s2 después del 3d4
Tiene esa otra configuración 3d5 4s1 que se encuentra normalmente con los
metales de transición Estos metales que se encuentran con los orbitales
semillenos desde D1 y D10 Ahora veremos la tabla periódica Y entonces esta
configuración electrónica hay excepciones Algunas excepciones Y es que
tener orbitales llenos o semillenos da unas configuraciones muy estables
Entonces en lugar de producirse 3d4 4s2 Se produce 3d5 4s1 que es tenerlos
semillenos En vez de ser 3d9 4s2 es más estable tener 3d10 4s1 lleno y
semilleno Llenos o semillenos son estructuras más estables Son excepciones
de la tabla periódica ¿Qué pasa cuando tenemos unión? Pues unión es
una especie química que ha ganado o ha perdido electrones Unión negativa
ha ganado un electrón Si el flúor tiene 9 electrones y gana 1, tendrá 10
El neón ya tiene 10 El sodio tiene 11 Si pierde 1, se quedará con 10 El
magnesio tiene 12 Si pierde 2, se quedará con 10 Igual que el aluminio
Crece y pierde 3 Se quedará con 10 Entonces estas son especies químicas
que se dicen isoelectrónicas Tienen el mismo número de electrones ¿Vale?
Y son configuraciones electrónicas en que ya nosotros podemos deducir los
iones más estables de cada especie química Los elementos de la tabla
periódica tienen tendencia a ganar o a perder electrones para adquirir la
configuración electrónica de un gas noble Así, los que tienen 7, 6 y 5
electrones en la última capa tienen tendencia a ganar 1, 2 y 3 para formar
iones negativos y la configuración electrónica del gas noble del nuevo
periodo Mientras que los que tienen 1, 2 y 3 tienen tendencia a perder 1, 2
y 3 electrones Aquí tenéis una tabla periódica Veis cómo están
ordenados los elementos a través del número atómico creciente Y cada
columna y cada fila tienen un significado Las columnas se llaman grupos o
familias Y la primera columna es el grupo 1S Bueno, 1S NS1, perdón La
segunda sería NS2 Y constituyen los elementos representativos los del
bloque S y los del bloque P Esto sería NS2, NP1 hasta llegar a NS2, NP5
que son los halógenos Y este sería NS2, NP6 que serían los gases nobles
Pero excepto el primer periodo que solo sería NS2 Entonces se llaman
elementos representativos los del bloque S y P Y los de abajo no los del
bloque F se llaman elementos de transición interna elementos de
transición interna Tenemos grupos, familias son 18 columnas y periodos y
los periodos son las filas Aquí tenéis la representación de la tabla
periódica los 18 grupos los 7 periodos El primer grupo son los alcalinos
El grupo 13 son los terreos El grupo 14, los carbonoides El grupo 15 los
nitrogenoides El grupo 16, los anfígenos El grupo 17, los halógenos Del 3
al 12 los metales de transición Y de hecho fijaos elementos metálicos es
la mayoría de la tabla periódica De hecho, todo lo que está a la
izquierda de la tabla periódica hasta aquí son metales ¿Vale? Aquí ya
tenemos los semimetales el germanio el antimonio que tiene esa doble
característica ¿Vale? El arsénico también ¿De acuerdo? Otra versión
de la tabla periódica Bueno ¿Qué es la carga nuclear efectiva de un
átomo? Bueno, es que ahora vamos a hablar un poco de las propiedades
periódicas del átomo ¿No? Y para hablar de las propiedades periódicas
de los átomos tenemos que saber lo que es la carga nuclear efectiva Es la
carga real que mantiene unido un electrón al núcleo ¿No? Es decir, la
carga positiva que siente un electrón dado en función de su entorno de su
entorno electrostático de ese electrón externo ¿Vale? Ahora bien, esta
carga nuclear efectiva siempre es menor que la carga nuclear del número de
protones del núcleo ¿Por qué? Porque esta carga nuclear efectiva depende
de dos parámetros Uno, del número de protones del núcleo y también
