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Configuración electrónica - Contenido educativo

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Subido el 17 de agosto de 2023 por Ana C.

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Configuración electrónica

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Voy a empezar la grabación del estudio de los orbitales atómicos, a ver qué tal sale con el programa este. 00:00:00
Entonces, os he enviado la explicación del trozo de la presentación en PowerPoint que yo pongo en clase 00:00:08
para que lo vayáis viendo, pero bueno, así con esta misma podéis ir haciéndolo, ¿vale? 00:00:15
Entonces, abrimos el archivo y vamos a estudiar lo que son los orbitales atómicos, ¿vale? 00:00:21
Entonces, hemos visto que nosotros tenemos niveles de energía, ¿vale? 00:00:25
Nivel 1, nivel N2, nivel N3, nivel N4, se puede llegar hasta el nivel N que queramos, 00:00:31
ya veréis que solamente hemos llegado hasta el nivel 7, ¿vale? 00:00:36
Entonces, dentro de estos niveles, cuando se empezaron a estudiar los modelos mecano-cuánticos, 00:00:39
se vio que había subniveles. 00:00:44
Entonces, estos subniveles son soluciones a la ecuación de Rödinger, 00:00:47
que os voy a repetir que no tenéis que saber solucionarla ni nada, 00:00:50
sino que saber que dentro de los niveles hay subniveles, es decir, dentro de una casa hay habitaciones, ¿vale? 00:00:52
Eso es lo que son los subniveles. Entonces, esos subniveles se llaman orbitales, ¿vale? 00:00:59
Y los orbitales tienen una forma, ¿por qué? Porque es una probabilidad de una región, ¿vale? 00:01:04
El orbital S tiene la forma que ponemos aquí una esfera, ¿vale? El orbital P es así como un infinito en tres dimensiones, ¿vale? 00:01:09
que es cuando L es igual a 1, el orbital D tiene una de estas formas, tiene 5 formas, ya lo sabéis, ¿vale? 00:01:18
Por los números cuánticos, y el orbital F tiene 7 formas, ¿vale? 7 formas. 00:01:24
Porque de L depende el valor de ML, que es hacia donde se orienta el orbital, acordaros de la transparencia anterior, ¿vale? 00:01:34
Si no vamos a verla, la recordamos un poco, porque como no lo hemos visto, ejercicios de configuración electrónica, números cuánticos, aquí. 00:01:41
Si salimos números cuánticos, fijaros, aquí eran las formas de los orbitales, que salía del número cuántico L. 00:01:54
Si L valía 0, ML valía 0, por lo tanto sólo había una ordenación. Si L vale 1, ML puede valer menos 1, 0 y 1. Independientemente, este puede ser menos 1, este puede ser 0, este puede ser 1, este puede ser menos 1, este 1 y este 0, no sabemos cuál es cuál, ¿vale? 00:02:06
Si L vale 2, ML puede valer menos 2, menos 1, 0, 1 y 2. Hay por lo tanto 5 orbitales. Y si L vale 3, ML puede valer menos 3, menos 2, menos 1, 0, 1, 2, 3. 00:02:26
Entonces, eso es lo que significa ML. ¿Cómo están orientados en el espacio? Ya os vuelvo a repetir que no podemos decir que este sea el valor menos 2 para ML. 00:02:46
Puede ser cualquiera de estos. Cualquiera de estos son las soluciones a la ecuación de Rödinger, ¿vale? 00:02:56
Y dentro de ese ML se colocan los electrones. Hemos dicho que no puede haber cuatro electrones con los mismos cuatro números cuánticos. 00:03:01
Por lo tanto, y los electrones se los orientan con spin de más un medio o menos un medio. 00:03:09
Por lo tanto, en cada orientación de cada orbital como máximo puede haber dos electrones. 00:03:14
Nunca coloquéis en un orbital, por ejemplo, n igual a 4, ml igual a 3, perdón, l igual a 3, ml igual a menos 2, ms puede ser más un medio, menos un medio. 00:03:19
Por lo tanto, solo puedo colocar dos electrones. 00:03:32
Cuatro números cuánticos definen a un solo electrón 00:03:34
Y como solo puede ser o más un medio o menos un medio 00:03:37
Únicamente se pueden colocar dos electrones por orientación orbital 00:03:40
