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Estructura atómica - Contenido educativo

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Subido el 14 de octubre de 2025 por Laura B.

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Empezamos con el tema de estructura atómica. 00:00:01
Lo primero que tenemos que saber son los dos números atómicos o del átomo fundamentales. 00:00:05
Uno es el número atómico, Z, que es el número más importante porque es el que define al elemento, es como su DNI. 00:00:12
En el sentido de que es único, el carbono tiene un número, el oxígeno tiene un número y no puede ser otro. 00:00:20
O sea, si es Z igual a 6, es el carbono. Y es el carbono siempre, ¿vale? Si es Z igual a 1, es el hidrógeno. Y siempre es el hidrógeno su DNI, no hay otro más. El hidrógeno es 1. Y ya está, y no puede haber 2 con el mismo DNI, pues no puede haber 2 con el mismo Z, ¿vale? Define el elemento. 00:00:29
Ese número es el número de protones que tiene. 00:00:51
O sea, si tiene un protón, es hidrógeno. 00:00:53
Si tiene dos protones, es helio, y así. 00:00:55
No hay, vuelvo a repetir, dos elementos con el mismo número atómico. 00:00:59
No puede ser que uno sea para el hidrógeno y para el carbono, no. 00:01:02
Uno es el hidrógeno y punto. 00:01:07
Y luego está el número másico, que es el número de protones y neutrones. 00:01:10
O sea, A es el número de protones, que habíamos visto que es lo mismo que Z, y los neutrones. 00:01:13
Para indicar un elemento se ponen con esta nomenclatura, por ejemplo, el carbono 12 se escribe así. ¿Qué quiere decir esto? Pues que tiene 6 protones y 12 menos 6, 6 neutrones, ¿vale? El carbono 14 sería así y sabemos que tiene Z igual a 6, por lo tanto, 6 protones, A igual a 14, por lo tanto, 14 menos 6, 8 neutrones, ¿vale? 00:01:20
A es el número másico porque es lo que pesa el núcleo y esto sí puede haber dos iguales porque puede haber dos personas que pesen 40 kilos, sí, bueno 40 es a lo mejor muy poco, 60 kilos, pues sí, entonces esto sí se puede repetir. 00:01:46
¿Puede haber dos elementos distintos que tengan 14 de número básico? Sí, porque pueden tener, uno a lo mejor tiene 6 protones y 8 neutrones y otro tiene al revés, 8 protones y 6 neutrones, pues podría ser, ¿vale? Los dos suman 14, pero uno es el carbono y otro es el oxígeno, entonces puede ser, ¿vale? Que sean diferentes. 00:02:03
Este ejercicio lo he hecho en clase. A esto que tienen, hemos dicho que no puede haber dos elementos con el mismo DNI, pero sí que lo que puede pasar es que dentro del mismo elemento tengan distintos neutrones. 00:02:27
Dos átomos de carbono, uno tenga, como hemos visto, 14 de número básico y otro 12, porque uno tiene 6 protones, en este caso, y 6 neutrones, y otro tiene 6 protones y 8 neutrones, ¿vale? Son del mismo elemento, pero tienen distinto número de neutrones. Esto es lo que se llama isótopos, ¿vale? Los isótopos. 00:02:43
Se descubrieron porque, bueno, pues vieron haciendo un experimento con tubos de descarga del neón 00:03:07
que había unos que tenían una masa de 20 y otros que tenían una masa de 22. 00:03:15
Entonces, esto indicaba que el neón contenía dos tipos de átomos diferentes 00:03:22
en el sentido de que uno tiene más neutrones que otro, ¿vale? 00:03:26
Y la abundancia en la naturaleza es diferente. 00:03:31
O sea, la mayoría es del tipo que tiene 20 y luego tenemos un poquito que tiene 21 y un 8,8% que tiene de masa atómica 22. 00:03:33
O sea, que dentro del neón tenemos tres isótopos. Neón, que los dos tienen 10 de protones, pero uno tiene 20 de número másico, otro tiene 21 y otro tiene 22. 00:03:48
¿Qué significa esto? Pues que van a tener 10, estos son 10 protones, ¿vale? Para todos. Pero 20 menos 10 son 10 neutrones, 21 menos 10 son 11 neutrones y 22 menos 10 son 12 neutrones. 00:04:12
Hay una regla en la naturaleza que es que el elemento es más estable cuando más se parecen los números de protones y neutrones. Entonces, este es muy estable, por eso la mayoría es de este tipo. Pero bueno, no quiere decir que no haya más tipos de neón. Sigue siendo neón, sigue siendo neón, pero tienen más o menos neutrones y eso es lo que llamamos isótopos. 00:04:32
Entonces, isótopos, ¿qué significa que están en el mismo lugar de la tabla periódica? 00:04:58
Porque claro, son los tres neón, por ejemplo 00:05:03
Vuelvo a repetir, isótopos son las distintas clases de átomos que forman un elemento 00:05:06
que tiene el mismo número atómico, o sea, el mismo Z, el mismo número de protones 00:05:12
pero distinto número másico, es decir, que tienen distinto número de neutrones 00:05:16
¿Por qué? O sea, ¿en qué influye esto, por ejemplo, en la tabla periódica? Pues que el número que tenemos en la tabla periódica de A para A nos sale decimal, como en este caso que salía 20,18. 00:05:21