depende de lo que se llama del efecto apantallamiento que es una componente
repulsiva ¿Por qué? Porque los electrones tienen el mismo signo tienen la
misma carga y se repelen Entonces producen un efecto de apantallamiento que
es mayor cuanto mayor es el tamaño de los orbitales Y evidentemente
tendremos mayor efecto de apantallamiento cuanto más electrones tengamos
en medio entre el núcleo y el electrón externo que estemos considerando
Así pues, la carga nuclear efectiva depende de dos parámetros contra la
resta que tiene una componente repulsiva que representa el efecto de
apantallamiento lo que es la repulsión electrónica de los electrones
internos Entonces, esta sería la estructura electrónica del efecto
apantallamiento y fijaos el efecto de apantallamiento que genera la
atracción los 13 protones y que apantalla esos electrones que están en el
nivel 2 y el nivel 1 Todos estos producen un efecto de apantallamiento una
repulsión electrónica que hace disminuir la carga nuclear efectiva Aquí
tenéis fijaos que en el caso de los orbitales S como tenéis aquí
representados esa distribución de probabilidad tiene unos máximos en el
caso del 1S está más cerca del núcleo el 2S está más lejos y el 3S
más lejos todavía ¿Vale? ¿Qué quiere decir esto? Que los puntos de
máxima probabilidad de un electrón que está en el orbital 1S está más
cerca del núcleo que el de 2S y así sucesivamente el 3S más lejos que el
2S ¿De acuerdo? Y también hay que tener en cuenta que los orbitales en S
tienen mayor poder penetrante que los orbitales T y estos a su vez tienen
mayor poder penetrante que los orbitales D Fijaos los orbitales S aquí en
azul ese poder penetrante después tendríamos el orbital P y por último
el D entonces los orbitales S tienen menor efecto de apantallamiento los P
los siguientes y los D son los que sufren mayor apantallamiento ¿Vale?
Aquí lo tenemos lo que hemos dicho esa función radial ¿No? Y la
configuración electrónica del litio ¿Cuál es? 1S2 2S1 o 1S2 2P1 Pues es
1S2 2S1 ¿Por qué? Porque tiene un mayor poder penetrante el 2S que el 2P
¿Eh? Penetra más en el núcleo y su apantallamiento, su energía es menor
Por lo tanto es el tercer electrón del litio va a parar al 2S y no al 2P
porque tiene mayor carácter penetrante menor apantallamiento menor
energía ¿Vale? Bueno, aquí tenéis representado pues distintos orbitales
¿No? Y veis como ese apantallamiento varía en función de si trata está
claro el S, después el P y por último el T No vamos a hacer cálculos
cuantitativos de cargas nucleares efectivas ¿Eh? Y ahora vamos a hablar ya
de las propiedades periódicas de los elementos Bueno, para hablar de las
propiedades periódicas de los elementos químicos hay que ver cómo varía
la carga nuclear efectiva en la tabla periódica y eso está determinado
por la energía debilización la afinidad electrónica la
electronegatividad ¿Vale? Bueno, pues ¿Cómo varía la carga nuclear
efectiva? No lo he dicho pero la carga nuclear efectiva fijaos en un mismo
periodo aumenta de izquierda a derecha ¿Por qué aumenta la carga nuclear
efectiva de izquierda a derecha en un mismo periodo? Porque aumenta el
número de protones del núcleo va aumentando y aunque aumenta el número
de electrones estos electrones están en el mismo nivel forman parte de la
misma capa ¿Eh? Mismo nivel y al formar parte del mismo nivel el efecto de
apartallamiento es prácticamente constante no varía entonces el efecto de
tener un protón más en un mismo grupo en una misma familia ¿Vale? Un
elemento se diferencia de otro es que tiene una capa más de electrones
acordaros que están todos en el grupo 1 todos acaban con NS1 pero unos
acaban 1S2, 1S1 los otros 2S1, 3S1 tienen una capa más de electrones a
pesar de que también tienen más protones aumenta la carga nuclear del
