Bien, buenos días, buenas tardes, perdón. Bueno, pues estamos aquí para
iniciar las clases tutorías de la asignatura del grado, de la asignatura
de química en el grado en física. ¿De acuerdo? Bueno, pues si me estáis
escuchando bien, hemos hecho pruebas de sonido, los que estáis en casa,
aquí tenemos a una persona también, una compañera vuestra, y nada, vamos
a intentar aprovechar la hora lo máximo posible y cada semana haremos lo
mismo. Lo primero de todo, vamos a hablar del sistema de evaluación de
esta asignatura. ¿Por qué? Pues porque ha cambiado este año, es
novedoso. Entonces, ¿cómo va a ser la prueba presencial? Pues 15
preguntas tipo test, como tenéis aquí. 15 preguntas tipo test, duración
dos horas, como de costumbre. Y entonces, esas preguntas tipo test pueden
ser problemas, pueden ser cuestiones. Y se aplica la fórmula que ya
conocéis, generalmente, cuando hay cuatro opciones, aciertos menos errores
partido por tres, dividido por el número de preguntas, ¿no? Entonces,
ahí se obtiene una calificación, ¿de acuerdo?, que es la nota del
examen. Las preguntas que no se conteste, que se dejan en blanco, no
restan, ¿de acuerdo? Bien, seguimos. Bueno, si sólo hacemos el examen,
para aprobar tenemos que sacar un 5 del examen. Está claro. Pero esta
asignatura tiene dos PECs, dos PECs voluntarias, voluntarias. De manera
que, si nosotros hacemos una o las dos, van a contribuir un 5 o un 10% en
la nota final. De manera que, lo que aportará el examen será un 95% o un
90%. Cuidado, no suma la nota, sino que es un porcentaje, que no es lo
mismo. ¿Correcto? La prueba presencial sobre la nota final es un 90% si se
ha presentado a las dos PECs. Tú sacas la nota del examen, haces el 90%.
Sacas la nota de las dos PECs y es el 10%. ¿De acuerdo? Bien. Hay
asignaturas que no es así. Bueno, aquí estamos. ¿Y cómo costará cada
PEC? Cada PEC tendrá 10 preguntas tipo test. Tendréis una semanita para
hacerlo. Será de descargarlo y entregarlo al cabo, parece ser, de una
semana. Esto es nuevo. Bueno, antes también había un plazo de una semana
para entregarlo. La primera PEC cubre el siguiente programa. Estructura
atómica, clasificación periodística. Tipos de enlace, termodinámica
química y equilibrio químico. Hasta aquí. ¿Y cuándo va a ser?
Aproximadamente a mediados de noviembre. No sabemos todavía la fecha
exacta. ¿Vale? La segunda PEC cubre los siguientes temas.
Cinético-química, ácido base, equilibrio iónico en sistemas
heterogéneos, esto es más que solubilidad, oxidación-reducción y
electroquímica. ¿Cuándo es esto? Pues normalmente suele ser la primera
semana. La segunda PEC cubre la primera semana de enero. Hasta enero.
Después, los primeros días de enero suelen salir. Siempre antes de las
pruebas presenciales. ¿Vale? Aquí veis que la PEC tiene un plazo de una
semana para entregarse. Aunque sean tipo test. ¿Qué pasa con estas PEC?
Se las corrige el tutor. El tutor las corrige y os pone la nota. Bueno, es
tipo test. Entonces, el hecho de corregirlas es para hacer observaciones,
para explicar por qué no es correcta alguna de ellas, si lo fuera, etc.
¿De acuerdo? Y se entrega en la plataforma, en Agua. ¿No? Bien. Pues esto
es un poquito la novedad de este año. ¿Eh? Un poco más. Es decir,
podemos hacer solo una de las dos PECs. Entonces me cuentan un 5% y el
examen un 95%. ¿Que no hago ninguna? Mi nota final es la nota del examen.
¿De acuerdo? ¿De acuerdo? Bueno, pues también tengo aquí el plan de
acción tutorial. Que bueno, que ya la evaluación os lo ha explicado.
Aquí tendréis, o podéis descargar estos archivos y ya lo tenéis colgado
en el curso virtual. No podéis entrar hasta mañana, pero bueno. Esta
secuenciación de los contenidos es orientativa. Es orientativa.
Aproximadamente será esta. Vamos a ver cuándo encajan también las PECs
exactamente para que podamos haber visto aquí antes todo. los temas que se
entran en cada una de las PECs. ¿Vale? ¿De acuerdo? Entonces, esto,
pensad una cosa, que no lo he dicho antes, esta sesión se graba, esta
grabación seguramente ya está disponible mañana, y yo la incluyo en el
foro de tutoría. De manera que, pues, venís presencialmente o estáis
conectados o por los motivos que sean, no podéis, ninguna de las dos
opciones, vais a disponer la grabación y la podéis ver tantas veces como
queráis, independientemente de que habéis estado en directo, presencial o
no. Eso va a estar siempre a vuestra disposición. ¿De acuerdo? Y hago
hincapié en un detalle, que la evaluación es diferente al año pasado. Es
decir, como tenemos la costumbre y es lo normal, habitual de consultar
exámenes de otros años, no nos conviene ahora consultar muchos los
exámenes de otros años porque eran cinco preguntas a contestar de
desarrollo o pequeños problemas. Entonces, la estructura es diferente. De
todas formas, os intentaré pasar a lo largo de las distintas sesiones
preguntas tipo test ¿no? De otras asignaturas que tienen esta estructura
de química, ¿vale? Y para que os ayude a practicar y para preparar la FED
y para preparar el examen. ¿De acuerdo? Bien. Este es otro archivo que lo
vais a poder descargar y vamos a empezar ya. Bueno, aquí os he preparado
hoy la primera sesión. Tenemos... Bueno, esto es lo que nos... nos dice el
equipo docente, la estructura atómica, clasificación periódica. El
manual, el libro. Bueno, el libro es un libro muy didáctico, si lo leéis,
si disponéis del mismo. Es decir, si lo vais leyendo aquí, tenéis que
seguir mucho el organigrama, estas líneas que os pone el equipo docente.