Por eso si os acordáis 00:03:46
Cuando estuvisteis en cuarto y hacíais las configuraciones electrónicas 00:03:47
Os decían S, los orbitales S como máximo dos electrones 00:03:51
Por eso poníais 1S2, 2S2, 2P6 00:03:55
Decíamos los P como máximo pueden tener tres electrones 00:03:59
Y era por esto que os explico aquí 00:04:02
Si L vale 0 el orbital es S, ML es 0 y MS puede ser más un medio o menos un medio 00:04:04
Máximo dos electrones en los orbitales S 00:04:09
Si L vale 1 el orbital es P, puede estar alertado en menos uno, en cero o en uno 00:04:12
En menos uno se pueden colocar un electrón, otro electrón 00:04:18
En cero un electrón, otro electrón 00:04:21
En más uno un electrón, otro electrón 00:04:23
Es decir, como máximo en los orbitales P puede haber seis electrones 00:04:25
Lo mismo sucede con los orbitales D y se haría del mismo modo para los orbitales D 00:04:29
¿Vale? Entonces, una vez que tenemos claro esto, pasamos a hacer las configuraciones electrónicas. 00:04:33
¿Vale? Para hacer una configuración electrónica, los electrones se sitúan por orden de energía. 00:04:40
Es decir, volvemos al símil de un átomo es como un edificio. 00:04:44
Y en un edificio, si yo voy a ir a vivir al edificio, o yo soy el dueño del edificio y tengo una calefacción, 00:04:49
imaginaros que va por plantas y me es más barato calentar la planta 1 que subir el calor hasta la planta séptima, 00:04:56
pues yo empiezo a colocar a la gente que va alquilándola 00:05:02
empiezo a vender la planta primera 00:05:05
¿por qué? porque gasto menos energía 00:05:07
recordad que los niveles energéticos van de menos energía 00:05:09
que es el n igual a 1 a más energía 00:05:12
entonces los electrones se sitúan siempre por orden de energía 00:05:14
de menos energía a más energía 00:05:17
y este orden de energía os lo tenéis que creer 00:05:19
está determinado experimentalmente 00:05:23
siempre que alguien nos diga que algo está determinado experimentalmente 00:05:25
es porque tenéis que hacer un acto de fe 00:05:28
no lo habéis visto, alguien lo ha determinado experimentalmente 00:05:29
y nos lo creemos. Es el diagrama de Möller, que lo tenéis en la página 44 del libro. 00:05:32
Este diagrama de Möller es este orden de energías, no sé si se lo pondrían así en cuarto o al revés, 00:05:37
da lo mismo, ¿vale? Estos son los niveles, esto es n igual a 1, n igual a 2, n igual a 3, n igual a 4, 00:05:42
n igual a 5, n igual a 6, n igual a 7. En el nivel n igual a 1 solo hay un orbital, s, por los números cuánticos. 00:05:49
Si n es igual a 1, l solo puede valer 0. En n igual a 1 solo puede haber un orbital tipo s. 00:05:56
Solo puede haber un tipo de orbital. En n igual a 2 puede haber orbitales s y orbitales p. ¿Por qué? Porque l puede valer 0 y l puede valer 1. 00:06:02
En el orbital 3 puede haber orbitales s, p y d. ¿Por qué? Porque si n vale 3, l puede valer 0, l puede valer 1 y l puede valer 2. 00:06:12
Y así sucesivamente. Cuando veamos la configuración electrónica veréis que no se ponen más orbitales porque cada átomo en la tabla periódica tiene su configuración electrónica y únicamente se llega hasta el nivel 7 y únicamente se han encontrado estos orbitales, ¿vale? 00:06:23
Pero en teoría esto debería seguir con todas las letras. 00:06:40
¿Cómo es el orden de energía? 00:06:48
Es el principio de Aufwand, se llama, ¿vale? 00:06:50
Y tenéis que ir para llenar los electrones, sabéis que se van tachando los orbitales. 00:06:52
Primero se llena el 1s, después se llena el 2s, del 2p se pasa al 3s, del 3p se pasa al 4s y aquí empiezan a haber mezclas, así que tener cuidado. 00:06:56
el 4S se llena antes que el 3D 00:07:08
del 3D va al 4P y al 5S 00:07:11
del 5S se va al 4D 00:07:14
aquí son los metales de transición 00:07:18
daros cuenta que a medida que nos alejamos 00:07:19
los niveles energéticos están más cerquita 00:07:21