núcleo pero el efecto de apartallamiento de una capa completa más de
electrones es mayor ese efecto de apartallamiento hace disminuir la carga
nuclear efectiva y esa carga nuclear efectiva disminuye hacia abajo en un
mismo grupo disminuye hacia abajo en una misma familia y por lo tanto al
disminuir hacia abajo el átomo aumenta de tamaño ¿De acuerdo? Entonces
tenemos estas propiedades El radioatómico ¿Quién identifica el
radioatómico? Pues el tamaño La distancia que habría entre el núcleo y
el electrón más externo ¿Qué es la energía de iniciación? La energía
necesaria es una energía positiva porque tiene que ganarla el átomo para
arrancar el electrón más externo del átomo en estado gaseoso Es una
energía que hay que comunicar Después tendremos la afinidad electrónica
¿Qué es la afinidad electrónica? Es una energía generalmente liberada
aunque en algunos casos es una energía positiva La afinidad electrónica
es la energía que libera un átomo cuando capta un electrón Es una
energía desprendida ¿Quién va a ser más favorable que gane el
electrón? Los elementos que están más a la derecha de la tabla
periódica los que van a adquirir la configuración electrónica del gas
nobre del mismo periodo Y después la electronegatividad la fuerza con que
un átomo atrae al par o pares de electrones que comparte con otro Es
decir, la fuerza con que un átomo atrae al par o pares de electrones que
comparte con otro Vamos a ver cómo variará también esta
electronegatividad en la tabla periódica Bueno, si hablamos del
radioatómico aquí podemos ver una definición de radioatómico En el caso
del radio metálico la mitad de la distancia entre los núcleos de dos
átomos vecinos tenemos estas definiciones ¿De acuerdo? ¿Sí? ¿Por qué
es difícil de cuantificar el radioatómico? Oiga, pues porque ya el
electrón no viene descrito por órbitas sino por orbitales que región del
espacio donde la probabilidad es máxima y por lo tanto no... Ahí está
esa incertidumbre en esa definición Entonces, ¿cómo varía el
radioatómico en la tabla periódica? Pues aumenta en esta diagonal como
veis aquí que va hacia abajo, hacia la izquierda ¿Vale? Esto sería el
radioatómico ¿Vale? El radioatómico ¿No? Aumenta hacia abajo y hacia la
izquierda en la tabla periódica ¿Por qué? Porque en ese sentido
disminuye la carga nuclear efectiva Es decir, a menor carga nuclear
efectiva mayor radioatómico Aquí tenéis una representación de los
radios atómicos como varía en esta diagonal ¿No? En un mismo grupo
aumenta hacia abajo y en un mismo periodo aumenta hacia la izquierda
¿Vale? Y los iones ¿Qué pasa con los iones? ¿Cómo varía el tamaño de
los iones? Fijaos El oxígeno tiene... ¿Qué pasa cuando el oxígeno gana
dos electrones, el flúor gana uno, etcétera? Tenemos estas cinco especies
químicas ¿No? Que todas ellas tienen el mismo número de electrones Son
10 electrones Tenemos 10 electrones Se llaman especies químicas y son
electrónicas Pero el número de protones es 8, 9, 10, 11 y 12 Entonces,
¿de estos iones cuál será el más pequeño? Pues entonces tenemos que
ver que a igualdad de electrones será más pequeño cuál el que tenga
mayor número de protones Por lo tanto, este es más pequeño El magnesio
es más pequeño que el ion sodio Este es más pequeño que el neón Este
es el flúor Y por último, el O2- El O2- es el más grande porque a
igualdad de electrones es el que tiene menos protones a esos 10 electrones
Hay que tener siempre presente que cuando se forma un ión y un ión que
resulta de un átomo al perder un electrón Por ejemplo, tenemos el sodio y
el sodio más ¿Cuál será el tamaño? El tamaño del ion sodio positivo
siempre es menor que el del átomo neutro Un electrón el tamaño del ion
cloruro, de la neón será mayor que el del átomo neutro ¿Por qué?
