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Repaso U1 y 2

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Subido el 30 de marzo de 2020 por Segismundo P.

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Hola a todos, vamos a hacer un repaso de lo que hemos visto en las unidades 1 y formulación 00:00:01

y os voy a contar de la unidad 2 que es lo más importante que tengáis controlado, de acuerdo, de la parte de química. 00:00:08

Como sabéis, este trimestre lo habíamos empezado con la parte de química. 00:00:15

Empezamos con un vistazo al átomo y al sistema periódico y de este tema, pues es importante... 00:00:19

Bueno, hay una introducción con la ley de conservación de la masa y la ley de proporciones definidas. 00:00:25

Estas dos leyes que son las que llevaron a los primeros modelos atómicos como es el de Dalton 00:00:29

Pero las veremos más en detalle en el tema siguiente de estequiometría en el que veamos las reacciones químicas 00:00:40

En cuanto a características importantes de un elemento 00:00:48

Ustedes saben el número atómico que es el número de protones 00:00:52

Se pone como subíndice en la parte izquierda inferior. 00:00:55

Bueno, si el subíndice es... lo veis aquí en esta parte. 00:01:01

Vamos a ver si me deja esta zona. Ese sería el subíndice. 00:01:06

Y eso es el número atómico que lo representamos como Z. 00:01:12

El número másico, que nos da una idea de la masa del átomo, es el número de protones y neutrones. 00:01:15

Como sabéis, son los que tienen más peso. 00:01:19

dentro de un átomo tenemos protones y neutrones en el núcleo, electrones en la corteza 00:01:21

y la masa del electrón es despreciable frente a la del protón y la del neutrón 00:01:26

entonces si consideramos que un protón tiene una masa en unidades atómicas de una U 00:01:30

pues por ejemplo un hidrógeno que tiene solo un protón pues tendrá una unidad de masa atómica 00:01:34

sabéis que hay isótopos, lo recuerdo de otros años, isótopos son aquellos elementos que tienen el mismo número de protones 00:01:40

por tanto son el mismo elemento, pero al cambiar el número de neutrones cambia su número másico, es decir, la masa de ese átomo concreto. 00:01:47

Y la masa luego que aparece en la tabla periódica que veis con decimales es la media ponderada de todos los isótopos que existan de un elemento. 00:01:56

Por ejemplo, del hidrógeno está el protio, el deuterio y el tritio, según el número de protones. 00:02:04

Bien, estos eran los isotopos 00:02:10

Otra cosa importante que tendríais que recordar 00:02:13

Todo esto lo habéis visto en años anteriores 00:02:15

Eran los iones 00:02:17

Un ión se forma cuando un átomo neutro 00:02:17

En un átomo neutro el número de protones y de electrones son idénticos 00:02:21

Por eso es neutro, no tiene carga 00:02:25

Para formar su unión podía o bien ganar electrones 00:02:27

O bien perder electrones 00:02:30

Si gana electrones se convierte en negativo 00:02:33

Como pasa con el flúor, por ejemplo 00:02:36

y si pierde electrones se convierte en un ión positivo como pasa con el litio 00:02:37

esto es lo que ocurre en los metales, por eso los iones metálicos son cationes, son positivos 00:02:42

mientras que en los no metales, por ejemplo el flúor, el cloro, el oxígeno 00:02:47

tienen más tendencia a ganar electrones, son lo que se llama electronegativos, le ajustan los electrones 00:02:53

¿vale? Seguimos adelante con esto, lo siguiente que vimos en este tema 00:02:58

esto lo vimos en la parte que vimos en clase presencial, pero es para hacer un resumen 00:03:03

son los modelos atómicos. 00:03:06

En esta parte es importante que sepáis qué modelos atómicos hay 00:03:09

y qué experimentos llevaron a cada uno de ellos a ir haciendo uno u otro. 00:03:12

Entonces el primer experimento que tenemos es el de los rayos catódicos. 00:03:18