¿Qué apartados entran de cada tema? No se trata de leerse todos los
temas. Empezamos con el tema 4, ¿eh? 4-3, 3.2, el 5-3, 5-3-1, 5-3-2... Es
decir, se trata de leer, estudiar los puntos que aparecen aquí. Eso lo
tenéis en el curso virtual. Ya sé que no habéis podido acceder todavía,
pero esto también lo vais a poder descargar de la grabación. Este archivo
que tenéis aquí. Entonces, siempre se trata que de cada tema veáis
cuáles son los puntos que hay que estudiar y cuáles ejercicios se
recomienda hacer por el equipo docente. Del 4 al 9 en este tema. Cuya
solución la tenéis en el libro también. ¿De acuerdo? Bien. Esto es
importante, ¿eh? No se trata de estudiarse el libro entero, sino de,
digamos, ver los puntos, los apartados que os indica el equipo docente de
cada tema. Y aquí tenéis una dedicación aproximada, ¿no?, para el
estudio de cada uno de estos. Bien. Yo voy a trabajar un poco. Una
presentación que me he ideado y que abarca esencialmente los contenidos
que tenemos en estos dos primeros temas. Os puede ayudar. Es no obvia que
os se lo recomienda la lectura y el estudio del libro, pero como el libro
en sí es muy didáctico, pero tiene muy pocas imágenes, bueno, pues vamos
a hacer esto un poquito más atractivo. Aunque sobre todo me va a interesar
hacer cuestiones y ejercicios prácticos. Bien. Rápidamente, como es la
primera sesión, recordemos el átomo, el átomo de hidrógeno. Tenemos en
el núcleo un protón, que es el número atómico, si os acordáis. Y
tenemos un electrón que está a grandes distancias del núcleo. Aquí os
he dibujado de una manera, pues bueno, sencilla lo que sería un electrón
que estaría dando vueltas en una órbita. Después hablaremos de que en
realidad no hay órbitas. Y tenemos un protón y un electrón. ¿Qué pasa?
Que la masa del átomo esencialmente es la masa del núcleo. ¿Por qué?
Porque la masa del protón y después también los neutrones, cuando
tengamos neutrones, es unas dos mil veces mayor que la masa del electrón.
Entonces, la masa del átomo está restringida esencialmente al núcleo.
¿Vale? Porque la masa de un electrón es dos mil veces menor. ¿De
acuerdo? ¿Sí? Y tenemos carga positiva porque los protones tienen carga
positiva y los electrones carga negativa. Pero ojo, la misma carga, el
mismo valor de la carga, 1,6 por 10 elevado a menos 19 coulombios. Tanto en
un caso como en el otro. Uno positiva y en el otro negativa. ¿Vale? Sería
la carga del electrón en valor absoluto. ¿No? Porque es negativa. Bueno,
¿qué pasa con el helio? Que en el helio ya tenemos dos neutrones y dos
protones y dos electrones. ¿Por qué dos electrones? Porque si la
molécula es neutra, la molécula es neutra, tiene que haber siempre el
mismo número... Perdón, si el átomo es neutro, si el átomo es neutro,
tiene que haber el mismo número de protones que de electrones. Se oye con
un poco de eco, me decís los que estáis ahí. No me había dado cuenta de
este comentario. ¿Qué tal se oye? Ahora, seguimos con el eco. ¿Me decís
algo? Un poco de eco. Y si bajo el volumen... Bueno, seguimos. Bueno,
¿qué es el número atómico? El número de protones del núcleo. ¿Vale?
El número de protones del núcleo. ¿Vale? Y identifica cada uno de los
elementos. Es decir, un elemento o un átomo, diremos que es hidrógeno
porque tiene un protón. Un elemento diremos que es el helio porque tiene
dos protones. Diremos que es el litio porque tiene tres protones. ¿De
acuerdo? Y así sucesivamente. Berilio, cuatro. Boro, cinco. ¿Hay
aprendizos de memoria? No. Y mucho menos. Carbono, seis. Nitrógeno, siete.
Oxígeno, ocho. Fluor, nueve. Neon, diez. Y así sucesivamente. Sodio,
once, etcétera. ¿Vale? Otro parámetro muy interesante de los átomos es
el número básico. A, que es Z más N. La suma del número de protones
más el número de neutrones. Es un número. ¿Eh? Es un número. El
número básico. Sumamos protones y neutrones. ¿Vale? Y viene a ser el
número de nucleones que hay en el núcleo. Los nucleones es el número de
partículas que hay en el núcleo de un átomo. La suma de protones y
neutrones es el número básico, que es un número entero. ¿Vale? Un mismo
elemento puede tener isótopos. ¿Qué son los isótopos? Son átomos de un
mismo elemento que tienen distinto número básico. Distinto número de
neutrones. Aquí, por ejemplo, tenéis en pantalla el deuterio, el tritio,
el protio. ¿Vale? Son los átomos. Son los isótopos del hidrógeno.
¿Qué quiere decir esto? Pues el hidrógeno 1,1. El hidrógeno 1,2. El
hidrógeno 1,3. ¿Veis que siempre pongo hidrógeno? Sí. Pero arriba,
abajo, estoy indicando Z. Voy a poner aquí X, Z, A. Z es el número
atómico, el número de protones y A es el número básico. La suma de
protones y neutrones. De manera que nosotros podemos obtener el número de
neutrones restando A. Entonces, ¿cuántos neutrones tengo yo en cada uno
de estos isótopos? Aquí 0, aquí 1 y aquí 2. ¿Cómo lo he obtenido?
Restando A menos Z. ¿De acuerdo? Isótopos son átomos de un mismo
elemento que tienen distinto número básico. Distinto número de
neutrones. ¿Vale? Un átomo puede formar iones. Iones positivos o iones
negativos. ¿Cuándo forma un ión positivo? Cuando pierde electrones. Si
pierde un electrón, forma un ión positivo que también se llama cation.
Si gana un electrón, forma un ión negativo que se llama un anión. ¿De
acuerdo? En el caso del hidrógeno tendré el protón, H+, o el ión
hidruro. Ambos son átomos de hidrógeno pero ya son iones. Iones positivos
e iones negativos. El protón y el ión hidruro. ¿De acuerdo? El hecho de
que un átomo gane o pierda electrones va a venir determinado por su
configuración electrónica. Lo veremos. Veremos este detalle más
adelante. Bueno. ¿Qué es la masa atómica? Es la masa de un átomo. ¿Y
la masa de un átomo cómo se refiere? Se expresa en unidades atómicas, de
masa atómica, que es la UMA. Se abrevia con una U. ¿Y cómo se define una
UMA? Como la doceava parte de la masa del átomo de carbono. La doceava
parte de la masa del átomo de carbono. Del átomo de carbono 12. Cuidado,
que es el más abundante de todos sus isótopos. Se toma de referencia...