y entonces puede haber saltos 00:07:23
por eso los metales de transición 00:07:24
al haber saltos electrónicos 00:07:26
tienen tantos números de oxidación 00:07:27
como tenías que estudiar a veces 00:07:30
que decías el manganeso 00:07:31
pues tiene 5 números de oxidación 00:07:32
el hierro tiene 2 00:07:33
¿por qué? 00:07:34
porque se empiezan a producir mezclas de orbitales 00:07:35
en todos los electrones 00:07:37
pues se pueden situar en varios sitios, ¿vale? 00:07:38
Entonces aquí os lo recuerdo. 00:07:41
Cuando vayáis haciendo la configuración electrónica tenéis que ir tachándolo. 00:07:43
Claro, no se llenan los electrones a lo loco, no voy llenando a lo loco los electrones, ¿vale? 00:07:45
Los electrones se van situando en sus orbitales, 00:07:51
entonces las orientaciones de los orbitales nosotros las representamos por cajitas. 00:07:53
En S solo hay una orientación, una cajita. 00:07:57
En P hay tres posibles orientaciones, tres cajitas. 00:07:59
En D hay cinco posibles orientaciones, cinco cajitas. 00:08:02
Y en F hay siete posibles orientaciones, siete cajitas. En cada orientación recordar que solo se puede poner un número máximo de dos electrones, ¿vale? 00:08:06
Y importante saber, ahora lo veremos, que no se pasa a un nivel superior de energía hasta que no se ha llenado la anterior. 00:08:15
Es un tema de eficiencia energética. O sea, yo no abro una casa si no tengo llena la anterior, ¿vale? 00:08:22
¿Vale? Bueno, importante, ¿cómo se colocan los electrones? Entonces, para saber la configuración electrónica hay que seguir unos principios, ¿vale? Principio de mínima energía, lo que acabamos de decir, se colocan por orden de energía y hasta que no esté completo el nivel de menor energía no se pasa al siguiente, es decir, yo no puedo hacer 1s2, 2s1, 2p6, no. 00:08:29
Primero lleno el 2s1 y luego me paso al 2p6 00:08:59
¿Vale? Tiene que hacerse así 00:09:03
Luego es principio de máxima multiplicidad 00:09:04
¿Qué quiere decir eso? 00:09:07
Que cuando yo tengo un orbital 00:09:08
Un nivel de energía, perdón, con tres orbitales 00:09:12
Que en teoría tienen la misma energía 00:09:15
Con distinta orientación 00:09:17
¿Qué significa máxima multiplicidad? 00:09:19
Pues que yo no voy a colocar electrones juntos sin necesidad 00:09:22
¿Vale? Estos se llaman orbitales degenerados, orbitales que tienen la misma energía. 00:09:28
¿Vale? Y los electrones se tienen que colocar lo más desapareados posible. 00:09:32
Es decir, que si yo tengo tres electrones, no voy a colocar dos aquí y uno aquí, 00:09:35
sino que voy a colocar uno aquí, otro aquí y otro aquí. 00:09:39
Hace mucho el simil del autobús. Tú te subes al autobús y está el autobús vacío. 00:09:42
Y te sientas, a ver, ¿cómo haría un átomo? Un electrón en un átomo. 00:09:46
Pues se sentaría lo más cerca del conductor, ahí. 00:09:50
Claro. El segundo electrón en el asiento de al lado. Eso es 1s2. 00:09:52
Los siguientes dos electrones se van al otro de al lado, 2s2 00:09:56
Y de repente llegan tres personas, ¿vale? 00:10:01
Entonces llegan tres personas que no se conocen de nada 00:10:05
Y entonces, ¿se van a sentar juntas pegadas en la misma fila? 00:10:07
No, pues si hay una fila de seis, imaginaos que se van al fondo 00:10:11
Y se colocarán lo más separados posibles 00:10:14
Eso es lo que pasa cuando estamos en orbitales degenerados 00:10:17
Es decir, ¿por qué me voy a pegar yo aquí a un tío si puedo ponerme aquí, aquí y aquí? 00:10:19
O sea, si tengo tres electrones, pongo uno aquí, otro aquí y otro aquí. 00:10:25
Y cuando llegue el cuarto ya, si no le queda más remedio, se pondrá al lado de este. 00:10:29
Este es el principio de máxima multiplicidad de Jung, ¿vale? 00:10:32
Entonces, en orbitales degenerados, los electrones se deben colocar lo más desapareados posibles, ¿vale? 00:10:36