Con los rayos catódicos se ve que son unas partículas, 00:03:21

las que aparecen dentro del tubo de Crookes. 00:03:26

Aquí tenéis el esquema. 00:03:28

Y esas partículas son electrones. 00:03:30

¿De acuerdo? Posteriormente se ve JJ Thompson, o el tubo de Thompson, que es una variación del de Crookes en el que mete unas placas con un campo eléctrico, ve que esas partículas, o que ese haz del rayo catódico, se desvía y se desvía hacia la placa positiva. 00:03:32

Por tanto, eran partículas de carga negativa y estas son las partículas que descubre Thomson, ¿vale? 00:03:49

Y de aquí se crea el primer modelo atómico de Thomson. 00:03:58

Thomson piensa que para que los electrones se puedan soltar, pues piensa que el átomo es una bola positiva 00:04:00

con la carga uniformemente distribuida y con pequeñas como perlitas o pasas o trocitos de chocolate 00:04:08

dentro de una galleta de chocolate, que serían los electrones y serían los que se podrían soltar. 00:04:14

¿Qué ocurre? Que este modelo, cuando Rutherford hace un experimento con el pan de oro, 00:04:20

con la laminita de oro y lanza radiación alfa, estoy viendo esto muy rápido porque lo hemos visto ya en clase, 00:04:25

ve que la mayoría de las partículas alfa pasan por la laminita de oro como si no hubiera nada, 00:04:34

como si la materia estuviera hueca. Y de hecho la materia está fundamentalmente hueca. 00:04:39

El núcleo ocupa una mínima cantidad del átomo 00:04:43

Es la comparación que decía 00:04:47

Si comparamos el átomo con un estadio de fútbol 00:04:48

Pues el núcleo sería como una bola de tenis en el punto de saque 00:04:52

Y los electrones estarían orbitando más o menos por la zona de las gradas 00:04:57

Todo lo demás está vacío en la materia 00:05:01

Si no puede pasar una parte por otra es por las repulsiones electromagnéticas 00:05:03

Entonces hay un gran espacio vacío y toda la carga positiva y la masa de hecho están acumuladas en el núcleo 00:05:09

Y alrededor del núcleo los electrones están orbitando igual que orbitan los planetas alrededor del Sol 00:05:16

Por eso se llama modelo planetario también, el modelo de Rutherford 00:05:22

Seguimos adelante, lo siguiente que se ve, bueno, en esa época ya se conocía bastante el electromagnetismo 00:05:25

Y se sabía que si una carga está acelerada tiene que emitir radiación 00:05:35

Es decir, un electrón que está girando tiene una aceleración, es la aceleración centrípeta, y tendría que emitir una radiación. Entonces el electrón se precipitaría hacia el núcleo y el átomo desaparecería. Por tanto, el modelo de Rutherford en sí no es válido. 00:05:38

y hay un señor sueco que es Bohr, Niels Bohr, que en el año 1913, ya estamos en el siglo XX, 00:05:55

da una serie de hipótesis que luego, experimentalmente, se confirman bastante de ellas. 00:06:06

Y es que los electrones pueden girar solo en unas órbitas determinadas. 00:06:12

Si veis aquí a la derecha en este gráfico, veis que hay nivel 1, nivel 2, nivel 3 00:06:15

y los electrones pueden girar solo en esos niveles sin emitir radiación. 00:06:20

por tanto sin precipitarse hacia el núcleo 00:06:25

cuando un átomo emite radiación o absorbe radiación en forma de un fotón de luz 00:06:27

lo hace porque salta de un nivel a otro 00:06:32

entonces el espectro continuo que vemos cuando la luz del sol pasa por un prisma 00:06:34

o el arco iris que vemos cuando está lloviendo 00:06:42

pues si vemos la luz que emite el hidrógeno cuando se le excita 00:06:44

emite solamente líneas concretas 00:06:48

no emite un continuo de radiación luminosa, como pasa con la luz blanca que viene del Sol. 00:06:52