Si una UMA es la doceava parte de la masa del átomo de carbono 12 ¿cuál
será la masa de todo el átomo de carbono? 12 UMAs. Si tengo el átomo y
lo puedo dividir en 12 trozos iguales, ese trozo le llamo una UMA, digo que
vale una UMA, la masa de todo serán 12 UMAs. ¿Vale? Entonces, claro,
después también hablamos de la masa atómica relativa o del peso
atómico. Cuidado. Eso ya no es... ¿Qué es esto exactamente? Pues es los
datos de masa atómica relativa o peso atómico que aparece en la tabla
periódica. Porque cuando vamos al carbono nos aparece... No aparece en la
tabla periódica que la masa del carbono sea 12, sino 12,01. O del
hidrógeno no aparece 1, sino 1,008. ¿Qué es lo que aparece? ¿Qué es
peso atómico estándar o masa atómica relativa? Pues la media ponderada,
la masa media ponderada de todos los isótopos que tiene ese elemento
químico. Es decir, en la tabla periódica no aparece la masa atómica del
isótopo más abundante que es 12, ¿no? Aparece 12,011. ¿Por qué? Porque
es la media ponderada de la masa atómica de los isótopos 12, 13 y 14 que
tienen los isótopos del carbono. ¿Vale? ¿De acuerdo? Bien. Entonces,
nosotros vamos a definir el mol, ¿no? Un mol de un átomo de un elemento
químico como el número de átomos o de moléculas, el mol, ¿no? Un mol
de un elemento químico, un mol de átomos de hidrógeno, un mol de átomos
de sodio. ¿Qué me representa? Bueno, pues el mol me representa un número
de partículas, un número de átomos, en este caso, porque estoy hablando
de átomos. En concreto, ese número de partículas se le llama el número
de abogadro, es 6,023 por y dice la hora 23, ¿no? Y resulta que en un mol
de átomos de carbono 12, en un mol de átomos de carbono 12, tenemos este
número de partículas. Y es este número de partículas casualmente,
digamos, se ha definido de tal forma que en un mol de átomos de carbono 12
la masa de ese mol de átomos coincide numéricamente con la masa de un
átomo. Es decir, si un átomo de carbono 12 tiene de masa 12 humas, un mol
de átomos de carbono 12 tiene de masa 12 gramos. Entonces, vamos a ver esa
correspondencia siempre entre la masa de un átomo en humas como la masa de
un mol de átomos en gramos. Siempre va a ser el mismo valor numérico, el
mismo número. Un mol de átomos de cualquier elemento químico coincide
numéricamente su masa en gramos con la masa en humas de un átomo. Con la
masa en humas de un átomo. ¿De acuerdo? ¿Sí? Bien. Entonces, antes de
pasar, podríamos poner lo siguiente aquí. Fijaos. Un mol... No se ve muy
bien, ¿no? Voy a escribir en negro. Un mol masa en gramos número de
átomos o número de moléculas. Depende de lo que estemos considerando.
¿Vale? ¿Cómo podemos pasar de uno a otro? Bueno, pues pasamos de moles a
átomos-moleculas con el número de abogado. ¿Vale? Y pasamos de moles a
masa a gramos. ¿Con qué? Con el peso atómico. Masa atómica. Peso
atómico. O masa atómica relativa. ¿No? ¿Vale? Bueno. Lo que diferencia
un elemento químico ya sabemos que es el número atómico. Y, bueno, vamos
a ver cómo es la estructura del átomo. Vamos a ver. El modelo de
Rutherford establecía un núcleo y electrones dando en órbitas, ¿no?
Bueno, pero es que en realidad existe un modelo mecánico cuántico que
vosotros... Solo falta que conozcáis un poco el significado, ¿no? Aunque
hablaremos de algunos conceptos importantes como el de orbital, ¿no?
Entonces tenemos que... darnos cuenta que el modelo mecánico cuántico que
resulta de la resolución de la ecuación de Schrödinger, ¿no? Como veis
aquí, H es el Hamiltoniano y aquí tenemos la función de onda. No os
preocupéis por esta nomenclatura, lo tenéis en el libro, pero que no vais
a tener ningún desarrollo matemático sobre todo esto. No hay ningún
desarrollo. Solo entender conceptos. Ningún desarrollo matemático en
resolver la ecuación de Schrödinger ni mucho menos. No hay nada
matemático. Solo conceptual. Conceptual. Bueno, esta es una ecuación muy
conocida en el ámbito químico-físico o físico-químico, ¿no? Donde
nosotros, ¿qué es lo que tenemos que saber? Que la resolución de esta
ecuación de la mecánica cuántica aparece en una serie de parámetros que
se llaman números cuánticos. Números cuánticos que me determinan la
energía y la forma geométrica de los orbitales. Y que estos orbitales
vienen representados por estas funciones de onda. Y si aquí es la función
de onda, esta letra griega que veis al lado de la H y de la E, es lo que
representa una función de onda. ¿Vale? Entonces, cada función de onda
tiene una forma, tiene una energía determinada, tiene una forma
geométrica. De manera que tenemos que estos orbitales y ya os puedo
avanzar el concepto de orbital como la región, la región próxima al
núcleo donde la probabilidad de encontrar el electrón es máxima del 99%,
ese orbital viene condicionado por tres números cuánticos. Tres números
cuánticos. N, L y M. N es el número cuántico principal. ¿El? ¿No? N es
el número cuántico principal. ¿Sí? Que puede valer de 1 infinito.
¿Vale? Siempre números enteros. Número cuántico principal. Desde 1
hasta infinito. ¿De acuerdo? L es el número cuántico secundario o
azimutal. Tengo que deciros que el número cuántico L principal nos
determina esencialmente la energía del orbital. Es decir, la energía del
electrón, ¿no? La energía del electrón que viene descrito por ese
orbital. L es el número cuántico secundario o azimutal que va desde 0
hasta N-1. ¿No? Desde 0 hasta N-1. Se le llama SPDFG según si L vale 0, L
vale 1, L vale 2, L vale 3, ¿correcto? Y define tanto la forma del orbital
como también de manera secundaria su energía. Y tenemos más el número
cuántico o mayor número de orbitales con L a medida que N crece. Porque
claro, está determinado por N-1. Claro, si estoy en el nivel 1, N-1, L
solo puede valer 0. Pero si estoy en N igual a 2, L puede valer 0 y 1.