Y volvemos a lo mismo. 00:10:42
¿Qué son orbitales degenerados? 00:10:43
Son orbitales que tienen la misma forma, misma energía, pero distinta orientación, ¿vale? 00:10:45
Por ejemplo, los d son orbitales degenerados, yo tengo 5 posibilidades de d, pues si llegan 5 electrones se colocarán cada uno en un d. 00:10:52
Y el sexto electrón ya se juntará con el otro electrón, ¿vale? 00:11:01
Y otro principio que hay que seguir también es el principio de exclusión de Pauli. 00:11:05
¿Qué quiere decir el principio de exclusión de Pauli? 00:11:10
Lo que hemos dicho antes con el spin, que no hay dos electrones en un mismo orbital con el mismo spin. 00:11:12
Si uno es más un medio, otro es de menos un medio. 00:11:19
Esto se representa con una flechita. Más un medio se representa hacia arriba, menos un medio hacia abajo. ¿Puedo ponerlo al revés? Pues si queréis, ponedlo al revés. 00:11:22
Me da lo mismo, no hace falta que lo indiquéis. Simplemente indicáis que la flechita hacia arriba es más un medio y la flechita hacia abajo es menos un medio, ¿vale? 00:11:29
Yo creo que esto lo entenderéis mejor con un ejemplo. A ver, fijaros. El oxígeno. Un átomo neutro, ¿vale? Es neutro, no tiene carga, no nos indica nada y que haya ganado ni perdido electrones. 00:11:36
Y tiene Z igual a 8. Es el número atómico Z igual a 8. Tiene 8 protones. Como es un átomo neutro, tiene 8 electrones. 00:11:47
8 electrones que se van colocando en los orbitales del oxígeno. ¿Cómo se hace? Vale, los dos primeros electrones se colocan en 1s. 00:11:55
Claro, yo lo he puesto así, 1s. Un electrón para arriba, otro electrón para arriba. Esto está mal. ¿Por qué está mal? 00:12:03
Por lo que hemos dicho del principio de exclusión de Pauli. Si pongo las dos flechitas hacia arriba, estoy diciendo que los dos 00:12:08
Tienen el mismo spin 00:12:14
¿Vale? Eso no podéis ponerlo 00:12:17
Si uno lo ponéis hacia arriba 00:12:19
Otro lo tenéis que poner hacia abajo 00:12:20
Más un medio, menos un medio 00:12:22
Dos electrones 00:12:24
Me quedan seis electrones por colocar 00:12:25
El siguiente nivel es el 2s 00:12:27
¿Vale? 00:12:28
Entonces ahí coloco otros dos 00:12:29
De la misma manera que la anterior 00:12:31
Y luego, por ejemplo 00:12:32
Me faltan por colocar otra vez cuatro electrones más 00:12:33
Y entonces vamos al principio de máxima multiplicidad 00:12:36
Tengo cuatro electrones 00:12:38
Y digo yo, bueno, pongo dos en la primera 00:12:39
Dos en la segunda 00:12:41
Esa es la manía que tenemos de hacer 00:12:42
¿Vale? 00:12:43
Pues no, esto está mal. Máxima multiplicidad. ¿Por qué van a ponerse cuatro electrones juntos dejando una casa vacía? 00:12:43
Pues no, porque así no es eficiente energéticamente. ¿Qué hacemos? Los tres primeros que llegan se colocan uno, otro y otro. 00:12:51
¿Y qué le pasa al cuarto que llega? A ese no le queda más remedio que acoplarse. Se llama electrones apareados. 00:12:59
Más un medio, menos un medio. Dentro de un mismo orbital no puede haber dos electrones con el mismo spin. 00:13:06
¿Vale? Lo mismo para otro ejemplo, por ejemplo, el nitrógeno, que es Z igual a 7. 00:13:13
Bueno, que no se lo he dicho. 00:13:18
Esta configuración electrónica, que es la que poníais siempre, 00:13:19
es cuando a mí me piden que escriba la configuración electrónica, me dicen esta. 00:13:22
¿Cuándo tendremos que hacer esto de las cajitas? 00:13:26
Cuando me pidan los electrones desapareados. 00:13:28
Si a mí me preguntan, ¿cuántos electrones desapareados tiene el oxígeno? 00:13:31
Pues tiene uno y dos. 00:13:34
¿Por qué están desapareados? 00:13:35
Porque no tienen, solamente tienen colocado un spin hacia arriba. 00:13:37
Faltaría el spin contrario. 00:13:41
¿Vale? Esos son electrones desaparados. El oxígeno tiene en su estado fundamental dos electrones desapareados. 00:13:43