Porque habrá a igualdad de número de protones un mayor número de
electrones que ser atraídos y por eso la carga nuclear efectiva en este
caso sería menor el tamaño aumentaría Aquí lo veis como el radio
iónico del cloruro es mayor que el radio del cloro y en cuanto al oxígeno
O2- es mayor que el F- Ya lo hemos dicho antes, ¿no? Aquí tenemos los dos
10 electrones y el oxígeno son 8 protones y el flúor 9 protones Pues el
ión cloruro atraerá con más fuerza esos electrones Aquí vemos los
radios iónicos de iones positivos ¿Veis cómo va disminuyendo? ¿No? Por
el hecho de ir perdiendo electrones Siempre Un litio Si el litio pierde un
electrón pues tendrá un ión positivo más pequeño y el flúor cuando
gana tendrá un ión negativo más grande Aquí comparamos el tamaño de
los átomos neutros y de los iones y vemos que los iones positivos son más
pequeños que los átomos neutros y que la variación del tamaño de los
iones positivos es igual que el de los átomos En un mismo grupo los iones
positivos aumentan en tamaño hacia abajo ¿Y qué pasa con los iones
negativos? Los aniones, por lo contrario El tamaño aumenta con respecto al
átomo neutro porque tienen un electrón más y también hay que decir que
hacia abajo en un mismo grupo el ión ioduro será más grande que el ión
fluoruro ¿Por qué? Porque ahí tiene un mayor número de capas
electrónicas una menor carga nuclear efectiva y por lo tanto el tamaño es
mayor ¿Qué es la energía de ionización? Lo hemos visto antes La
energía necesaria para extraer un electrón más externo de un átomo en
estado gaseoso Podemos hablar de primera, segunda y terceras energías de
ionización Siempre hay que decir que las energías de ionización siempre
son mayores que la primera ¿Por qué? Porque siempre cuesta más arrancar
un segundo electrón que el primero. ¿Por qué? Porque el átomo ya tiene
una carga positiva y perder un segundo electrón sería tener dos cargas
positivas y por lo tanto eso le sienta mal al átomo a la especie química
Y tener tres, pues peor todavía Perder tres, peor ¿Vale? ¿Cómo varía
la energía de ionización en la tabla periódica? Pues disminuye hacia
abajo en el mismo grupo. ¿Por qué? Porque aumenta el tamaño ¿Y por qué
ha aumentado el tamaño? Porque disminuye la carga nuclear efectiva Pues a
mayor tamaño, menos energía de ionización porque se necesitará menos
energía para arrancar el electrón más externo Cuanto más grande sea el
átomo menor energía de ionización Entonces la energía de ionización
fijaos cómo varía con esta diagonal que va del exceso al flúor Los que
tienen mayor energía de ionización el flúor, sin considerar los gases
nobles que esos no tienen tendencia ni a ganar ni a perder electrones Aquí
es interesante ver cómo varía la energía de ionización del magnesio en
las sucesivas electrones que se arrancan Como hemos dicho antes arrancar el
segundo electrón se necesita más energía que el primero. Normal Si el
tercer electrón suba tanto a 7700 kilocubios ¿Por qué? Pues que tenemos
que tener en cuenta un aspecto importante que es que cuando el magnesio ha
perdido dos electrones está en el grupo 2 ha perdido dos electrones tiene
la configuración electrónica de un gas noble en concreto del NEO Si
pierde un tercer electrón si pierde un tercer electrón rompemos la
estructura de un gas noble y eso requiere mucha más energía ya no solo
por tener una tercera carga positiva sino porque rompemos una estructura
muy estable y romper una estructura muy estable se necesita mucha energía
ya no tan solo porque sea la tercera carga sino porque rompemos la
estructura de un gas noble y por eso 7000 y pico ¿De acuerdo? Esa
estructura electrónica es la especie química Cuando vemos un salto muy
grande es porque hemos roto una estructura de gas noble comparando con
otros saltos Aquí tenéis la aparición de la energía en la tabla