20 con 18, dices, si esto es la suma de protones y neutrones, mal vamos, porque ¿qué tiene? ¿medio cuarto y mitad de neutrón? 00:05:39
Pues no, es porque es una media ponderada, o sea, lo que haríamos es, en este caso, por ejemplo, que sabemos las abundancias para calcular la masa del león 00:05:48
Lo que haríamos es hacer su número atómico por la abundancia de cada uno, 21 por 0,2 más 22 por 8,8 y dividimos entre 100 por 100 y esto es lo que nos va a dar el 20,18 que es el número que ponemos en la tabla periódica. 00:05:57
se acerca más al 20 00:06:18
porque claro, el 90% 00:06:21
de todo el neón que hay en la naturaleza 00:06:23
es de tipo 20, por eso el número total 00:06:25
sale más cerca del 20 00:06:27
no hacemos la media aritmética 00:06:28
de sumar los números y dividir entre 3 00:06:29
porque no tendría sentido 00:06:33
porque del que más hay es este 00:06:34
y eso se tiene en cuenta multiplicando por su abundancia 00:06:35
vale 00:06:38
aquí teníamos ejercicios 00:06:40
mandé alguno para casa 00:06:42
y paso a explicar un poquito 00:06:44
la estructura electrónica del átomo 00:06:46
vale, pues lo que tenemos 00:06:48
es que, bueno, Newton ya 00:06:50
descubrió 00:06:52
que la luz blanca 00:06:54
se descompone en el arco iris 00:06:56
¿vale? 00:06:58
y que era un espectro continuo 00:06:59
o sea, que iba pasando como los colores 00:07:02
de rojo a violeta 00:07:04
en gradiente 00:07:06
y como continuo 00:07:07
que no había huecos 00:07:10
¿vale? 00:07:12
Estos son ondas, porque al final la luz es ondas. Entonces, a la onda podemos asignarle una frecuencia de la onda. Aquí tendríamos la frecuencia del rojo hasta el violeta. Son ondas. 00:07:16
Igual que no podemos describir por frecuencia, no podemos describir por la longitud de la onda, lo que mide la onda. Aquí tenemos la primera fórmula fundamental. 00:07:32
que la velocidad de la luz es la longitud de onda por la frecuencia. 00:07:46
¿Por qué? Porque velocidad es igual a espacio partido por tiempo. 00:07:51
Entonces, fijaros que esto se mide en metros y esto se mide en segundos menos uno. 00:07:57
Entonces, claro, queda metros por segundo, que es la unidad de la velocidad, 00:08:01
que es una manera de acordarse, porque esto se puede ver de otras maneras, 00:08:07
pero lo vamos a ver así como por la definición de velocidad y hay que saber que la velocidad de la luz son 3 por 10 elevado a 8 metros por segundo, ¿vale? 00:08:11
Este es un dato de una constante que hay que saberse. 00:08:20
Bien, ¿cómo es esto del espectro visible? Es lo que vemos, o sea, a nosotros nos parece que los colores son muy importantes porque es lo que nosotros vemos con los ojos, 00:08:24
pero es una parte bastante pequeñita de todo lo que son las ondas electromagnéticas porque solo es esta parte. 00:08:32
Fijaos que hay muchas más ondas de infrarrojo, pero como no las vemos, no las hemos definido en colorines ni nada, ni las hemos partido de ninguna manera. 00:08:40
Entonces hemos dividido todo el espectro de ondas electromagnéticas que hay, que son como las del visible, pero extendiéndola a lo que no vemos también con los ojos. 00:08:50
Sí que podemos sentir, por ejemplo, el principio del infrarrojo, lo podemos sentir porque es el calor. De hecho, lo vieron así, que a partir del rojo vieron que se calentaba donde estabas. No lo veían, no veían color, pero algo tenía que estar pasando porque el papel se ponía caliente o lo que fuera donde estaban proyectando se ponía caliente en esta parte y en esta parte no. 00:09:01
Entonces, claro, vieron que el infrarrojo tenía que ver con el calor. 00:09:27
Y por eso, bueno, tienen las gafas de infrarrojo que detectan el calor humano y todas estas cosas. 00:09:30
Bueno, pues ahí tenemos el infrarrojo, que digo, no lo tenemos dividido en partecitas, 00:09:35
porque como no lo vemos, pues no nos importa, pero también tiene sus frecuencias que podríamos dividir, ¿vale? 00:09:39
Va desde, fijaos, 10 a la menos 3, un poquito más, hasta 10 a la menos 6, un poquito más. 00:09:44
Luego tenemos las microondas, que son las del horno microondas y las ondas de radio. 00:09:52
Estas son ondas, cuanto más a la izquierda vamos más grande se hace la onda, o sea más 00:09:56
se estira la onda por así decirlo, más crece la longitud de onda y cuanto más hacia la 00:10:03
derecha vamos más pequeña se hace, por eso se dice onda larga y onda más corta, porque 00:10:08
tiene longitud de onda más corta. 00:10:16
¿Qué hay más allá del visible? 00:10:17
Ya más allá del visible empezamos con las ondas ionizantes, que son más energéticas y entonces nos causan problemas. De aquí para allá no hay problema de exposición. 00:10:21
El microondas es verdad que tiene la frecuencia de vibración del agua y por eso se calientan las cosas y por eso, pues hombre, dado que somos un 70% de agua, pues igual si nuestras moléculas se ponen a vibrar también, pues yo qué sé. 00:10:34