Y el nitrógeno, ¿vale? Su configuración electrónica, como la hacéis en cuarto, era 1s², 2s², 2p³, ¿vale? 00:13:49
Dos electrones, más un medio, menos un medio. Dos electrones, más un medio, menos un medio. 00:13:56
Y los tres electrones que llegan se colocan lo más desapareados posibles. 00:14:01
Son orbitales degenerados, por lo tanto, los electrones se deben colocar lo más desapareados posibles. 00:14:06
Uno aquí, otro aquí, otro aquí. Por lo tanto, el nitrógeno tiene tres electrones desapareados, ¿vale? 00:14:12
Aquí, en la parte de atrás, hay un link, que si queréis lo miramos, que es este de configuración electrónica. 00:14:20
Pues si te permito. 00:14:30
Y aquí, si os fijáis, podéis jugar con esto de los electrones. 00:14:33
Fijaros, este es el helio, ¿no? 00:14:38
Entonces, colocáis el orbital, 1s, ¿vale? 00:14:40
Pues tiene dos electrones, un electrón, fijaros, esto es lo que llamamos probabilidad, el electrón probablemente esté ahí, pero de vez en cuando fijaros que salta, está muy curioso, muy bien hecho en esta página. 00:14:43
¿Ves? Spin más un medio y otro electrón que se coloca con spin menos un medio, ¿vale? Lo hacemos, perfecto. 00:14:54
Vamos a la siguiente, el carbono, 6, pues decimos, el primer electrón se coloca en 1s, aquí. 00:15:05
aquí, el segundo electrón tiene que ir a 1s, el siguiente 2s y se coloca otro, fijaros, empezamos a tener 2s, aquí los ponen aquí los 2p, 00:15:11
los 2p estarían un poquito más arriba en energía, pero bueno, no vamos a quejar, nos quedan por colocar dos electrones, claro, yo tengo un 2p 00:15:25
y aquí podría poner los dos electrones que me faltan 00:15:34
pero si los pusiera 00:15:37
fijaros lo que pasaría 00:15:38
no estoy cumpliendo el principio 00:15:40
de máxima multiplicidad 00:15:43
entonces 00:15:45
lo que tengo que hacer es añadir otro 00:15:47
orbital, otro orientación 00:15:49
orbital, perdón, y ahí sí que 00:15:51
y ese está hecho, ¿vale? 00:15:53
y así podéis ir jugando con todos 00:15:55
está bastante detenido, la verdad 00:15:57
y aquí tenéis 00:15:59
la representación de los 00:16:02
diagramas de energías, ¿vale? Con cajitas. Esto simplemente para que veáis cómo se 00:16:05
van colocando. De aquí sale el diagrama de, de, de, de Aufwand, de, perdón, el diagrama 00:16:09
de Moller, ¿vale? Para, para saber ordenar energía. Este enlace, bueno, es para que 00:16:14
veáis la forma de los orbitales, pero es mejor el anterior, ¿eh? Y entonces, sabiendo 00:16:18
esto, vamos a ver los ejercicios, ¿vale? Entonces, los ejercicios los tengo aquí, 00:16:23
ejercicios de configuración electrónica 00:16:34
vale, os los sigo mandando 00:16:37
y son los de la página 00:16:38
¿dónde la he puesto? 00:16:40
son los de la página anterior 00:16:42
que no sé dónde la he puesto, perdonad 00:16:44
vale, genial, aquí 00:16:47
entonces 00:16:53
entonces el primer ejercicio 00:16:55
nos dice, que es el de junio de 2015 00:16:57
coincidente, bueno, me ha quedado un poco borroso la parte 00:16:59
de arriba, pero bueno, recordad que en 00:17:01
Wikipedia tenéis un montón de estos resueltos 00:17:03
nos dice que consideremos los átomos X e Y cuyas configuraciones electrónicas fundamentales 00:17:05
recordar que siempre que nos digan configuraciones electrónicas fundamentales 00:17:11
quiere decir configuraciones electrónicas colocadas por orden de energías estrictamente 00:17:15
son la última que se llena, al final es 3s1 y 4p4 00:17:20
nos pide que escribamos sus configuraciones electrónicas y razonemos cuáles son sus iones más estables 00:17:26
lo de los iones más estables 00:17:33
lo vamos a ver cuando veamos 00:17:34
la tabla periódica y energía de inundación 00:17:37
pero para ir adelantando un poco, sabéis que 00:17:38
los átomos en la tabla periódica 00:17:41
todos quieren ser como los gases nobles 00:17:43
entonces para eso lo que hacen es ganar 00:17:44