¿Vale? Y el tercer número cuántico se le llama número cuántico
magnético. Corresponde a un orbital concreto, ¿no? Y define la
orientación en el espacio del orbital. La orientación en el espacio del
orbital. Todos los orbitales, ¿no? Que tienen la misma L pero distinta a
M, como veis aquí, la M va desde menos L hasta más L, tienen la misma
energía. Lo único que se diferencian es la orientación en el espacio.
También tienen la misma forma geométrica en general, sobre todo los P's.
Los D's hay alguna excepción. ¿Vale? Entonces, esos son los tres números
cuánticos que me determinan ¿no? O que me identifican a un orbital. N, L,
M. Viene a ser como la matrícula, como el DNI de cada orbital. Ahora
veremos cuáles pueden ser esos números. ¿Vale? Pero existe un cuarto
número cuántico. Y este cuarto número cuántico ya no viene determinado
para identificar al al orbital. No. Es que los electrones van a ir
descritos por orbitales. Y pueden ocupar orbitales. Y entonces, ese cuarto
número cuántico me va a indicar los dos posibles números cuánticos que
puede tener ese electrón, ¿no? Dentro de un orbital. Que son S o M sub S
más un medio y menos un medio. Es decir, cuando nosotros tenemos un
electrón que va a ir ocupando orbitales, como máximo, atendiendo al
principio de exclusión de Pauli, después lo veremos, que nos dice que no
puede haber en un orbital dos electrones con los cuatro números cuánticos
iguales. Claro, yo puedo tener un orbital por ejemplo que sea el orbital 2,
1, 0. Claro. Y ahí yo podría tener como mucho dos electrones. Uno que
tenga el cuarto número cuántico más un medio y el otro número cuántico
menos un medio. El cuarto número cuántico más un medio. O menos un
medio. ¿De acuerdo? Bueno, veremos ejemplos. Bueno, aquí tenéis bueno,
primero un poquito ver la diferencia entre órbita y orbital. ¿Qué
ocurre? Bueno, es que el modelo de Rutherford, los electrones describen
órbitas. El modelo atómico de Bohr que no se entra, pero describe
órbitas a unas distancias fijas. Entonces ahora cambiamos esa idea, ese
concepto y hablamos de orbitales. Y aquí tenéis la forma geométrica de
los distintos orbitales. Los orbitales S tienen simetría esférica. Los
orbitales P son como lóbulos 8 simétricos. Los orbitales D ya son más
complicados, ¿eh? Pero nadie os va a exigir la forma geométrica de los
orbitales D y F. Nadie os va a exigir. Que os sepáis de memoria esta forma
geométrica. Pero sí de los orbitales P y S. Los orbitales S hay que saber
que son de simetría esférica. Los orbitales P hay que saber que son
lóbulos que están sobre el eje X, Y y Z. Los orbitales D hay una variedad
de X, Y, de Y, Z de X, Z están sobre esos planos respectivos. Después
veis un DZ cuadrado que es como un 8 y un salvavidas. Y el DX cuadrado
menos Y cuadrado pues ya más diferente todavía. Bueno. Seguimos. ¿Cómo
se llenan? ¿Cómo se ocupan esos orbitales? Bueno, pues atendemos al
programa de Mullen y existe lo que se llama la regla de Aubave, ¿no? Que
dice que se llenan primero a los orbitales de menor contenido energético.
¿Vale? ¿Y cómo son estos? ¿Cómo si yo cuáles son los de menor
contenido energético? Los de menor N no exactamente. Sino que se van
ocupando por diagonales no por filas. Claro, alguien me puede decir que las
dos primeras diagonales o si queréis, las tres primeras diagonales
coinciden con las dos primeras filas, evidentemente. Sí. Pero ya, la
cuarta diagonal, ya no. Porque la cuarta diagonal me viene empezando con el
3P y después se tiene que ocupar el orbital 4S antes del 3D. Por eso nos
tenemos que fijar muy bien y este diagrama que tenéis aquí, este diagrama
de Mullen, hay que aprendérselo porque es una regla mnemotécnica para
poder, digamos, escribir configuraciones electrónicas. Si queremos
escribir una configuración electrónica, debemos utilizar el diagrama de
Mullen, ¿no? Bien. Aquí empecemos ya con las primeras configuraciones
electrónicas. Estamos representando cada orbital con una rayita. Bueno, el
primer orbital, ¿cuál es el 1S? El hidrógeno, como tiene un electrón,
Z1 su configuración electrónica es 1S1. Fijaos cómo se representa 1S1.
Se pone un exponente al número de electrones que tiene ese orbital que
como máximo es 2. El helio que tiene Z2 tendrá 2 electrones, 1S2. El
litio, fijaos, 3 1S2, 2S1. Berilio, pero fijaos, también os daréis
cuenta, y eso lo veréis en los libros en general, que vosotros podéis
expresar la configuración electrónica de un elemento químico en función
de la configuración electrónica del gas noble del periodo anterior,
¿vale? Más la del siguiente periodo. Después hablaremos, ¿eh? Cuando
veamos cómo está la tabla periódica agrupada, ¿no? En periodos y
grupos. El berilio es 1S2, 2S2, ¿no? El boro, como veis, con 5 electrones,
después de los 2S, tienen los 2Ps. Y así sucesivamente, voy a cambiar de
página, ¿no? Y tenemos el carbono. Cuidado con el carbono. El carbono
tiene 6, 6 electrones, ¿no? Entonces, fijaos, ya tengo que ir ocupando los
orbitales 2P. Y sabemos que hay 3 orbitales 2P. ¿Por qué? Porque para N
igual a 2 sabemos que la L puede valer 0 o la L puede valer 1. Si la L vale
0, la M vale 0 y tengo el orbital 1S. Pero si la L vale 1, la M puede valer
menos 1, 0 y 1. Y para cada uno de ellos tengo el orbital 2Px 2Pi y 2Ps.
2Px, 2Pi y 2Pz. ¿De acuerdo? Entonces el carbono que tiene 6 ¿no? ¿No?
Sería poniendo aquí 2Px1 y 2Pi1, como aparece aquí indicado, ¿no?