periódica ¿No? Hay que tener en cuenta la carga nuclear efectiva las
capas electrónicas ¿No? Y hablemos de otra propiedad que es la afinidad
electrónica El gas noble tiene un electrón y forma un anión
Evidentemente que puede ser positiva o negativa aunque principalmente va a
ser negativa Es un proceso exotérmico Ahora bien, la segunda energía de
la segunda afinidad electrónica suele ser positiva Y ojo, los gases nobles
también tienen una afinidad electrónica positiva porque ellos no les
interesa ganar electrones Es una afinidad electrónica más negativa por
los más pequeños ¿Y quiénes son los más pequeños? Los que están más
arriba y a la derecha Por ejemplo, el flúor No contemos a los gases nobles
Entonces la tabla periódica aumenta igual que la energía de hidratación
¿No? En diagonal del cesio al flúor ¿Vale? Fijaos que el flúor tiene
una afinidad electrónica de menos 300 y el litio a pesar de ser un metal
tiene una afinidad electrónica de menos que 59 ¿Vale? También se libera
energía ¿Cómo varía? Pues aquí lo tenéis Fijaos aquí en la tabla
periódica las afinidades electrónicas ¿Vale? Los gases nobles positivos
Y los alcalinos a pesar de todo tenéis aquí valores negativos ¿No?
Muchos de ellos Excepto algunos que están sin determinar Como el magnesio
y el berilio ¿Vale? Cuanto más pequeño es el átomo mayor es la afinidad
electrónica Hay algunas excepciones como el caso del nitrógeno porque el
caso del nitrógeno es romper una estructura electrónica muy estable de
orbitales semillenos P Bueno, y el segundo electrón fijaos que tiene una
afinidad electrónica positiva ¿Vale? ¿Por qué? Porque tendríamos ya
una repulsión electrónica una segunda carga negativa La
electronegatividad pues es como hemos dicho antes la fuerza con que un
átomo atrae al par o pares de electrones que comparte con otro ¿Vale?
Depende de la energía de inyección y de la afinidad electrónica ¿Vale?
Tenemos una escala de electronegatividades que lo estableció Pauling no
confundamos con Pauling de mayor electronegatividad es el full con la
escala 4 y 0.7 el francio el de menor y aumenta en diagonal de izquierda a
derecha ¿Vale? Aquí lo tenéis El más electronegativo es el full y el
menos sería el cesio, el francio ¿Vale? Aquí tenéis esta escala de
electronegatividades Esto es muy interesante porque cuando tenemos enlaces
covalentes enlaces covalentes de compartición de electrones ¿No? De
compartición de electrones El elemento más electronegativo atrae con más
fuerza al par o pares de electrones que comparte y se forman lo que se
llaman diporos ¿Vale? Mientras que los elementos menos electronegativos
son más electropositivos ¿No? Están a la izquierda de la tabla
periódica son los alcalinos Tienen electronegatividades muy bajas Mayor
electronegatividad mayor carácter no metálico Menor electronegatividad
mayor carácter metálico Bueno, pues aquí tenemos cómo varían todas
estas propiedades periódicas De hecho al par del carácter metálico
supone los elementos de la izquierda los elementos de la tabla periódica
son aquellos que tienen baja energianización baja afinidad electrónica
baja electronegatividad Tienen tendencia a perder electrones y formar iones
positivos Tienen un carácter reductor Mientras que el carácter no
metálico Los no metales El carácter no metálico aumenta hacia la derecha
y arriba de la tabla periódica Son los que tienen alta energianización
alta electronegatividad alta afinidad electrónica y forman iones negativos
Voy a abrir otro archivo de actividades Vamos a poner algunas, no muchas
porque ya se nos acaba la clase Y aquí os he puesto algunas actividades
que han ido saliendo en distintas cursos ¿no? Bueno, aquí tenemos por
ejemplo aquí ya lo hemos comentado antes pero bueno, dice En relación al
concepto orbital ¿Qué es un orbital? Un átomo según el modelo mecánico
