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00:00:15,980 --> 00:00:21,980
Hola a todos, soy Raúl Corraliza, profesor de química de segundo de bachillerato en el IES

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00:00:21,980 --> 00:00:27,120
Arquitecto Pedro Gumiel de Alcalá de Hinares y os doy la bienvenida a esta serie de videoclases

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00:00:27,120 --> 00:00:38,289
de la unidad 1 dedicada al estudio de la estructura atómica. En la videoclase de hoy estudiaremos la

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00:00:38,289 --> 00:00:49,640
segunda parte del modelo atómico mecanocuántico. Una de las características más importantes de

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00:00:49,640 --> 00:00:54,979
los orbitales atómicos y en la que nos vamos a detener porque vamos a utilizarla de aquí en

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00:00:54,979 --> 00:01:01,719
adelante es la energía, la energía de los electrones contenidos dentro de los orbitales atómicos.

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00:01:03,280 --> 00:01:08,920
Nosotros ya hemos visto una expresión que nos permitía determinar la energía de los electrones

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00:01:08,920 --> 00:01:15,359
dentro de las órbitas, en este caso porque estamos hablando del modelo atómico de Bohr. Bien, pues en

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00:01:15,359 --> 00:01:20,920
el caso de los orbitales, las energías que se obtienen como solución de la ecuación

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00:01:20,920 --> 00:01:25,159
de Schrodinger, también guarda una cierta relación a lo que se obtenía en el modelo

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00:01:25,159 --> 00:01:29,819
atómico de Bohr. De hecho, en el caso de un átomo de hidrógeno con un único electrón,

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00:01:30,319 --> 00:01:35,500
la energía de los orbitales depende únicamente de n y la energía es tanto menor cuanto menor

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00:01:35,500 --> 00:01:41,340
sea n, exactamente igual que lo que obteníamos en el caso del modelo atómico de Bohr. Si

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00:01:41,340 --> 00:01:47,359
tenemos más de un electrón la energía de los orbitales va a depender no sólo de n sino también

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00:01:47,359 --> 00:01:52,420
de l y de hecho la regla establece que la energía de un orbital es menor cuanto menor sea la suma n

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00:01:52,420 --> 00:01:59,280
más l y que a igualdad de suma la energía será tanto menor cuanto menor sea el valor de n. Esto

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00:01:59,280 --> 00:02:04,719
que parece un poco trabalengua se puede resumir de forma gráfica con esto que es una regla

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00:02:04,719 --> 00:02:10,620
mnemotécnica que solemos conocer como la regla de las flechas. La idea es la siguiente, cada una de

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00:02:10,620 --> 00:02:19,759
estas flechas une orbitales que tienen igual suma n más l. Esta primera flecha tiene suma n más l

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00:02:19,759 --> 00:02:26,539
igual a 1. En este caso n es igual a 1 y tratando de ser un orbital de tipo s, l es igual a 0. La

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00:02:26,539 --> 00:02:34,199
siguiente flecha por debajo tiene suma n más l igual a 2. n vale 2 y como aquí tenemos la letra s,

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00:02:34,199 --> 00:02:52,319
L vale 0. La siguiente flecha hacia abajo tiene orbitales con N más L igual a 3. Eso se puede conseguir con dos combinaciones distintas, con N igual a 3 y L igual a 0, orbital 3S, o bien con N igual a 2 y L igual a 1, orbitales 2P.

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00:02:52,819 --> 00:03:00,639
Como podéis ver, conforme vamos bajando, la flecha tiene n más l igual a 1, 2, 3, 4, etc.

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00:03:01,919 --> 00:03:06,919
La flecha apunta hacia abajo porque lo que sigue es el orden creciente de energía.

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00:03:07,580 --> 00:03:13,039
Por ejemplo, en esta fecha, orbital 3s y orbitales 2p tienen igual valor de n más l,

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00:03:13,400 --> 00:03:19,099
pero el valor menor de energía corresponde a los orbitales 2p frente al orbital 3s porque n es menor.

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00:03:20,000 --> 00:03:32,500
Así pues, si yo voy siguiendo las flechas de arriba a abajo y en el orden en el que me indica la cabeza de flecha, lo que voy obteniendo es, en orden de energía creciente, los distintos orbitales.