y perder electrones, entonces viendo que 00:17:46
este, y como, que decide que 00:17:48
gane o pierda electrones, lo que le cueste 00:17:50
menos energéticamente, para 00:17:53
un 3s1, tener su configuración electrónica 00:17:54
completa, sería ser 3s2 00:17:57
3p6, tendría que ganar 5 electrones 00:17:58
¿Qué le va a resultar más fácil a él? Perder un electrón. Sin embargo, para un 4P4, esta no es la última capa, 00:18:00
este es el último orbital, esta es su última capa realmente, bueno, la tenéis aquí abajo, es 4S2, 3D10, 4P4. 00:18:06
Para tener su última capa completa tendría que ser 4S2, 3D10, 4P6, ganar dos electrones o perder todos estos. 00:18:13
¿Qué le es más fácil a él? Ganar dos electrones. De ahí recordar que es cuando se forman los cationes y los aniones. 00:18:21
Pero bueno, vamos a lo que nos centra de la configuración electrónica. Escribas configuraciones electrónicas. 00:18:25
Nos pide la configuración electrónica completa, os lo he puesto ahí 00:18:30
Por lo tanto, simplemente tenéis que seguir el diagrama de Moller hasta el orbital 00:18:34
Que os dice que se llena el último 00:18:37
Quiere decir esto, que el 1s2 está lleno 00:18:39
Que el 2s2 está lleno 00:18:41
Que el 2p6 está lleno 00:18:43
Y por último es el 3s1, ¿vale? 00:18:44
En el i, un poco más complicado porque ya empieza a haber mezclas 00:18:47
Y ahí tenéis que tener cuidado, ¿vale? 00:18:49
Será 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6 00:18:51
Y después 4s2, 3d10 00:18:56
Y el último que nos ha dicho que es el 4P4, pues sí, es estado fundamental, quiere decir que todo lo interno está completo, entonces tiene que ser así, ¿vale? 00:18:58
Entonces, el siguiente apartado nos pide la energía, la longitud de onda necesaria para ionizar. 00:19:07
Recordar que ionizar es arrancar un electrón a un átomo, ¿vale? 00:19:14
Que ese electrón se vaya del nivel en el que está, el más externo, al infinito, que se vaya. 00:19:19
No que salte de un nivel a otro, no que haga una transición en una línea como veíamos antes, sino que se larga. 00:19:24
Entonces pasa de N3 a N infinito. 00:19:29
Entonces la variación de energía nos dicen que es 419 kilojulios partido mol. 00:19:32
Tener cuidado porque aquí nos lo da por mol. 00:19:37
Y recordar que esta variación de energía que era debida al tránsito del electrón de un nivel a otro, 00:19:40
en este caso sería del nivel 3 al nivel infinito, es por fotón, por un fotón. 00:19:47
Hay que hacer el cambio, ¿vale? 00:19:53
Entonces, 419 kilojulios por mol, sabemos que un mol de fotones son el número de ahogadores de fotones, 00:19:54
lo pasamos a julios para no tenerlo en kilojulios y nos da el valor 6,95 por 10 a la menos 19 julios por un fotón. 00:20:02
Como ya lo tengo por un fotón, aplicamos la ecuación de la variación de energía entre dos niveles del 1 al infinito. 00:20:09
¿Por qué no pongo la cuenta? Porque ya me están dando lo que vale la variación de energía. 00:20:16
Entonces, con esa variación de energía que ha salido de lanzarlo de 1 a infinito, pues ya sé la longitud de onda con la que voy a tener que incidir sobre el átomo X. 00:20:21
Despejando, bueno, pues nos da 2,85 polígono menos 7 nanómetros en un fotón, ¿vale? 00:20:34
Este es el ejercicio del 2005. 00:20:41
En el siguiente ejercicio nos dan estas configuraciones electrónicas y nos dice que cuáles de ellas no cumple el principio de exclusión de Pauli. 00:20:43
A ver, aquí lo primero que tendríais que, como siempre, enunciar el principio de exclusión de Pauli, ¿vale? 00:20:53
Dos electrones no pueden, en un átomo no pueden tener los mismos cuatro números cuánticos. 00:20:58
¿Otra manera de enunciarlo? Como lo he dicho antes, ¿vale? 00:21:04
en, no, no, este no es de Pauli, me estaba confundiendo, perdón, estaba diciendo el de máxima multiplicidad, 00:21:06