¿Por qué es esto? Pues esto ocurre porque esas radiaciones, 00:06:58

la fundamental es la de color rojo, luego hay azul, violeta, 00:07:01

y hay otras que están en la zona que no es radiación visible, 00:07:05

dependen de qué saltos concretos hacen los electrones. 00:07:09

Entonces, esto fue una, digamos, confirmación experimental de las hipótesis que había hecho Bohr. 00:07:14

Y por último, el modelo más reciente, que es el modelo cuántico del átomo, que es el que actualmente manejamos. Empezamos a hablar de orbitales atómicos. Un electrón, digamos, no está en un punto concreto. Uno de los principales principios de la teoría cuántica es el principio de incertidumbre, debido a Heisenberg. 00:07:20

El principio de incertidumbre lo que decía es que una partícula no la podemos definir a la vez su posición y la velocidad a la que se mueve. 00:07:42

Ambas no se pueden definir simultáneamente. 00:07:53

Por tanto, empezamos a hablar en partículas como electrones de orbitales o de zonas de probabilidad de encontrar al electrón. 00:07:55

Y nos imaginamos alrededor del átomo como una nube de electrones que es una nube de probabilidad realmente. 00:08:02

¿De acuerdo? Entonces así tenemos los orbitales 1s, 2s y 2p, 2s, 2p y 2d 00:08:08

Y recordáis que los electrones se iban llenando de los orbitales menos energéticos a los más energéticos 00:08:14

Y para hacer este llenado utilizábamos este diagrama de aquí, que es el diagrama de Muehler 00:08:21

¿De acuerdo? Vamos llenando electrones según los orbitales siguiendo el diagrama de Muehler 00:08:26

Entonces, en función del número atómico, en un átomo neutro, no en un ión, pero en un átomo neutro 00:08:31

el número de electrones va a ser igual al número atómico, es decir, al número de protones 00:08:37

y siguiendo el diagrama de Muehler podemos llegar a saber cuál es la configuración electrónica de un elemento. 00:08:41

Lo siguiente, si ya pasamos a estudiar la tabla periódica, 00:08:53

vemos la relación que hay entre la configuración electrónica y la disposición en grupos o columnas en la tabla periódica. 00:08:57

Es decir, todos los que están en la primera columna, que son los alcalinos, están llenando el orbital S con un electrón. Serían S1. 00:09:05

Los alcalinos térreos, que en la siguiente columna ya serían S2. 00:09:15

Si seguimos con la columna 13, ahí empiezan a llenarse los orbitales tipo P. 00:09:19

Y tendríamos en los boroideos P1, así seguiríamos hasta llegar a los halógenos, que serían P7. 00:09:26

A ver, un momento, que se me ha hecho el zoom aquí. Vale. Que serían P7 y los gases nobles, que serían P8. Es decir, tendrían su última capa completa. ¿De acuerdo? 00:09:35

Vale, entre medias tenemos los metales de transición que estarían llenando orbitales D y los lantánidos y los actínidos que llenarían orbitales F, ¿de acuerdo? Vale, seguimos adelante. 00:09:59