Espero que lo entendáis. ¿Vale? Bien, seguimos. Bueno, aquí tenéis más
configuraciones electrónicas, ¿no? Hasta que llega el neón. El neón es
un gas noble. Fijaos, cada... en cada periodo al final de cada periodo
tenemos un gas noble. ¿En qué se caracteriza un gas noble? Porque tiene
siempre la última capa completa. ¿No? Son átomos, elementos muy estables
que tienen muy poca tendencia a reaccionar. ¿Por qué? Porque al tener la
última capa completa no tienen tendencia ni a ganar ni a perder
electrones, ni a compartirlos. Entonces de hecho el resto de elementos de
la tabla periódica tiene tendencia a adquirir la configuración
electrónica del gas noble. De su mismo periodo o del periodo anterior.
Estoy refiriendo a los elementos representativos que ahora después
veremos. ¿Vale? Fijaos que cuando ya estamos en el tercer periodo, y el
siguiente es el 3S1, 3S2 el magnesio, aluminio 3S2, 3P1. Esto es en líneas
generales. Hay alguna excepción que está por aquí abajo citada pero que
ahora no vamos a hacer. Porque tampoco el equipo docente digamos, no hace
referencias significativas a estas excepciones. No de que queden orbitales
semillenos o llenos. En algún ejemplo veremos alguna cuestión. Ahora no
vamos a hacer hincapié en ello. Bien, pero ¿cuál es la configuración
electrónica de los iones? Bueno, es que ¿qué sería el ion flúor?
Menos. Pues sería una especie química que ha ganado un electrón, porque
está cargado negativamente. El flúor ya tiene 9 electrones. Si gana uno,
tiene 10. Y adquiere la configuración electrónica del gas noble del mismo
periodo. Fijaos que ha ganado un electrón. Daos cuenta que es que los
elementos de esta familia ahora vemos la tabla periódica del flúor cloro,
bromo y yodo, tienen tendencia a ganar un electrón. ¿Por qué? Porque
tienen 7 electrones en la última capa. Fijaos, 2S2 2P5. ¿Cuál es la
configuración electrónica del flúor? La configuración electrónica del
flúor como átomo perdonad, esto no está bien bueno sería 1S2 2S2, 2P5
¿Vale? Esto sería la configuración electrónica del flúor. Del flúor
menos ¿No? Sería 1S2, 2S2 2P6. Aquí viene la estructura del gas noble. Y
del sodio. Fijaos, el sodio era 3S1 ¿Y por qué es que tiene tendencia a
perder un electrón el sodio? Porque al perder un electrón, adquiere la
configuración electrónica del gas noble del periodo anterior. ¿Vale?
Esto es importante que lo entendamos. Los elementos químicos tienen
tendencia a ganar, a perder o compartir electrones de manera que tienden a
adquirir la configuración electrónica del gas noble. Los elementos no
metálicos que ahora lo veremos, están a la derecha de la tabla
periódica, tienen tendencia a ganar. Como los elementos del flúor, del
oxígeno, del nitrógeno. Mientras que los elementos metálicos
representativos, los alcalinos, que acaban en S1 los alcalinotérreos, que
acaban en S2 los térreos aluminio, en S2-3P1 tienen tendencia a perder
uno, dos o tres electrones y adquirir la estructura, la configuración
electrónica del gas noble del periodo anterior. ¿Vale? Bueno, aquí está
la tabla periódica, fijaos lo que es importante tenemos que de alguna
manera identificar que todos los elementos a ver, que están en el primer
grupo, que son las columnas su configuración electrónica acaba en 1S1
perdón, en 1S1 no, en S, en S1 voy a borrar esto sería NS1 claro, si
estoy en el primer periodo, acabará en 1S1 si estoy en el segundo periodo,
2S es decir, yo con la configuración electrónica del último electrón
que colocamos, nosotros podemos saber podemos identificar que es elemento
químico, a qué grupo y a qué periodo pertenece si acaba en 1S1 pues
será grupo 1, periodo 1 si acaba en 2S1 grupo 1, periodo 2 en 3S1, periodo
3 grupo 1, y así sucesivamente el siguiente grupo son NS2, que son los
alcalinos de R2 ¿Vale? Estos que veis aquí bloque D, son los metales de
transición que va desde D1 hasta D10 ¿Vale? Metales de transición todos
los que están en azul ¿Vale? Después está el bloque P que tenemos, que
acaban en NS2, NP1 son los térreos NS2, NP2 los carbonoides NS2 NP3 los
nitrogenoides NS2 NP4, los anfígenos NS2, NP5 los halógenos y NS2 NP6,
los gases nobles Entonces, de alguna manera ¿Eh? Esto a falta de leerlo un
poquito, lo aprenderemos un poquito, ¿eh? Están los del bloque F ¿No? Y
bueno aquí tenéis la tabla periódica, otra vez aquí veis el grupo 1A y
2A, son los alcalinos y alcalino-térreos 3A carbonoides, nitrogenoides,
anfígenos, alógenos y gases nobles, son los grupos A Los grupos B son los
los los metales o elementos de transición y aquí abajo tenemos los del F
que son los lantánidos y los actínidos ¿Vale? Tienes aquí abajo una
chuletita donde se indica los nombres Seguimos Bueno, aquí tenéis otra
forma de expresar la tabla periódica alargada, no se suele utilizar ¿Eh?
o abajo los lantánidos y actínidos Bien Hay algo interesante que nos
interesa que conozcamos para nosotros estudiar las propiedades periódicas
de los elementos ¿Qué es eso de la carga nuclear efectiva de un átomo?