no, el de Pauli es este, dos electrones en un átomo no pueden tener los mismos cuatro números cuánticos, 00:21:13
bueno, pues vamos a ver la primera configuración, 1s2, 2s2, 2p7, nosotros sabemos esto, vale, 00:21:19
por lo tanto, a, no lo cumple el principio de exclusión de Pauli, ¿por qué?, porque en una órbita al p, 00:21:26
L puede valer 1, por lo tanto ML puede valer menos 1, 0 y 1, por lo tanto yo podría tener en ML dos electrones, en este ML otros dos electrones y en este ML otros dos electrones, como máximo seis electrones, me están diciendo que hay siete, no puede ser, ¿vale? 00:21:32
B tampoco lo cumple ya que el orbital S, L solo puede valer 0, ML solo puede valer 0 y MS puede ser o más un medio o menos un medio, solo puede tener dos electrones, ¿por qué? 00:21:49
Porque un tercer electrón tendría que repetir alguna de estas configuraciones y C y D si lo cumplen, si lo razonamos del mismo modo, C y D no tienen en S más de dos electrones, 00:22:02
Si quisiéramos poner el razonamiento para D, se haría del mismo modo, ¿vale? 00:22:12
Y lo siguiente que nos pregunta, las posibles combinaciones para un electrón en orbital 3D. 00:22:18
Entonces nos fijamos, el número de delante nos indica el nivel, nivel de energía 3. 00:22:23
El tipo de orbital nos dice el valor de L, cuando L es igual a 2 el orbital es D. 00:22:28
Y si L es igual a 2, pues ya sacamos todo lo que vale ML, menos 2, menos 1, 0, 1 o 2. 00:22:34
Y ms, más un medio, menos un medio, más un medio, menos un medio, más un medio, menos un medio, más un medio, menos un medio, y etc. 00:22:40
Importante, no pongáis más menos un medio. 00:22:47
¿Por qué? Pues porque no se pone más menos un medio. 00:22:50
Porque es más un medio para un electrón, menos un medio para otro electrón. 00:22:53
No es que un electrón pueda ser más menos un medio. 00:22:56
Es uno, uno, otro, otro. 00:22:58
¿Vale? 00:23:01
El de junio de 2014 nos dan el número atómico, volvemos a recordar que es el número de protones, 00:23:03
Que si el átomo es neutro 00:23:11
Coincide con el número de electrones 00:23:12
Y nos pide configuración electrónica 00:23:14
Y decir nombre y símbolo 00:23:15
A ver, para decir el nombre y símbolo 00:23:17
Cuando veamos la tabla periódica 00:23:19
A partir de la configuración electrónica 00:23:21
No sé si os acordáis de saber sacar grupo y periodo 00:23:23
El siguiente tema ya es 00:23:25
Que os explicaré la tabla periódica 00:23:28
Veréis que a partir de la tabla periódica 00:23:30
De la configuración electrónica 00:23:31
Se puede saber nombre, grupo 00:23:33
Es decir, posición donde está el elemento en la tabla periódica 00:23:34
Claro, vosotros os tenéis que aprender 00:23:36
En esa posición que elemento es 00:23:38
¿Vale? Aquí simplemente es Z igual a 3, 1S2 2S1, este es el litio, este es el último nivel, ¿vale? 00:23:40
Que se llama capa de valencia, este es el que me va a determinar dónde está el elemento en la tabla periódica, 00:23:47
la capa de valencia, la última capa llena, el último nivel, no el último orbital, el último nivel, ¿vale? 00:23:52
Z igual a 18 es 1S2 2S2 2P6, 3S2 3P6, este es el último nivel, fijaros que digo el último nivel, 00:23:59
el último orbital es P, pero el último nivel es 3s2 3p6, nivel energético N. 00:24:07
Este es el que nos va a determinar dónde está la tabla periódica, ¿vale? 00:24:13
Este ya os digo yo que es el argón, pero bueno, tendréis que saberlo, ¿eh? 00:24:16
El apartado B, dice, justifique cuál tiene el primer potencial de ionización mayor, 00:24:19
es del siguiente tema, es de las propiedades periódicas, ¿vale? 00:24:25
Pero ya os avanzo que sabemos que el potencial de ionización es la energía necesaria para arrancar un electrón. 00:24:28
En la tabla periódica todos quieren tener 00:24:33
La último nivel completo 00:24:35
Aquí el argón lo tiene, por lo tanto 00:24:37
Él no va a querer perder un electrón 00:24:39