pero cáncer y esas cosas no produce 00:10:48
porque no es ionizante 00:10:51
en cambio a partir de aquí sí 00:10:52
a partir de aquí sí, de hecho los ultravioleta 00:10:54
los UVA y los UVB 00:10:56
que es ultravioleta A y ultravioleta B 00:10:59
pues ya sabemos que causan cáncer de piel 00:11:02
que por eso hay que ponerse protección 00:11:04
siempre, no, no siempre 00:11:07
alguno se salva 00:11:10
entonces bueno 00:11:11
pero según vayamos más energía 00:11:12
los rayos X a una determinada cantidad 00:11:14
de exposición 00:11:17
todo el mundo coge cáncer 00:11:18
¿vale? porque son más ionizantes 00:11:20
y los rayos gamma de primeras 00:11:21
o sea, un rayo gamma ya te produce ya 00:11:23
cositas, ¿vale? es lo que sale por ejemplo 00:11:25
con las bombas atómicas 00:11:27
y otras cosas, entonces 00:11:28
muy ionizante, y longitud de onda 00:11:31
muy cortita, ¿vale? 00:11:33
muy cortita 00:11:35
más, pues si quieren haciendo 00:11:36
experimentos con los 00:11:41
espectros, entonces se dieron cuenta que 00:11:43
si no cogían el sol, Newton estudió como el sol 00:11:45
¿vale? para 00:11:47
sacar este espectro. Bueno, pues ahora 00:11:48
empiezan a estudiar y ahora solo le ponen hidrógeno 00:11:51
a un tubo. Ya no cogen el sol y lo dividen 00:11:53
para el arco iris, sino que ponen solo 00:11:55
un hidrógeno. Y entonces le sale un espectro 00:11:57
que ya no es continuo, ya no es 00:11:59
así todos los colorines seguidos. 00:12:01
De repente le salen líneas 00:12:03
con colores, pero 00:12:05
separadas. Es un espectro 00:12:06
discontinuo, porque fijaos que entre medias no hay 00:12:09
nada. 00:12:11
Entonces, es un espectro 00:12:13
discontinuo. 00:12:15
Y este espectro es una huella dactilar. El hidrógeno tiene estos colores puestos a esta distancia cada uno y solo el hidrógeno los tiene colocados así. Si cogemos otro elemento, pues tendrá colocado las rayas en otros lugares. Esto es medida de longitud de onda, de la distancia esta de cómo lo colocaríamos aquí, donde estaría cada línea de estas aquí, en su longitud de onda, su frecuencia. 00:12:16
Vale, pues es también una huella dactilar, en el sentido de que cada elemento tiene su huella. 00:12:45
Si vemos estas líneas así colocadas, sabemos que lo que estamos viendo es el espectro del hidrógeno. 00:12:50
Por eso cada uno da un color, por eso se dicen las luces de neón y que tienen un color característico. 00:12:55
Bueno, pues si fuera otro gas, pues tendría otro, porque cada uno tiene su propio espectro. 00:13:02
Vale, si en vez de coger y hacer directamente el hidrógeno que le hacemos pasar electricidad y que salga el espectro, ponemos dentro, o sea, hacemos pasar luz blanca a través de una muestra de hidrógeno, lo que va a pasar es que el hidrógeno se va a quedar justo, va a absorber la luz justo en los lugares donde antes teníamos las líneas del hidrógeno de visión. 00:13:08
entonces vamos a ver líneas negras 00:13:34
donde antes estaban las de colores del hidrógeno 00:13:37
por eso este se llama de absorción 00:13:39
porque absorbe la luz blanca 00:13:42
que la luz blanca si no ponemos nada de por media 00:13:44
nos saldría el arcoíris de antes todo continuo 00:13:48
pero si le ponemos el hidrógeno entre medias 00:13:50
nos sale que el hidrógeno absorbe justo 00:13:52
sus líneas de su huella dactilar 00:13:55
de su espectro 00:13:59
bueno pues esto lo estudiaron muchísimo 00:14:00
el primero Balmer 00:14:03
y encontró que podía hacer una relación de onda 00:14:05
entre 00:14:07
las longitudes de onda que venía 00:14:08
con el modelo 00:14:12
atómico de Bohr 00:14:14
explicando que 00:14:15
lo que pasaba era que saltaban de nivel 00:14:17
pero para eso voy a pasarme al 00:14:20
es que es un poco difícil porque 00:14:21
aquí sacan 00:14:25
esta fórmula que no la entienden 00:14:28
muy bien y luego con el modelo de Bohr 00:14:30
si se entiende bien 00:14:32
Entonces, bueno, creo que voy a ir un poco para adelante y luego para atrás. Cronológicamente va primero Balmer y luego Bohr, pero yo creo que se entiende mejor si explicamos el modelo de Bohr y luego volvemos para atrás. 00:14:33
porque es verdad que estos espectros y esta explicación de los espectros 00:14:48
hace que el modelo de Rutherford se venga abajo y salga el de Bohr 00:14:53
pero claro, pues hay que pasar por unas cosas para verlas 00:14:57
no sé, me parece más fácil explicarlo así aunque cronológicamente no sea verdad 00:15:01
el modelo de Bohr dice que los electrones giran en órbitas circulares estables 00:15:09
donde al moverse no pierden energía 00:15:15
Nosotros teníamos el núcleo donde están los protones y los neutrones, en el núcleo, aquí, y alrededor, en órbitas planetarias circulares, estarían los electrones girando en órbitas estables, órbitas donde no se pierde energía, al girar no pierden energía. 00:15:17