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00:03:32,819 --> 00:03:40,280
1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3p, 4p, 5s y así sucesivamente.

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00:03:40,900 --> 00:03:50,759
La ordenación no es al azar, como podéis ver, lo que hacemos es colocar en horizontal los orbitales con n igual a 1, 2, 3, 4 y así sucesivamente.

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00:03:52,199 --> 00:03:59,520
En las subsecciones anteriores habíamos estudiado los orbitales como solución de la ecuación de onda de Schrodinger.

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00:04:00,039 --> 00:04:05,439
Habíamos caracterizado esas regiones del espacio donde es más probable encontrar los electrones.

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00:04:05,439 --> 00:04:14,780
Y también hemos estudiado la energía de los electrones que estarían contenidos dentro de esos orbitales, que viene dado por la suma de n más l.

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00:04:15,360 --> 00:04:24,819
Con eso ya podemos estudiar la configuración electrónica, que lo que determina es la forma como están colocados los electrones dentro de los orbitales en un átomo dado.

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00:04:25,459 --> 00:04:29,579
Y lo que vamos a estudiar es lo que se denomina la configuración de mínima energía.

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00:04:29,579 --> 00:04:35,819
Vamos a estudiar el conjunto de orbitales que pueden ocupar los electrones que tienen una menor energía.

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00:04:36,800 --> 00:04:43,540
La forma en la que los electrones se ubican dentro de los orbitales viene dado por las reglas de la mecánica cuántica que veis aquí,

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00:04:43,680 --> 00:04:49,839
el principio de construcción progresiva, el principio de exclusión de Pauli y el principio de máximo desaparimiento de Hund,

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00:04:50,759 --> 00:04:57,339
que viene a querer decir que dentro de un mismo orbital, que viene caracterizado por los números cuánticos n, l y ml,

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00:04:57,339 --> 00:05:04,360
que puede haber a lo sumo dos electrones, lógico, puesto que el valor ms, el número cuántico magnético de spin,

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00:05:04,839 --> 00:05:07,899
puede tomar tan solo los dos valores, menos un medio y más un medio,

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00:05:08,639 --> 00:05:14,660
que los electrones se van añadiendo al átomo ocupando los orbitales disponibles con menor energía,

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00:05:15,839 --> 00:05:20,839
que no puede haber dentro de un mismo átomo dos electrones con los mismos números cuánticos,

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00:05:20,839 --> 00:05:27,560
y eso quiere decir que dentro de un orbital si colocamos dos electrones que es el máximo número posible

44
00:05:27,560 --> 00:05:33,779
necesariamente deben tener los dos valores posibles del número cuántico magnético de spin ms más un medio y menos un medio

45
00:05:33,779 --> 00:05:40,220
y en cuanto al principio de máximo desapareamiento viene a describir qué es lo que ocurre

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00:05:40,220 --> 00:05:46,259
cuando estamos completando con electrones orbitales no de tipo s sino de tipo p o de tipo d

47
00:05:46,259 --> 00:06:00,160
En el caso concreto de los orbitales de tipo P, que tenemos tres con ML igual a menos uno, cero y más uno, en principio los tres tienen la misma energía, puesto que en los tres la suma N más L toma el mismo valor.

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00:06:00,899 --> 00:06:15,860
Este principio lo que establece es que los electrones van ocupando los orbitales primero uno, luego otro, luego otro, y que únicamente se completan los orbitales con el segundo electrón cuando todos los orbitales tienen al menos uno.

49
00:06:15,860 --> 00:06:18,279
Lo vamos a ver más adelante con un ejemplo.

50
00:06:19,480 --> 00:06:33,279
La configuración electrónica se representa de forma convencional denotando los orbitales de la forma n, l, n en número y l en letra, así que tendríamos 1s, 2s, 2p, 3s y así sucesivamente.

51
00:06:34,180 --> 00:06:40,439
Y a la derecha de l como superíndice el número de electrones que hay contenidos dentro de cada orbital.

52
00:06:41,519 --> 00:06:45,600
Es importante repasar algunas cosas acerca de la notación.