Bueno, Z es la carga nuclear, el número de protones del núcleo ¿Estáis
de acuerdo conmigo que cuanto mayor sea Z mayor es el número de protones y
mayor es la carga nuclear? mayor es la fuerza con que el núcleo atrae a
esos electrones Pero hay que tener en cuenta que la carga nuclear en sí
está influenciada por otro parámetro que es no sólo el número de
protones que hay en el núcleo sino el efecto de apantallamiento que
realizan los electrones internos Esto lo tenéis en el libro también el
concepto de efecto de apantallamiento que es estos electrones internos de
niveles inferiores producen un efecto de apantallamiento ¿Por qué? Porque
ocupan un volumen determinado y al ocupar un volumen determinado estar
entre medio sus electrones con respecto al último electrón hace que ese
último electrón esté atraído con menos fuerza Pensad que el tamaño de
los órbitas aumenta con N A medida que aumenta N aumenta el tamaño de los
órbitas y aumenta ese efecto de apantallamiento Entonces la carga efectiva
sería como la diferencia entre la carga del número de protones del
núcleo menos ese efecto de apantallamiento No vamos a cuantificar con
números este efecto de apantallamiento Pero sí nos va a permitir
justificar variaciones anómalas de propiedades periódicas que tienen los
elementos químicos en la tabla periódica ¿Vale? Bueno, aquí tenéis
este ejemplo por ejemplo del aluminio Bueno, pues este aluminio la carga
nuclear sería que tiene 13 protones ¿Pero qué ocurre? Que los electrones
que están en el nivel 2 y en el nivel 1 producen un efecto de
apantallamiento Esto hace que la carga nuclear efectiva no sea la que
generan 13 protones sino que sea menor ¿Cuánto es menor? No nos tiene que
preocupar en esta asignatura Sólo que sepáis que cuanto mayores niveles
internos tengamos, mayor será ese efecto de apantallamiento Pero pensad
también que cuanto mayor sea el tamaño de los orbitales mayor también
será el efecto de apantallamiento ¿Y cuáles son los orbitales más
voluminosos? Los orbitales D Ese efecto de apantallamiento lo vamos a notar
más en los elementos de transición Bueno, aquí os he puesto algunas
funciones de distribución de probabilidad de encontrar el electrón en
función de la distancia Yo creo que os dais cuenta que lo que nos están
diciendo estos gráficos, por ejemplo aquí de los orbitales S es que el
punto de máxima probabilidad de encontrar un electrón en un orbital S
está más próximo al núcleo que uno 2S y está a su vez más próximo
que el 3S ¿Sí? Eso es interesante los orbitales S a medida que aumenta N
los orbitales son más grandes y la zona de máxima probabilidad de
encontrar el electrón cada vez se encuentra más lejos del núcleo ¿Vale?
Eso es lo que nos dice el gráfico de la izquierda El gráfico de la
derecha lo que nos está diciendo es que los orbitales S tienen mayor poder
penetrante los P después y por último los D Veamos aquí a la izquierda
esos picos que tenemos en azul él es el más próximo al núcleo después
el P y el D sólo con un único pico más lejos Es decir ¿Eso qué quiere
decir? Que están más próximos al núcleo los electrones en los orbitales
S después en los orbitales P y por último en el D están más lejanos y
produce un efecto más de apantallamiento ¿Cuál tiene mayor carácter
penetrante? Los orbitales S ¿Cuál produce mayor efecto de
apantallamiento? Los orbitales D ¿Cuáles son los orbitales más
energéticos? ¿Los más energéticos? Los D Los menos energéticos son los
S Entonces esto es una forma un poquito de justificar ese orden de
diagonales del diagrama de Muller, pero bueno, que entendamos un poco todo
esto ¿Vale? No pretendemos ahora sacar aquí, aunque tengáis estos
números no os preocupéis porque no vamos a hacer cálculos simplemente os
lo he puesto a efectos de que nos demos cuenta de que el punto de máxima
probabilidad de encontrar el electrón en un orbital S está más cerca del
núcleo en el S, después en el P y por último en el D nada más Bueno,
vamos a hablar un poco ahora de las propiedades periódicas de los
elementos. Sí que es cierto que en el libro se habla de los conceptos de
phi función de onda del concepto de phi cuadrado que es la probabilidad y
de densidad de probabilidad Estos conceptos os recomiendo que los leáis
porque pueden ser preguntas y cuestiones las veremos en otro momento pero
ahora permíteme que hagamos una visión un poco general de esta primera
parte Bueno, propiedades periódicas de los elementos químicos Las
propiedades periódicas de los elementos químicos vienen determinadas por
la configuración electrónica y por la carga nuclear o de la carga nuclear
efectiva ¿Y qué tiene de interés? Tiene de interés que hay unas
variaciones periódicas Vamos a ver, ¿cuáles son las propiedades
periódicas esencialmente? Tenemos el radioatómico la energía de
dilución, la finalidad electrónica y la alternatividad. ¿Qué es el
radioatómico? La distancia entre el núcleo y el orbital más externo El
orbital más externo el punto de máxima probabilidad del orbital más
externo Ya sé que esto es una forma de definir un radioatómico de una
manera muy imprecisa porque, claro, hablamos de probabilidad Después la
energía de dilución La energía de dilución siempre es una energía
positiva es una energía que hay que aportar al sistema Es la energía
necesaria para extraer un electrón o mejor dicho, el electrón más
externo de un átomo en estado gaseoso en unión positiva Aquí tenéis la
ecuación de cómo sería la energía de dilución como un átomo
aportándole energía podemos arrancar un electrón ¿Y la finalidad
electrónica? Pues es lo contrario Fijaos, es la energía intercambiada
generalmente es una energía liberada es decir, una energía negativa
aunque puede ser positiva también cuando un átomo en estado gaseoso gana
un electrón y se convierte en unión negativa Entonces, esa energía que
se libera cuando un átomo gana un electrón se le llama afinidad
electrónica y vamos a ver cómo varía esta afinidad electrónica en la
tabla periódica ¿Y la electronegatividad? ¿Qué es la
electronegatividad? La electronegatividad es la fuerza con que un átomo
atrae al par o pares de electrones que comparte con otro Cuidado con ese
dato, es decir es la fortaleza con que un átomo atrae al par o pares de
electrones que comparte con otro Entonces, estaremos hablando de un tipo de
enlace determinado que hablaremos después que es el enlace covalente Vamos