¿Por qué no pierden energía? Porque en esas órbitas son órbitas especiales en las que la energía tiene unos valores determinados y por eso es especial, no vale cualquier valor. A estas órbitas las llamó niveles de energía. 00:15:47
Entonces este sería el nivel 1, el nivel 2, lo represento por la letra N. Cuanto más alejado esté, mayor será su energía. N3, N4 y así. 00:16:01
Y un electrón puede saltar de un nivel a otro emitiendo energía. La energía que le sobra la emite como un fotón, ¿vale? Como un fotón. 00:16:14
Y al revés, puede subir de un nivel a otro absorbiendo un fotón. Absorbe la energía de un fotón, quiere decir de la luz, de un cuento de luz, y con eso consigue pasar a un nivel superior. 00:16:34
Aquí está así como bien explicado y la fórmula que tenemos es que la energía que absorbe o que desprende es la constante de Planck por la frecuencia que tiene ese fotón. 00:16:49
Aquí también. Esa es la fórmula. ¿Cómo sería esto? Pues esto sería, por ejemplo, un átomo de sodio donde tenemos ahí nuestro núcleo y los electrones giran sin problema, sin emitir energía, sin nada en sus órbitas. 00:17:06
Solo emiten y absorben energía cuando pasan de una órbita a otra. De una superior a una inferior o de una inferior a una superior. El modelo de Bohr solo explicaba el espectro del hidrógeno porque se hizo para explicar estos espectros. 00:17:24
Entonces, ahora vuelvo para allá, para lo que estudiaron Balmer y todos estos. Estos se centran en decir, ¿vale? Encuentro que el espectro, la longitud de onda que tiene asociada la luz que estoy midiendo en el espectro, ¿vale? 00:17:41
Bien asociada con los niveles de los que voy al que vengo, ¿vale? 00:17:57
Entonces, por ejemplo aquí, esto es lo que hizo Valverde, que lo estudió solo para los que parten desde el nivel 2, ¿vale? 00:18:10
Aquí sería generalizado para cualquier nivel, ¿vale? Para cualquier N1. 00:18:18
Y esta R es la constante de Rydberg, que nos da falta aprendérsela, es la constante de Rydberg. Esto es si uso la fórmula para hallar longitudes de onda. 00:18:25
Si lo hallo con las frecuencias, como yo sé que C es lambda por la frecuencia 00:18:38
Pues vería que realmente la constante esta la tengo que corregir 00:18:48
Porque dentro de ella estaría la velocidad de la luz 00:18:52
Entonces me va a salir otro valor que es este 00:18:57
Pero insisto, no hay que sabérselo 00:18:58
Porque te lo dan y os lo daré en el examen si hacemos un ejercicio 00:19:01
Bueno, pues es que realmente lo que pasó es que esto lo estudiaron muchas personas. 00:19:08
Valver fue el primero que estudió la serie de n1 igual a 2, 00:19:15
y n2 podía ser 3, 4, cualquier cosa que fuera mayor que 2, pero hay más. 00:19:22
Liman estudió la que era de n1 igual a 1, Pash en la de 3, Brack en la de 4, Pfun en la de 5, 00:19:28
Y hay veces que no nos dicen N1, pero nos dicen que según la serie de Paschen. Entonces tenemos que saber que es N igual a 3. Si nos dicen que es la de Bracken, pues hay que saber que es N1 igual a 4, es N1 igual a 5. 00:19:36
Hay que sabérselo porque en algunos problemas no te dicen cuál es el N1, pero te dicen de qué persona es. Entonces hay que saber el científico que va asociado a qué N1. 00:19:54
Vale. Este lo hago luego en clase. Quiero seguir explicando la hipótesis de Planck, que es el padre de la teoría cuántica. Dice que los cuerpos emiten o absorben energía en paquetes o cuantos de energía. 00:20:06
Es decir, que la energía está cuantizada, que no es un continuo la energía, sino que hay un mínimo de energía y la suma de esos mínimos de energía nos hace parecer, como son tan pequeñitos, cuando lo ponemos todo junto parece que es un continuo la energía, pero no lo es. 00:20:23
Hay una unidad pequeña y ese paquetito pequeñito es el que se llama cuanto de energía. 00:20:42
La energía de un cuanto viene determinada por la frecuencia que tiene ese cuanto de energía. 00:20:49
Entonces, la energía, volvemos a decir, es la constante de Planck, como se la inventó él, 00:20:54
pues la constante de Planck, aquí tenéis el valor, por la frecuencia. 00:20:59
Vale, como la energía está cuantizada, los átomos no absorben cualquier cantidad de energía, sino que serán sólo múltiplos de este cuanto de energía, ¿vale? 00:21:03
Por eso decimos otra vez que la energía está cuantizada. Pues ha cogido 5 cuantos, pues 5 por la energía del cuanto. Ha cogido 6 cuantos, pues 6 por la energía del cuanto, 10, 100, lo que sea. Pero múltiplos enteros del valor mínimo de la energía del cuanto. 00:21:19
Vale, esto lo hago después y entonces ya estábamos aquí que había explicado el átomo de Bohr, ejercicios para después, bueno, entonces Bohr estudió solo el átomo de hidrógeno pero luego ya empezaron a estudiar más, entonces Sommerfeld añade que las órbitas no son circulares, que eran elípticas, 00:21:34
Siman descubrió que había un desdoblamiento de las líneas realmente 00:21:58