53
00:06:45,860 --> 00:06:51,920
Al último electrón en el orden de llenado se le llama electrón diferenciador o bien electrón de valencia en algunos casos.

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00:06:52,779 --> 00:07:00,740
A la configuración electrónica del último nivel, a la que corresponde al N mayor, se le denomina configuración electrónica de la capa de valencia.

55
00:07:01,860 --> 00:07:06,720
Y es importante hacer hincapié en un detalle importante.

56
00:07:06,720 --> 00:07:12,980
La configuración electrónica que nosotros vamos a estudiar no es siempre la que se observa

57
00:07:12,980 --> 00:07:19,579
sino que existen ciertas excepciones que se observan al estudiar las configuraciones electrónicas reales de los átomos

58
00:07:19,579 --> 00:07:24,740
sobre todo en el caso de electrones con un gran número de átomos con un gran número de electrones

59
00:07:24,740 --> 00:07:32,100
que explicaremos con más cuidado más adelante en clase y también vamos a ver más adelante en el ejemplo que vamos a estudiar

60
00:07:32,100 --> 00:07:39,189
El ejemplo que quiero presentaros es el caso de los electrones del átomo de boro.

61
00:07:39,769 --> 00:07:47,810
El átomo de boro tiene número atómico z igual a 5 y en el caso de un átomo neutro que contenga el mismo número de electrones que de protones,

62
00:07:48,449 --> 00:07:52,230
lo que necesitamos es colocar 5 electrones dentro del átomo.

63
00:07:53,290 --> 00:08:01,410
De acuerdo con las reglas de la mecánica cuántica, deberíamos empezar colocando el primer electrón dentro del orbital de mínima energía,

64
00:08:01,410 --> 00:08:07,310
que sería el orbital 1s y el primer electrón sería este que arbitrariamente vamos a colocar

65
00:08:07,310 --> 00:08:13,589
con spin ms igual a más un medio la flechita apuntando hacia arriba. El segundo electrón

66
00:08:13,589 --> 00:08:19,850
completaría este orbital de tipo s que es el disponible de mínima energía. El tercer electrón

67
00:08:19,850 --> 00:08:24,889
ya no puede venir aquí, este orbital a lo sumo puede admitir dos electrones, ya estaría completo.

68
00:08:25,410 --> 00:08:30,949
El siguiente orbital con mayor energía sería el orbital 2s que viene representado por esta

69
00:08:30,949 --> 00:08:36,549
casquita que hemos puesto aquí debajo. El primer electrón que entraría dentro de este orbital pues

70
00:08:36,549 --> 00:08:40,929
convencionalmente se representa con esta flecha apuntando hacia arriba con m es igual a más un

71
00:08:40,929 --> 00:08:46,429
medio y el cuarto electrón obviamente viene a completar este orbital sería esta flechita apuntando

72
00:08:46,429 --> 00:08:52,409
hacia abajo con m es igual a menos un medio. ¿Qué es lo que ocurre con el siguiente electrón, el

73
00:08:52,409 --> 00:08:57,289
último, el electrón diferenciador, el quinto electrón? Bueno pues vendría a ocupar el siguiente

74
00:08:57,289 --> 00:09:04,730
orbital con n más l mayor y en este caso pues sería el orbital 2p y convencionalmente lo que

75
00:09:04,730 --> 00:09:10,610
hacemos es colocar el spin ms más un medio flechita hacia arriba en la primera de las cajas

76
00:09:10,610 --> 00:09:20,870
la configuración electrónica del átomo de boro entonces habría de ser 1s2 2s2 2p1 que se

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00:09:20,870 --> 00:09:26,009
representa como veis aquí en fila de izquierda a derecha en orden de menor a mayor energía

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00:09:26,009 --> 00:09:32,789
La configuración electrónica del boro es una de las excepciones que había comentado anteriormente

79
00:09:32,789 --> 00:09:38,250
Es una de las primeras excepciones y no se corresponde precisamente a un átomo con un gran número de electrones

80
00:09:38,250 --> 00:09:39,549
Aquí tenemos tan solo 5

81
00:09:39,549 --> 00:09:44,289
La configuración electrónica que se observa es esta que veis aquí debajo

82
00:09:44,289 --> 00:09:46,570
1s2 2p3

83
00:09:46,570 --> 00:09:54,230
Lo que ocurre es que estos dos electrones que en principio habrían de ocupar el orbital 2s

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00:09:54,230 --> 00:10:02,309
van a pasar a ocupar el orbital 2p, de tal forma que el tercer electrón no entraría en el orbital 2s,

85
00:10:02,490 --> 00:10:07,970
sino que sería este primero dentro de la caja con ml igual a menos 1 de los orbitales 2p.