a ver del radioatómico Aquí veis cómo el radioatómico se puede definir
de diferente manera si el átomo tiene enlace metálico tiene un enlace
covalente o es un enlace iónico En definitiva nos damos cuenta que el
radio atómico puede ser la semidistancia que hay entre los dos núcleos
adyacentes, como podéis ver Lo veis aquí en la figura ¿Cómo varía el
radioatómico en la tabla periódica? Aquí tenéis la variación del
radioatómico El radioatómico en la tabla periódica aumenta de arriba a
abajo. ¿Por qué aumenta de arriba a abajo? Porque aumenta el número de
capas electrónicas Aumenta el número de niveles electrónicos Recordemos
que un elemento se diferencia de un nivel a otro, de un periodo a otro
porque n vale 1, n vale 2 n vale 3, n vale 4 Tenemos un nivel, una capa
más un nivel más completo de orbitales y si los orbitales son cada vez
más grandes evidentemente que a pesar de que tengamos un mayor número de
protones en el núcleo el hecho de que tengamos una capa completa más hace
aumentar el tamaño del átomo Hace aumentar el tamaño del átomo Y hacia
la derecha ¿Qué pasa con el radioatómico? Claro, ya no tengo un nivel
más. Tengo un protón más y un electrón más Entonces, hacia la derecha
en general aumenta la carga nuclear efectiva del átomo y por ello el
átomo se contrae Poco a poco se va contrayendo en un mismo periodo Hacia
la derecha se va contrayendo el átomo, salvo pequeñas excepciones
pequeñas excepciones o picos o sobresaltos que son debidos, esto lo
produce esencialmente en los metales de transición debido por el efecto de
apantallamiento de los orbitales D Pero no hay que aprenderse de memoria
estas excepciones sino que nosotros tenemos que saber cómo justificarlas
Las excepciones se justifican por el efecto de apantallamiento singular de
los orbitales D Cuando vemos que no se produce una disminución continua
del radioatómico de los elementos en un mismo periodo de los metales de
transición y vemos algún pequeño salto es debido a ese efecto de
apantallamiento a esa carga nuclear efectiva que varía, etcétera ¿Y
cómo varía en definitiva el radioatómico? Pues aumenta hacia abajo y
aumenta hacia la izquierda Lo que es este diagrama Aquí tenéis dibujado
el tamaño de los radios atómicos Fijaos como los más grandes los más
grandes son los que se encuentran a la izquierda y más abajo y los más
pequeños arriba y a la derecha ¿De acuerdo? ¿Qué pasa cuando tenemos
iones? Vamos a pensar un poquito Fijaos, aquí tenemos átomos
isoelectrónicos ¿Qué son los átomos isoelectrónicos? A veces es una
pregunta típica Fijaos, estos son digamos el razonar no como varía el
tamaño en átomos isoelectrónicos Isolelectrónicos quiere decir que
tienen el mismo número de electrones Fijaos El oxígeno tiene Z8 ¿No? 8,
9, 10, 11 y 12 Si este que tiene 8 gana 2 electrones el flujo gana 1 y el
sodio pierde 1 y 2 ¡Todos! Todos tienen 10 electrones Por eso se llaman
especies químicas isoelectrónicas ¿Quiénes son las isoelectrónicas?
¿Con respecto a quién? Al neón Estamos isoelectrónicas al neón Todos
tienen el mismo número de electrones Entonces, ¿cómo puedo saber cuál
es el más grande o el más pequeño? Pues ya no me tengo que fijar en el
número de electrones ¿En qué me tengo que fijar? En los protones del
núcleo Claro, si yo tengo 5 especies químicas que tienen el mismo número
de electrones pero distinto número de protones ¿Cuál será el más
pequeño? El más pequeño es el que tenga más protones en el núcleo ¿Y
cuál tiene más protones en el núcleo? El ión magnesio ¿Y cuál es el
que tiene menos? El oxígeno Sólo tiene 8 Entonces, ¿cuál es el más
grande? El O2- El más pequeño, el MC2+, El O2- ¿Qué pasa cuando se
forman cationes y aniones? Pues tenemos que pensar que cuando se forma un
anión gana un electrón Entonces el tamaño aumenta ¿Por qué? Porque hay
un electrón más que ocupará el orbital y por lo tanto el tamaño será
mayor ¿Y en un cation? Pasará lo contrario El cation, el sodio, que tiene
un electrón en la última capa ¿Qué pasa si pierdo un electrón? Pues
dejaré de ocupar el orbital 3s Sólo tendré ocupado hasta el 2p Tendré
un electrón menos Entonces mi átomo se contrae ¿Por qué? Porque tengo
un electrón menos y tengo el mismo número de protones Los protones me
atraerán con más fuerza a los electrones a un electrón menos Y el átomo
se contrae Ya no tengo un electrón en un orbital 3s o 4s como es el ión
sodio o el ión magnesio Y por eso los iones positivos siempre tienen menor
tamaño que los átomos neutros Los iones negativos siempre tienen mayor
tamaño que los átomos neutros Aquí lo veis Litio-fluor, veis como
disminuye el tamaño del litio y aumenta el del flúor Aquí tenéis cómo
varía el tamaño de los iones Fijaos, no hay un cambio en la variación
Por ejemplo, veis Hemos dicho antes que el tamaño de los átomos aumenta a
medida que descendíamos en el mismo grupo Y los iones también aumentan a
medida que descendemos Pero de entrada tienen menos tamaño Porque los
iones positivos tienen menos tamaño que los átomos neutros ¿Y los iones
negativos? Tienen mayor tamaño porque tienen un electrón más Ese
electrón se ha atraído con menos fuerza ¿No? Que en el caso del átomo
neutro Hay un electrón adicional Entonces, el tamaño es mayor pero
además, a medida que descendemos en el mismo grupo aumenta el tamaño como
cabría esperar, porque aumenta el número de capas electrónicas La
energía de iniciación ¿Qué es la energía de iniciación? La energía
necesaria para extraer un electrón de un átomo gaseoso y formar un cation
Siempre se habla de primera, segunda y tercera energía de iniciación
Siempre nos va a costar más arrancar el segundo electrón que el primero
Nos va a costar más arrancar el tercero que el segundo ¿Por qué? Porque
el átomo ya tiene una carga positiva y le fastidia tener dos cargas
positivas Hay una repulsión electrónica ¿Vale? Y todo lo que sea romper
configuraciones electrónicas estables también le va a causar malestar al
átomo ¿Qué quiere decir causarle malestar al átomo? Que se requerirá
mucha energía Mucha energía Cuando un átomo adquiere la configuración
electrónica de un gas noble se necesita mucha energía para romperla Por
eso los elementos que tienen mayor energía de iniciación son los gases
nobles que tienen su última capa completa Es muy difícil ionizar un gas
noble porque tiene su última capa completa Se necesita mucha energía
¿Cómo varía la energía de iniciación en la tabla periódica? Pues