cuando se ponía un campo magnético 00:22:02
y que podían tener distinta orientación espacial 00:22:05
y estos dos científicos descubrieron 00:22:08
que el electrón giraba como la Tierra sobre su eje 00:22:11
en inglés se dice spin 00:22:14
cuando das vueltas sobre ti mismo 00:22:17
y bueno, pues esto es spin 00:22:20
con todo esto, ya no solo lo de Bohr 00:22:22
sino todos los descubrimientos que se habían visto después 00:22:25
Pues claro, el modelo de Bohr no podía tener todo esto en cuenta, el desdoblamiento de las líneas, con campo magnético, el que el electrón diera vueltas sobre sí mismo, con lo que necesitan poner otro modelo atómico. 00:22:28
Además, de Broglie dice que la materia y la radiación deberían poseer propiedades tanto de partículas como de ondas 00:22:44
La dualidad partícula-onda 00:22:55
Y lo vieron un año después, Davison y Gerber pudieron hacer figuras de difracción de electrones 00:22:58
O sea, hacían pasar electrones por una rayita y obtenían en vez de... 00:23:07
O sea, si tú haces pasar electrones por una rendija, lo normal es que te saliera una tira detrás, pero resulta que no le salía una tira, le salían varias. 00:23:12
Y esto es un fenómeno de interferencia de ondas. Es lo que pasa cuando tú tienes una onda que se suma a otra onda, pues como se sume tendrás máximos y tendrás mínimos. 00:23:23
y entonces vuelves a tener, los máximos eran estos, los mínimos eran estos, 00:23:35
luego habrá algunos que tengas que son menos intensos, pero están ahí, 00:23:39
este es súper intenso, este menos, porque según se suman los máximos o qué va a variar. 00:23:43
Por lo tanto, los electrones que parece que son bolitas pasando a través de una rendija 00:23:49
no dan una sola, como si hago pasar bolitas, parece pelotas por un hueco, 00:23:54
parece que todas van a dar en la misma línea. 00:24:01
Pues, curiosamente, daban en líneas que no era justo la que venía de frente, de donde les hacían pasar, porque no eran partículas solo, eran también ondas, ¿vale? Por esto de la dualidad onda-partícula. 00:24:03
Bueno, esto era así un poco raro todo y entonces con el modelo de Bohr no lo podían explicar 00:24:18
Bueno, pues Heisenberg, Schrödinger y Dirac desarrollan la mecánica cuántica 00:24:24
Basándose en la teoría cuántica de Planck, de los cuantos de energía, etc. 00:24:32
Hacen unas ecuaciones y la solución de estos son unos números que se llaman los números cuánticos 00:24:39
con los que podemos definir a los electrones perfectamente bien en el átomo. 00:24:45
Y además tenemos el principio de incertidumbre Heisenberg, 00:24:50
que es el de que es imposible conocer simultáneamente y con precisión 00:24:56
la posición y la velocidad de un electrón en el átomo. 00:25:02
Es decir, que por muy bien que yo mida, esto es muy raro porque en la vida real sí que podemos, 00:25:06
Es el principio del radar, tú vas con tu coche y entonces pueden decir exactamente que estabas en esta posición y que llevabas la velocidad no sé cuántas y entonces por eso te pones la multa, 00:25:11
porque estabas justo pasando por donde decía el límite de velocidad 100 y tú pasabas a 120. 00:25:23
Pero lo que es verdad en la vida real nuestra no es verdad en la mecánica cuántica. 00:25:29
Y en la mecánica cuántica, cuando intento medir con mucha precisión la posición de una partícula, la velocidad la mido fatal. Y al revés, cuando intento medir con mucha precisión la velocidad, el error de la medida de la posición se hace horrible. 00:25:35
Entonces, bueno, ya no podemos hablar de cosas exactas, de dónde están las cosas, sino de zonas de probabilidad de encontrarlo. 00:25:55
Porque de verdad, de verdad, no podemos hablar con seguridad de... ¿El electrono está ahí? No. 00:26:03
Podemos hablar en una zona, más o menos, por aquí. ¿Vale? Por eso, porque no podemos definir su posición bien. 00:26:08
Bueno, pues estos números cuánticos, el primero que tenemos es el n. Este es el nivel de energía que decíamos, lo del n1, que no sé cuántos, n2, ¿vale? 00:26:15
Este es el nivel de energía de las órbitas, si lo vemos así en el modelo de Bohr de las órbitas, 00:26:24
pues este n1, n2, tal, esto es el nivel de energía que sería como la órbita, ¿vale? 00:26:29
Lo que pasa es que ya no lo llamamos órbita, porque ya sabemos que no son planetas, 00:26:35
porque no todas estas cosas de la mecánica cuántica, ¿vale? 00:26:38
Entonces ahora sabemos que lo vamos a llamar orbitales, porque me dé órbitas orbitales, ¿vale? 00:26:43
Y, bueno, pues van a ir de 1 hasta infinito, todos los que sean. Luego tenemos el número cuántico secundario o azimutal, ¿vale? Que viene relacionado también con la energía, pero en menor medida. 00:26:50
Y L va a ir desde 0 hasta N-1, ¿vale? De 1 en 1. Es decir, que puedo tener L igual a 0, y esto es lo que se llama orbital tipo S, L igual a 1, orbital tipo T, L igual a 2, orbital tipo D, y L igual a 3, orbital tipo F. 00:27:02