86
00:10:08,649 --> 00:10:15,629
El siguiente electrón no vendría a completar esta caja, puesto que de acuerdo con la regla de Hund debería ir al siguiente orbital

87
00:10:15,629 --> 00:10:21,429
y el quinto y último electrón, en el caso del boro, no completaría ni este ni este orbital,

88
00:10:21,429 --> 00:10:25,610
sino que vendría a la siguiente caja, a la última, con ML igual a más 1.

89
00:10:26,309 --> 00:10:31,549
Si hubiéramos de colocar un sexto electrón, ahora ya sí, empezaríamos a completar este orbital,

90
00:10:31,970 --> 00:10:36,110
el séptimo este orbital y el octavo este orbital, de acuerdo con la regla de Junta.

91
00:10:37,899 --> 00:10:42,639
¿Por qué esta configuración es observada preferentemente a esta?

92
00:10:42,899 --> 00:10:44,100
Porque es más estable.

93
00:10:44,720 --> 00:10:50,419
Porque, de alguna manera, debe presentar menor energía, aunque sea poca, con respecto a esta.

94
00:10:51,000 --> 00:11:00,080
Y es que las reglas generales de la mecánica cuántica no tienen en cuenta ciertos efectos de interacción de los electrones cuando están ocupando los distintos orbitales.

95
00:11:00,539 --> 00:11:09,639
Veremos en clase la razón por la cual este tipo de configuración es más estable que esta otra y hablaremos de la regla del serrete, que es lo que está ocurriendo aquí.

96
00:11:09,639 --> 00:11:20,700
En esencia, los orbitales llenos o las familias de orbitales llenos o semillenos, como es este caso, son mucho más estables que este orbital lleno y este con un único electrón.

97
00:11:21,779 --> 00:11:33,980
Una última característica importante de los átomos es lo que se denomina paramagnetismo y diamagnetismo, que lo que hacen es caracterizarlos cuando se encuentran en presencia de un campo magnético.

98
00:11:33,980 --> 00:11:47,519
Con carácter general se llama sustancia diamagnética, cualquier sustancia que no interacciona con un imán, y se llama sustancia paramagnética, cualquier sustancia que interacciona con un imán y se ve atraída por él.

99
00:11:47,519 --> 00:12:04,440
En el caso de los átomos, presenta un comportamiento diamagnético aquellos que tienen todos sus electrones apareados, mientras que presenta comportamiento paramagnético aquellos que tienen sus electrones desapareados, que no tienen todos los electrones apareados.

100
00:12:04,899 --> 00:12:11,659
El primer caso, el caso de las sustancias demagnéticas, se corresponde con sustancias tales que todos sus orbitales están completos.

101
00:12:11,659 --> 00:12:22,039
Y el segundo caso, el de las sustancias paramagnéticas, se corresponde con aquellos átomos que tienen algún orbital semicompleto, con uno único de los electrones posibles que pueden contener.

102
00:12:23,159 --> 00:12:33,139
Al aire de las configuraciones electrónicas, el comportamiento paramagnético y demagnético de las sustancias, ya podéis resolver los últimos ejercicios propuestos desde el 8 hasta el 12.

103
00:12:33,139 --> 00:12:42,000
En el aula virtual de la asignatura tenéis disponibles otros recursos, ejercicios y cuestionarios.

104
00:12:42,659 --> 00:12:46,379
Asimismo, tenéis más información en las fuentes bibliográficas y en la web.

105
00:12:47,139 --> 00:12:52,600
No dudéis en traer vuestras dudas e inquietudes a clase o al foro de dudas de la unidad en el aula virtual.

106
00:12:53,240 --> 00:12:54,740
Un saludo y hasta pronto.