aumenta hacia la derecha y hacia arriba ¿Por qué? Porque hacia arriba y
hacia la derecha el átomo es más pequeño Si el átomo es más pequeño
ese electrón más externo estará atraído con más fuerza por parte del
núcleo y por lo tanto se necesitará más energía para arrancar el
electrón más externo de ese átomo Por eso la energía de iniciación
aumenta hacia arriba y hacia la derecha Ejemplo de las energías de
eliminación de magnesio Daos cuenta que al pasar de la primera a la
segunda se duplica, pero de la segunda a la tercera se multiplica por cinco
¿Por qué? Porque al magnesio le interesa perder como mucho dos electrones
porque su configuración electrónica acaba en NS2 Los que son del grupo 2A
y estos elementos para adquirir la estructura de gas noble del periodo
anterior tienen que perder dos electrones Le va bien perder dos Bien,
estructura de gas noble Pero perder tres ya le fastidia un montón porque
rompemos la estructura de gas noble Y no le interesa Es una forma de saber
cuál es la estructura no electrónica donde se produce este salto tan
grande de energía Aquí tenéis la variación de la primera energía de
iniciación Fijaos como los picos vienen dados por los gases nobles y en
general aumentan aumenta hacia la derecha y disminuye hacia abajo en un
mismo grupo o si queréis aumenta hacia arriba y hacia la derecha Afinidad
electrónica ¿Qué es la afinidad electrónica? La energía que se
desprende cuando un átomo en estado gaseoso gana un electrón Digo que se
desprende porque en la mayoría de los casos se desprende energía En
algunos casos, como de los alcalinos se necesita energía para que un
átomo gane un electrón ¿Vale? ¿Y quiénes son los que le favorecen más
ganar un electrón o ganar más electrones? ¿Quién les favorece? Bueno,
aquellos que ya tienen siete electrones los que están más arriba y a la
derecha Los elementos más pequeños son los que les viene mejor ganar
electrones Entonces, ¿cómo aumenta la afinidad electrónica en la tabla
periódica? Pues hacia arriba y hacia la derecha ¿Por qué? Porque el
átomo es más pequeño El futuro electrón que va a captar y ese electrón
que va a captar el flúor el oxígeno, el cloro los elementos que están
más a la derecha de la tabla periódica hará que estos elementos
químicos adquieran la configuración electrónica de un gas noble Y al
adquirir la configuración electrónica de un gas noble entonces serán muy
estables Y por eso, los elementos que tienen mayor afinidad electrónica
pues ¿cuál será? El flúor para darme el flúor menos ¿No? El oxígeno
para darle los dos menos El cloro para dar el cloruro, etc. Entonces la
afinidad electrónica aumenta hacia arriba y hacia la derecha ¿Vale?
Fijaos que el litio que tiene muy poca tendencia a ganar electrones tiene
una afinidad electrónica negativa pero muy pequeña ¿De acuerdo? Bueno
aquí tenemos afinidades electrónicas ¿No? Y veis como en general pues
aumenta ¿No? Hay algunas anomalías por aquí ¿Por qué hay alguna
anomalía? Porque se rompe una configuración electrónica muy estable en
el nitrógeno cuando gana un electrón porque acaba en P3 ¿Eh? Porque
tiene una configuración electrónica semillena y no le interesa ganar un
electrón más esto rompe, digamos esa tendencia que tiene de aumentar la
energía la afinidad electrónica hacia la derecha en un mismo periodo
Fijaos como si yo quiero ganar un segundo electrón en el oxígeno a pesar
de que adquiere la configuración electrónica de un gas doble nos damos
cuenta que tiene una afinidad electrónica positiva pero bueno, esto es la
segunda siempre hablamos de cómo varía la primera afinidad electrónica
pero que sepamos que ya al átomo le fastidia tiene que ganar un segundo
electrón Pero bueno, el balance energético global cuando ocurren las
reacciones químicas es que el oxígeno gane dos eso se verá en otro
momento por qué ocurre esto La electronegatividad es la fuerza con que un
átomo atrae al par o pares de electrones que comparte eso generalmente
tiene lugar en los compuestos covalentes porque los compuestos covalentes
son cuando se comparten aunque también se puede digamos considerar en los
enlaces iónicos Pero bueno, el Pauling terminado en ING establece una
escala de electronegatividades y decimos que el elemento más
electronegativo es el más pequeño el que se encuentra más arriba y a la
derecha el elemento más electronegativo es el flúor, que tiene cuatro y
veis como los elementos, los alcalinos que están a la izquierda son los
elementos menos electronegativos 0.7, 0.8, etc La electronegatividad
aumenta hacia arriba y a la derecha en la tabla periódica al igual que la
afinidad electrónica aumenta la energización y en contra al radioatómico
cuanto más pequeño es el átomo mayor es la electronegatividad Bueno,
aquí tenemos un resumen de todas estas digamos propiedades que hemos
estado comentando No quiero acabar la sesión sin abriros un archivo que
hoy casi no podemos hacer nada del mismo que son ejercicios que están
resueltos y que yo os sugiero que trabajéis esta semana para ir
practicando más de lo que os indica el equipo docente del libro y que os
puede ayudar a coger destrezas en este tema En estos ejercicios que veis
aquí el número atómico es un dato aunque no estaba puesto aquí en
máquina al principio el número atómico es un dato En vuestro caso no se
permite la tabla periódica y siempre será un dato el número atómico
Entonces, si a mí me piden la convección electrónica del cesio lo voy a
ir haciendo poco a poco ¿Cómo? Pues con el diagrama de Muller de antes
Sé que tiene 55 electrones pues voy a hacerlo poco a poco 1s2, 2s2, 2p6,
3s2, 3p6, 4s2 3d10, 4p6, etcétera Hasta me daré cuenta que estaré en el
periodo 6 y acaba en 6s1 No tenéis por qué aprenderos el gas noble del
periodo anterior cuál es El bromo es más fácil porque llega hasta 35
Entonces, así como acaba mi configuración electrónica yo puedo decir 6s1
periodo 6, grupo 1a 4s2, 4p5 periodo 4, grupo 7a Con esa configuración
electrónica del último nivel sé el grupo y el periodo al que pertenece
¿De acuerdo? Y aquí tenéis cómo pueden sacarse los números cuánticos
Lo vamos a dejar aquí porque ya nos hemos pasado de hora y lo que haremos
será que el próximo día haremos algún ejercicio y seguiré contando
cosas y cuestiones ¿De acuerdo? Bueno, espero que haya sido útil que sea
una forma de iniciar la asignatura Estos primeros temas son la parte más
teórica