el tercer número cuántico que tenemos es el número cuántico magnético 00:27:22
que está relacionado con las posibles orientaciones espaciales de los orbitales 00:27:26
este es el que descubrieron cuando lo de que se desdoblaba estas cositas 00:27:30
cuando aplicabas campos magnéticos, por eso es el número cuántico magnético 00:27:35
y este va desde menos L hasta más L 00:27:42
de 1 en 1 y pasando por el 0 00:27:44
y por último el número cuántico del spin 00:27:47
como habían descubierto que el spin también 00:27:51
se movía sobre sí mismo 00:27:53
pues si se movía hacia allá 00:27:58
le ponemos una flechita para arriba 00:28:00
y si se mueve hacia allá 00:28:02
le ponemos una flechita para abajo 00:28:04
y esto se representa con más un medio 00:28:06
y menos un medio 00:28:10
que es simplemente para donde gira 00:28:11
sobre sí mismo 00:28:14
Bueno, pues hicieron un estudio de los niveles de energía, de cuánta era la energía de cada nivel, y los niveles sí que salen, que el nivel 1 es el más bajo de energía, el nivel 2, el nivel 3, el nivel 4, pero dentro de cada nivel tenemos subniveles. 00:28:17
Dentro de un nivel 1 tenemos un nivel solo 1s, dentro del nivel 2 tenemos 2s y 2p, dentro del nivel 3, 3s, 3p y 3d, dentro del 4, 4s, 4p, 4d y 4f, y lo curioso es que no van bien, bien, bien en orden, sino que el 4s tiene menos energía que el 3d, ¿vale? 00:28:34
Y entonces, pues los electrones al ir ocupando niveles de energía, los van a ir ocupando de menos energía más, o sea que el 4S va a ser ocupado antes que el 3D. 00:28:54
Vale, eso se dieron cuenta. ¿Cómo se representan los orbitales? Pues, ¿qué serían las zonas estas de mayor probabilidad de encontrar electrón? 00:29:09
Pues veis que los S son como bolas, esferas. Los P son como dos lóbulos enfrentados según el eje X, Y y Z. Pero aquí tenemos todas las figuras que queramos. 00:29:19
Los orbitales S, veis que son como esferas, lo que pasa es que se van haciendo como más complicadillas según avanzamos. 00:29:37
Los P son esto de que están enfrentados así en los ejes, ¿vale? 00:29:47
Aquí los tenéis. Los D, muchas formas diferentes y los F, más formas diferentes. 00:29:52
¿Cómo hacemos esto de...? ¿Por qué son estos los números así? ¿Por qué son los L así como hemos visto? 00:29:58
Bueno, pues que por el principio de exclusión de Pauli, en un átomo no puede existir dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales 00:30:10
O sea, no puede repetir número, ¿vale? Entonces, lo que tenemos es que es como una casa que la vamos a ir llenando, ¿vale? Aquí está explicado, pero quiero mejor ponerlo por aquí. 00:30:19
Yo cuando quiero hacer la configuración electrónica lo que quiero ver es los electrones que yo tengo 00:30:39
Por ejemplo, si estoy haciendo el sodio, que es Z igual a 1 00:30:45
Tiene 11 protones y si está en su estado neutro tendrá 11 electrones también 00:30:49
Entonces quiero colocar estos 11 electrones en sus niveles de energía, en sus orbitales, bien colocaditos 00:30:54
Es lo que sería de colocarlos así en sus órbitas 00:31:01
Lo que pasa es que ahora sé que dentro de cada órbita hay más subniveles. A mí me gusta explicarlo como una casa. Entonces, los niveles son los pisos de la casa. Este sería el n igual a 1, el primer piso, el segundo piso, el tercer piso y el cuarto piso. Y así todos los pisos que queramos, ¿vale? 00:31:05
En el nivel 1, pues solo voy a tener un tipo de casa. En el nivel 1, en el bajo, solo tengo el tipo de apartamento S. En el nivel 2, pues tengo dos tipos de apartamento. Tengo el S y el P. 00:31:25
son dos tipos de apartamento 00:31:44
el nivel 3 es una casa un poco rara 00:31:48
porque vamos a más apartamentos 00:31:50
según vamos para arriba 00:31:51
cuando suele ser al revés 00:31:53
que el ático está solo ahí 00:31:53
y es maravilloso 00:31:55
pero bueno, el átomo no tiene por qué ser 00:31:56
la realidad de los pisos 00:32:00
pues aquí tenemos apartamentos tipo S 00:32:01
apartamentos tipo P 00:32:03
y apartamentos tipo D 00:32:05
y en el cuarto nivel 00:32:07
pues tendríamos ya de todos los que hay 00:32:10
Que son S, P, D y F 00:32:12
¿Cómo me acuerdo yo de los que hay? 00:32:22
Pues sopa de fideos 00:32:25
Y bueno, esta manera de llenarse 00:32:26
Que os decía que es un poco rara 00:32:34
Nos podemos acordar con el diagrama de Möller 00:32:35
Que se llena, veis que esto sería el 1S 00:32:38
2S, 2P, 3S, 3P, 3D, 4S, 4P, 4D, 4F, ¿vale? Si los ordenamos así, 1S, 2S, 2P, 1S, 2S, 2P, 3S, 3P, 3D, 3S, 3P, 3D, 4F, y a partir del 4 ya todos tienen hasta F. 00:32:42
Bueno, y más, pero vamos 00:33:05
¿Qué vamos a hacer? 00:33:08
Pues las rayas indican, estas flechas indican el orden de llenado 00:33:13
Entonces, si lo colocamos así, pondríamos 00:33:18
Este sería el orden de llenado 00:33:21
¿Qué quiere decir? 00:33:23