veis aquí en este diagrama que tenemos en esta zona 00:10:16

que me ha dejado de pintar, a ver si ahora quiere 00:10:21

abrir el lápiz otra vez 00:10:24

vale, ahí está 00:10:26

tenemos claramente por colores 00:10:28

los orbitales que se están llenando en cada uno de ellos 00:10:33

y aquí lo podéis ver también en este diagrama 00:10:35

recordad cuando hacíamos una configuración 00:10:38

voy a hacer un pequeño zoom también a esta parte 00:10:42

cuando realizamos una configuración electrónica 00:10:44

podemos poner todos los orbitales 00:10:52

por ejemplo para el calcio 00:10:55

calcio 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 00:10:56

recordad que para hacer esto 00:11:00

llevamos siguiendo el diagrama de Mueller 00:11:02

o bien podemos recurrir a la configuración 00:11:03

del gas noble anterior 00:11:06

en este caso el argon 00:11:07

y ver que el calcio frente al argon 00:11:08

solo ha añadido un orbital 4s2 00:11:11

¿de acuerdo? 00:11:13

vale, vamos a seguir adelante 00:11:14

la masa que digamos que tenemos en cuenta de un átomo 00:11:17

es lo que decía antes, es el promedio de todos sus isótopos 00:11:30

por ejemplo, si del uranio tenemos el 264, 265 y 238 00:11:34

cada uno con las proporciones de existencia en la naturaleza 00:11:39

que aparecen aquí en el ejercicio resuelto 2 de la página 52 00:11:46

veis como al final la masa que aparece promedio para el uranio 00:11:49

es la media ponderada de los tres isotopos 00:11:56

ya os propondría algún ejercicio de este tipo para que lo hagáis 00:11:59

y lo siguiente que teníamos en esta parte es la formulación 00:12:03

que ya hemos visto recientemente también 00:12:09

entonces ahora quiero que echemos un vistazo a la unidad 2 00:12:11

que todavía no la hemos visto 00:12:14

pero que os voy a contar lo más importante 00:12:27

que quiero que os quede claro 00:12:29

para luego hacer unos ejercicios sobre esta unidad 00:12:31

vamos allá, a ver la siguiente unidad 00:12:34

dos, vale, unidad dos 00:12:38

es enlace químico y fuerzas intermoleculares 00:12:47

voy a ir a lo más esencial que quiero que conozcáis 00:12:50

muchas de las cosas, posiblemente las conozcáis del año pasado 00:12:53

sobre todo lo que es enlace iónico, lo que es enlace covalente 00:12:57

entonces bueno, vamos a recordar un poquito 00:13:01

si yo tengo un elemento no metálico 00:13:04

como es por ejemplo un halógeno, el cloro 00:13:10

el cloro recordáis que tenía 7 electrones, quería tener 8 00:13:13

por tanto estaba deseando ganar un electrón 00:13:17

Y si miramos, por ejemplo, al sodio, que es un metal que tiene un electrón en la última capa 00:13:19

Recordarás que los electrones de la última capa los llamamos los electrones de valencia 00:13:25

El sodio está deseando perder ese electrón 00:13:29

Vamos a ir un momento al cuaderno 00:13:32

Vale 00:13:38

Como os decía, el sodio en la última capa tiene un electrón 00:13:41

Es decir, tiene un electrón de valencia 00:13:46

Mientras que el cloro, en la última capa, tiene 7 electrones 00:13:49

Tiene 7 electrones de valencia 00:13:53

El sodio quiere perder este electrón 00:13:54

Y el cloro necesita un electrón más 00:13:56

Para tener una estructura electrónica de gas noble 00:13:58

Que va a ocurrir que el sodio va a ceder este electrón 00:14:02

Y se va a formar un ión 00:14:07

Que es el cation sodio 00:14:09

Y el cloro se va a formar un anión 00:14:11

Porque ha ganado un electrón 00:14:13

Este electrón es el que ha pasado el sodio al cloro 00:14:15

este ión positivo se va a sentir atraído por este ión negativo 00:14:18

por tanto van a formar una unión muy sólida, una estructura muy sólida 00:14:25

esta estructura va a ser de tipo cristal, de hecho no es una molécula 00:14:29

sino que va a tener un sodio, si pintamos los sodios en negro por ejemplo 00:14:33

y los cloros en rojo, pues va formando una estructura cristalina regular 00:14:37

que se repite ordenadamente en el espacio 00:14:41

Eso es un cristal 00:14:47

Eso ocurre en los cristales de sal que tenemos en la cocina 00:14:49

Perfectamente, ¿vale? 00:14:53

Tenemos el cloruro, recordad en formulación que lo que había al final se nombraba cabanuro 00:14:54