Ni por asomo, sin embargo el litio 00:24:40
Pues no le importa 00:24:43
Porque si lo pierde se queda con su última capa completa 00:24:44
Entonces ya veis que el litio 00:24:47
Va a tener tendencia a perder 00:24:49
Electrón, energía de iniciación 00:24:51
Y será una energía de iniciación pequeñita 00:24:52
Porque él quiere, o sea, se vende muy barato 00:24:54
Digámoslo así, porque él quiere perder ese electrón 00:24:56
Sin embargo el argón 00:24:58
Aquí va a costar quitarle electrones 00:24:59
De hecho no tiene energía de infección en el argón 00:25:02
Si la tuviera sería muy grande, casi infinito 00:25:05
Porque es estable 00:25:08
Todos sus orbitales están completos 00:25:10
Si yo tengo mi edificio completo no quiero que se me vea ningún infilino 00:25:12
Eso está claro 00:25:14
Y por último el de 2013 es un poco largo 00:25:16
Pero no es complicado porque nos dicen 00:25:19
Que hagamos las configuraciones electrónicas 00:25:22
Aquí las tenéis hechas 00:25:25
Y luego nos dice que pongamos el número cuántico del último electrón de cada uno de ellos 00:25:26
A ver, 3s2. ¿Y quién es el último electrón? Pues uno de ellos. ¿Por qué? Porque no podemos saber cuál es. Estamos hablando de probabilidades. 00:25:30
Entonces, el último electrón lo que sí que sabemos es que se coloca en 3s. Y los números cuánticos de ese único electrón no son solamente cuatro números cuánticos. 00:25:40
Hay varias posibilidades. ¿Por qué? Porque no sabemos dónde está colocado ese electrón. ¿Vale? 00:25:48
Entonces, si el... 00:25:54
Ah, aquí puse una cosa mal, perdonad, os lo digo. 00:25:58
Este es S, si N es igual a 3, L puede ser 2, 1 y 0. 00:26:04
Por lo tanto, como nos dice que el orbital es S, L aquí solo puede valer 0. 00:26:09
ML solo puede valer 0 y MS más un medio menos un medio, ¿vale? 00:26:15
Esto de aquí abajo, si podéis, no sé si podré tacharlo. 00:26:19
Cacharlo, ¿vale? Esto está mal. 00:26:24
Los únicos números cuánticos que puede tener este son n igual a 3, l igual a 0, porque me dicen que el orbital es s, 00:26:29
ml igual a 0 y ms más un medio menos un medio. 00:26:37
Es decir, el electrón que se coloca en 3s puede ser 3, 0, 0 más un medio o 3, 0, 0 menos un medio, ¿vale? 00:26:41
perdona por haber puesto esto mal 00:26:51
el n 00:26:54
o esto no, fuera, fuera, fuera 00:26:59
aquí, mira 00:27:00
perdón 00:27:10
ct igual a 17 00:27:11
el último electrón está en 3p 00:27:14
vale, no sabemos en qué 3p 00:27:16
os lo he puesto aquí, no podemos saberlo 00:27:18
estamos hablando de probabilidades 00:27:20
bueno, pues entonces 00:27:21
ponemos las posibilidades que son 00:27:24
si n es igual a 3 00:27:25
y el orbital es P quiere decir que L es 1, por lo tanto ML será menos 1, 0 y 1 00:27:27
y MS será más 1 medio, menos 1 medio, más 1 medio, menos 1 medio, más 1 medio, menos 1 medio, ¿vale? 00:27:34
Entonces, ¿qué posibilidades tiene el último electrón que se coloca en 3P? 00:27:40
Pues tiene 6 posibilidades, ¿cuál es la suya? 00:27:44
¿Y cómo lo vamos a saber si no vemos el electrón? 00:27:46
Solo sabemos posibilidades, puede ser 3, 1, menos 1, más 1 medio, 3, 1, menos 1, menos 1 medio, 00:27:49
3, 1, 0 más un medio 00:27:56
3, 1, 0 menos un medio 00:27:58
3, 1, 1 más un medio 00:28:00
3, 1, 1 menos un medio 00:28:03
Y con Z igual a 18 00:28:05
Como el último electrón también se coloca en un 3P 00:28:07
Sus posibilidades son exactamente las mismas que para este 00:28:09
¿Vale? 00:28:13
Entonces 00:28:15
A ver si 00:28:15
Espero 00:28:17
Haberos ayudado con esto 00:28:20
¿Vale? 00:28:23
Cualquier duda 00:28:23
Autor/es:
Ana Castro Baz
Subido por:
Ana C.
Licencia:
Reconocimiento
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Fecha:
17 de agosto de 2023 - 23:30
Visibilidad:
Clave
Centro:
IES SIMONE VEIL
Duración:
28′ 26″
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