Pues que si yo, por ejemplo, quiero hacer la configuración electrónica del sodio 00:33:24
Empiezo a llenar y empiezo a llenar por el S 00:33:28
1S, luego sigo por el 2S, luego sigo por el 2P 00:33:30
luego sigo por el 3S 00:33:33
luego por el 3P, luego por el 4S 00:33:35
que veis que me cumple 00:33:37
que después del 3P viene el 4S 00:33:39
luego el 3D 00:33:41
porque luego viene el 3D, luego viene el 4P 00:33:43
luego viene 00:33:45
vendría el 5S 00:33:47
¿vale? 00:33:49
y así, entonces este es el orden de llenado 00:33:51
¿qué quiere decir orden de llenado? 00:33:53
que si yo tengo que colocar los electrones 00:33:55
los electrones imaginaos que son como 00:33:57
como personas que yo quiero 00:33:58
poner en mi hotel este 00:34:01
de las habitaciones raras. Pues yo, como por el principio de Pauli no puedo tener los números 00:34:03
cuánticos iguales, quiere decir que en cada uno de estos habitaciones me van a caber un 00:34:09
número determinado de... Y lo voy a poner aquí con una transparencia más porque me 00:34:20
Me explico mejor si tengo más espacio. 00:34:25
Entonces, aquí. 00:34:27
Me vuelvo a hacer mi casita esta que tenía. 00:34:32
n igual a 1, n igual a 2, n igual a 3, n igual a 4. 00:34:39
Vale. 00:34:49
Entonces, yo voy a ver, para n igual a 1, voy a ver los números cuánticos que tengo. 00:34:50
Para n igual a 1, yo sé que tengo que sacar un l, un m y un s 00:34:57
Vale, l habíamos dicho que va desde 0 hasta el n-1 00:35:03
Vale, pues desde 0 hasta n-1, 0 00:35:10
Pues desde 0 hasta 0 solo hay 0 00:35:17
Así que ya directamente aquí l puede ser solo 0 00:35:19
Vale, el m va de menos l hasta más l 00:35:25
O sea, desde menos cero hasta más cero, pues cero 00:35:33
Porque aquí no podemos ir más 00:35:35
Vale, y s puede ser más un medio o menos un medio 00:35:37
Como habíamos visto, que gira para la izquierda o gira para la derecha 00:35:41
O sea, más menos un medio 00:35:44
Para n igual a uno 00:35:46
Solo tengo el orbital tipo cero, o sea, el orbital tipo s 00:35:47
Por eso decía que aquí solo tengo el orbital tipo S, porque es el único que tengo en el nivel 1. 00:35:55
Habíamos visto que L igual a 0 es el orbital tipo S, L igual a 1 es el orbital tipo P, L igual a 2 es el orbital tipo D y L igual a 3 es el orbital tipo F. 00:36:11
Entonces, en ese solo tengo el orbital tipo S, vale, n igual a 2, vamos a ver lo que yo puedo tener en n igual a 2, n igual a 2, n igual a 2, n, perdón, que con el constipado, yo puedo ir con la l desde 0 hasta n menos 1, que sería 2 menos 1, 1, desde 0 hasta el 1, del 1 al 1, pues 0 y 1, vale, son las dos opciones que puedo tener. 00:36:25
O sea que para este yo voy a tener las opciones de 0 y 1. Vale. Para el 0, ya sé que yo tengo que ir desde menos 0 hasta más 0, pasando por el 0 por 0. Vale, no tengo más opciones. Aquí, para cada, puedo ir desde el menos 1 hasta el 1, pasando por el 0. Vale, pues menos 1, 0 y 1. Vale, fenomenal. Y luego, para cada uno de ellos, más menos un medio. 00:36:51
¿Qué quiere decir esto? Pues que en el apartamento tipo S a mí me caben dos electrones 00:37:20
dos electrones, porque en el apartamento yo puedo meter un electrón que vaya para arriba 00:37:28
y un electrón que vaya para abajo 00:37:33
Este es el tipo S, que es el tipo estudio, el tipo apartamento que solo tengo una habitación 00:37:35
y por eso solo me caben dos personas en la habitación 00:37:44
Pero en la segunda planta yo tengo apartamento tipo S, que es este, y apartamento tipo P. Entonces, el tipo P tiene tres habitaciones. 00:37:46
Ah, bueno, pues este sería el tipo P, que tiene tres habitaciones. 00:38:12
Bien, este que en el estudio, pues como antes, solo me caben dos personas. 00:38:18
Pero aquí en cada habitación me caben otros dos. 00:38:24
Esto es porque esto es para M igual a menos uno, M igual a cero y M igual a más uno. 00:38:33
y luego dentro de cada uno 00:38:41
pues esto, en el nivel 3 00:38:45
tengo que borrar 00:38:47
lo voy a hacer 00:38:48
a ver si lo puedo 00:38:50
coger 00:38:53
todo esto 00:38:54
este lo voy a eliminar 00:38:55
este también 00:38:59
y a ver si esto 00:39:02
me lo muevo para arriba 00:39:05
eso 00:39:06
vale, entonces 00:39:15
Entonces, para n igual a 3, volvemos a hacer el cálculo de los números cuánticos, para n igual a 3, a ver, para n igual a 3, yo sé que tengo que ir desde 0 hasta n menos 3, que sería 2, pasando por, o sea, 0, 1 y 2, ya está, 0, 1 y 2, esas son las posibilidades que tengo. 00:39:17
O sea que 0, 1 y 2 son las posibilidades que tengo 00:39:49
Esto sería el orbital S, esto sería el orbital P 00:39:54
Y esto sería el orbital D 00:39:57
Vale, pues hago las n 00:39:59
¿Qué tiene que ir? 00:40:02
Esta ya sabemos que es 0, esta sería menos 1, 0 y 1 00:40:04
Y esta tiene que ir desde menos 2 hasta más 2 00:40:07
Porque desde menos L hasta más L de 1 en 1 y pasando por el 0 00:40:10
Así que menos 1, 0, 1 00:40:13