Cloruro y sodio, como ambos tienen el número de oxidación 1 00:14:59

No tiene su índice, es decir, están en la misma proporción 00:15:02

¿Vale? 00:15:05

Esto sería el primer tipo de enlace que es el enlace iónico 00:15:06

¿Qué ocurre? 00:15:09

Que cuando tenemos otro tipo de compuestos 00:15:13

Por ejemplo, si vamos a la molécula de agua 00:15:15

El oxígeno tiene seis electrones en la capa de valencia 00:15:17

Mientras que el hidrógeno tiene un electrón 00:15:23

El oxígeno quiere tener seis, quiere tener ocho electrones 00:15:25

Y el hidrógeno, recordad que está en la primera, está llenando su primera capa 00:15:30

Y en la primera capa solo puede haber dos electrones, va a llegar al 1s2 del helio 00:15:34

Por tanto, el hidrógeno quiere tener dos electrones 00:15:38

¿Qué es lo que van a hacer? Pues si pintamos los electrones del oxígeno con puntitos 00:15:41

Vamos a tener 1, 2, 3, 4, 5 y 6, por ejemplo 00:15:46

Y ahora pintamos los del hidrógeno en otro color 00:15:54

Y lo vamos a pintar como aspitas, sus electrones 00:15:57

Aquí tenemos dos hidrógenos 00:15:59

Lo que vais a ver aquí es que el hidrógeno ya ahora mismo alrededor 00:16:02

Tiene dos electrones, que es lo que quería 00:16:08

Y este otro hidrógeno igual 00:16:11

mientras que este oxígeno, si contáis ahora mismo 00:16:14

tiene 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7 y 8 electrones 00:16:19

es decir, ambos, tanto el hidrógeno como el oxígeno 00:16:23

han completado la capa más externa 00:16:26

y tiene una configuración tipo gas noble 00:16:30

que es lo que quieren tener 00:16:33

bueno, pues este tipo de diagrama y este tipo de enlace 00:16:34

que tiene aquí, que veis que ahora mismo no ha habido uno 00:16:38

que haya dado totalmente electrones a otro 00:16:40

Y se haya convertido en unión 00:16:43

Sino que lo que han hecho 00:16:44

Es compartir electrones 00:16:45

Pues este tipo de enlace 00:16:49

Lo llamamos enlace covalente 00:16:52

¿Vale? 00:16:53

Enlace covalente 00:16:57

Este diagrama que hemos dibujado aquí 00:16:58

Que ahora lo vemos un poquito más en detalle 00:17:05

Es lo que vamos a llamar un diagrama de Lewis 00:17:06

O de Luis 00:17:08

Depende de como 00:17:11

Si lo pronunciáis más a la española 00:17:11

O a la inglesa 00:17:14

Vale, volvemos al libro para ver esta última parte. Bien, entonces tenemos, primero, tipo de enlace químico, que puede ser cuando se forman iones enlace iónico, cuando son átomos que se unen compartiendo electrones, ¿vale? Son enlace covalente. 00:17:16

Y luego hay otro tipo de enlace que son entre metales, que es el enlace metálico, ¿vale? 00:17:39

Siempre se va a cumplir la regla del octeto, es decir, todos los átomos tienen que llegar a tener la configuración del gas noble más cercano. 00:17:45

Y lo que quiero que veáis también es cómo realizar diagramas de Lewis, que es lo que hemos introducido ahí. 00:17:53