cuántico Lo hemos visto ¿no? ¿Qué significado tiene? Hemos visto que el
significado aparece en la función de onda al cuadrado de probabilidad El
orbital como si es la representación de un electrón en un átomo dado no
tiene un significado físico propio ¿no? Y de hecho aquí os he puesto un
poquito aquí hay cosas que no hemos dado todavía La explicación,
¿dónde la podéis consultar? En el libro A y B El apartado A y B en la
página 129 El apartado 531 Aquí lo tenéis Yo os sugiero en este caso que
lo consultéis Aquí tenéis en la pregunta un poco la explicación de
antes ¿no? Es importante estos conceptos Es muy importante Os hago
hincapié en ello ¿Por qué los elementos de un mismo grupo en el sistema
periódico tienen propiedades químicas similares? ¿No? Pues que tienen la
misma configuración electrónica Tienen el mismo número de electrones en
la última capa Y por lo tanto eso les va a dar tendencias Esto todavía no
hemos visto el enlace ¿Vale? Esto lo podemos ver en la página 154 No Los
elementos situados en la misma columna tienen igual configuración
electrónica externa Y por lo tanto tienen mismas propiedades Las
propiedades químicas dependen de la configuración electrónica externa Es
decir, de los electrones que ocupan los orbitales que veremos después en
otra sesión Siempre representamos única y exclusivamente los electrones
de la última capa Los electrones de la última capa Esto lo hemos visto
¿No? La energía del electrón del átomo hidrógeno Aquí tenemos Un año
pidieron este ejercicio ¿No? En el libro tenemos la fórmula que nos da en
la página 126 La energía ¿No? De un electrón en un orbital en función
del número cuántico N Y entonces, bueno A partir de aquí nosotros
podíamos calcular la energía en el orbital 2S Por ejemplo, para N igual a
2 Bueno, para N igual a 1 tenemos S1 que es igual a menos la constante
Sería menos la constante partido por 4 ¿No? Pues la diferencia de
energía sería 1 menos un cuarto ¿No? Etcétera Bueno Bien, aquí Ahí ya
es más de enlace químico ¿No? Como podéis ver Aquí, por ejemplo, sí
Aquí puede haber algo interesante Dice Para ionizar Aquí, vamos a ver
Dice En la tabla de Sistema Periódico la electronegatividad aumenta de
abajo a arriba y de izquierda a derecha Mientras que el radioatómico
varía en sentido inverso ¿Puede dar una explicación para este
comportamiento opuesto? Bueno, lo hemos visto El radioatómico aumenta de
arriba a abajo y de derecha a izquierda ¿Por qué? Porque el radioatómico
y por eso aumenta el radioatómico Pero la electronegatividad es la fuerza
con que un átomo atrae al par o pares de electrones que comparte Y es
tanto mayor cuanto más pequeño es el átomo Entonces, la variación es al
revés El átomo será más electronegativo ¿No? Cuanto más pequeño sea
Bueno, pues esto también lo podemos consultar en la página 157 de la
tabla periódica ¿No? Tanto lo que es el radioatómico ¿No? Y también
cómo varía la electronegatividad ¿No? En la página 161 tenéis aquí el
último párrafo ¿No? En la escala de Paulin ¿Cómo varía la
electronegatividad? ¿No? Que son los elementos que tienen mayor
electronegatividad ¿Quiénes son? Los que tienen mayor energía de
ionización y mayor afinidad electrónica ¿Vale? De acuerdo Y tenéis la
figura también en la escala de electronegatividades Y ya para acabar ¿No?
Tenemos que acabar En qué se diferencian ¿No? A medida que aumenta N
aumenta la energía Como L es igual a 1 tiene la misma forma geométrica L
igual a 1 misma forma geométrica son los orbitales P Y para M igual a 0 es
distinta orientación en el espacio Distinta orientación La M, la
orientación La L, la forma geométrica Los tres tendrán la misma forma
geométrica pero con mayor energía Los tres la misma forma El primero
tiene una orientación sobre el eje XY Y los dos últimos sobre el eje Z
¿No? Muy bien, pues muchas gracias y seguiremos el próximo día Hasta la
próxima