Entonces, para hacer un diagrama de Lewis siempre prometeremos el carbono y el oxígeno, ¿vale? 00:18:01

vemos la configuración que tiene cada uno de ellos 00:18:05

entonces el carbono tiene 4 electrones de valencia 00:18:09

veis que tiene la configuración del helio 00:18:12

del helio más 2s2 2p2 00:18:13

y el oxígeno tiene 6 electrones de valencia 00:18:15

¿vale? para juntarse 00:18:18

digamos para combinarse 00:18:20

pueden 00:18:22

ponerse digamos uno por cada lado 00:18:23

hasta que compartiendo electrones 00:18:29

lleguen a tener los 8 electrones 00:18:31

otra cosa que tenemos que ver claramente en el diagrama Lewis es que cuando tenemos dos electrones 00:18:32

podemos dibujar directamente una rayita, como simbolizando los dos electrones 00:18:39

vamos a ver por ejemplo el oxígeno, como forma la molécula de oxígeno 00:18:45

vamos un momento al cuaderno, entonces decíamos que el oxígeno tiene seis electrones en su capa más externa 00:18:54

Voy a dibujar aquí un oxígeno con 1, 2, 3, 4, 5 y 6. 00:19:05

Aquí este no lo voy a borrar, que no quiero que esté aquí. 00:19:13

Y ahora voy a dibujar otro oxígeno, lo voy a poner otro color, y tendría 1, 2, 3, 4, 5 y 6 también. 00:19:19

Bien, aquí, si esto lo dibujamos como un diagrama de Lewis, la unión, digamos, este para tener 8 tiene que estar tomando todos estos, y este para tener 8 tiene que estar tomando todos estos. 00:19:29

Cada vez que tenemos dos puntitos, lo consideramos como una pareja electrónica y lo dibujamos con una rayita, y entre medias hay dos rayitas. 00:19:41

Por tanto, el oxígeno tiene un doble enlace. No sé si recordaréis cuando usábamos los modelos atómicos en clase, que en el caso del oxígeno aparecían dos brazos uniendo los dos átomos. Por eso el oxígeno es O2. Es un enlace covalente, están compartiendo estos electrones, y esto sería el diagrama de Lewis del oxígeno. 00:19:51

oxígeno. Seguimos adelante con vuestro 00:20:13

libro. Vale, lo siguiente que tenemos, ya más en 00:20:19

detalle el enlace iónico, echadle un vistazo, veis que siempre es entre metal y no metal 00:20:23

y forma estructuras cristalinas, forma iones, ¿de acuerdo? 00:20:27

Tenemos el enlace covalente en el que veis claramente cómo se comparten 00:20:32

los electrones, y aquí normalmente suele ser entre no metales y no metales 00:20:35

y luego, en un enlace 00:20:39

iónico suele formar redes cristalinas, mientras que un enlace covalente puede formar redes 00:20:43

cristalinas, como por ejemplo el diamante, que son enlaces covalentes de carbono, o la 00:20:49

sílice, el cuarzo, que es óxido de silicio, exactamente igual. Pero también la mayoría 00:20:55

de los enlaces covalentes suelen formar moléculas, como por ejemplo la molécula de oxígeno, 00:21:02

La molécula de agua, la molécula de ácido sulfúrico, ¿vale? Ya son moléculas, es diferente. Y luego, en cuanto a lo que son los tipos de fuerzas intermoleculares, de momento, como estamos intentando reducir un poco para poder ir avanzando esta parte, la vamos a saltar de momento. La veréis bastante más en detalle en primero de bachillerato. 00:21:07

Y con esto estaría esta segunda unidad, bueno, el enlace metálico, esto sí, que son básicamente, los metales tienden a perder electrones y a formar cationes, y cuando hay un metal, digamos que los electrones están alrededor de los cationes como si fuera una nube electrónica. 00:21:29

Esto hace que cuando conectamos una diferencia de tensión a un metal, pues los electrones vayan todos en un sentido, y por eso un metal es conductor de la electricidad, igualmente es conductor también del calor. 00:21:44

Aquí tenéis un resumen de las propiedades de cada uno de los tipos de materia y de los enlaces 00:21:56

Y con esto más o menos tendríamos la segunda unidad también vista 00:22:04

Ya os diré qué ejercicios podemos hacer para trabajarla un poquito 00:22:10

Venga, pues ánimo y seguimos adelante 00:22:16