O sea, que el apartamento tipo D tiene cinco habitaciones. Se me han ido los colores. Este sería S, este sería el P y este sería el D. 00:40:16
Y cada uno, te lo voy a poner porque lo tenía así, y el S, habíamos dicho que era rosita, vale, y el D lo voy a poner, yo qué sé, rojo, que no se diferencia mucho de rosita, negro. 00:40:29
Vale, pues en cada uno de estos yo tengo habitaciones 00:40:50
He dicho, aquí en este voy a tener tres habitaciones 00:40:57
Y en este voy a tener cinco habitaciones 00:41:01
Estas son las paredes que dividen los edificios 00:41:05
Un, dos, tres, cuatro y cinco, vale 00:41:08
Y dentro de cada habitación yo puedo tener más un medio o menos un medio 00:41:12
Más un medio, menos un medio, más un medio, menos un medio, más un medio, menos un medio 00:41:16
puedo tener dos electrones en cada uno 00:41:20
¿por qué? porque esto me garantiza 00:41:22
que no se me va a repetir ningún número cuántico 00:41:24
porque yo sé que por el principio 00:41:27
de exclusión de Pauli 00:41:29
no puedo tener dos electrones 00:41:29
que tengan los mismos números cuánticos 00:41:32
entonces ahora voy a ver 00:41:33
qué números cuánticos tengo 00:41:35
vale 00:41:37
a ver si pudiera comprimir esto 00:41:39
voy a ver si lo comprimo 00:41:42
aquí 00:41:44
vale 00:41:49
pues n igual a 4 00:41:50
Yo tengo que ir desde 0 hasta n-1, que es 3. 0, 1, 2 y 3. Vale. Pues 0, 1, 2 y 3. Vale. Hago los m's, que sabemos que es desde menos l hasta más l. 00:41:53
No me deja escribir ahí. A ver si lo subo. Aquí. Vale. Y voy a quitar esto de arriba que no hace falta ya. Vuelvo a coger esto para acá arriba. Vale. Y el 3. 00:42:18
Entonces, esto sería, sabemos que esto ya es cero, esto va desde menos L hasta más L, desde menos 1 hasta más 1, desde menos 2 hasta más 2, desde menos 3 hasta más 3. 00:42:45
Vale, entonces nos aparece aquí el orbital F, que el 3 ya es el F, que tiene 7 habitaciones, vale, en el cuarto nivel tengo yo entonces ahora, tengo mi nivel S, tengo mi nivel P, tengo mi nivel D y mi nivel F 00:43:04
Así que tendría el S, el P, el D y el, yo qué sé, F. Parece negro también. Pues, no sé, naranja a lo mejor. F. Vale. 00:43:34
Y en cada uno de estos vamos a tener las habitaciones 00:44:04
El S no, que es un estudio, pero aquí voy a tener tres habitaciones 00:44:07
Aquí voy a tener un, dos, tres, cuatro y cinco 00:44:10
Un, dos, tres, cuatro, cinco, seis y siete 00:44:13
Y en cada una de estas puedo meter dos electrones 00:44:17
Vale, pues estos son los números cuánticos 00:44:21
Las posibilidades que yo tengo 00:44:27
Entonces yo puedo decir de un electrón sus números cuánticos 00:44:30
para decir en qué zona se encuentra exactamente y cómo está girando. 00:44:34
Entonces, por ejemplo, si yo quisiera saber los números cuánticos de este electrón, 00:44:41
pues yo qué diría. 00:44:48
Lo primero, que tiene n igual a 4, porque está en el nivel 4. 00:44:50
L igual a, como está en el orbital D, L igual a 2 00:44:58
Y luego aquí sería menos 1, perdón, menos 2, menos 1, 0, 1, 2 00:45:05
Vale, la M sería 1 y la S, como está para abajo, menos 1 medio 00:45:13
Estos son los números cuánticos de ese electrón concretamente 00:45:21
Bueno, esto de la explicación de cómo van los números cuánticos es la razón de que decimos 1s2 porque en el s solo caben 2, 2s2 porque en el 2s solo caben 2, pero 2p6 porque en el p caben 6 electrones, ¿vale? 00:45:28
Luego tendríamos el 3D, 10, porque en el D caben 10 y en el F caben 14, ¿vale? 4F, 14. Y no hay aquí un 2S porque con los números cuánticos no sale, no hay posibilidad de tener más M que el 0, ni nada, de nada, ni L, ni nada. 00:45:48
Por eso en el 1 no hay nada más y aquí no hay 3D, ni aquí, ni aquí, ¿vale? Entonces, aquí había que rellenarlo, pero es que no hay. 4S, 4P, perdón, y 4D. 00:46:09
Esto no quiere decir que todos los átomos estén llenos, llenos, llenos, llenos 00:46:29
No, porque va a depender de cada uno 00:46:37
Entonces, por ejemplo, estábamos aquí con mi ejemplo del sodio 00:46:42
Que era Z igual a 11 00:46:45
Vale, Z igual a 11 00:46:47
Y lo voy a ver cómo se rellena esto 00:46:49
Pues tengo que colocar los electrones en mi piso este 00:46:52
De aquí 00:46:56
Vale, pues voy a ver 00:46:59
Cómo los coloco 00:47:01
Pues lo primero que me voy a borrar 00:47:02
Son estas líneas para poder 00:47:07
Colocarlos bien 00:47:08
A ver 00:47:09
Sí 00:47:11
Entonces voy a borrar 00:47:14
Esto 00:47:17
Esto, esto 00:47:19
Esto 00:47:21
Vale 00:47:23
Y bien, pues empiezo a colocar 00:47:24
Yo sé que tengo que colocar en el orden del diagrama de Möller, porque es el que me indica la energía. 2p, 3p, 3d. Y voy a ir rellenando así. Esta la verdad es que la he dibujado muy mal porque parece que pasa por el 3p, pero no pasa. 00:47:31
vale, entonces 00:47:52
yo tengo que rellenar, en el sodio 00:47:58
tengo que rellenar Z igual a 11 00:48:00
11 electrones 00:48:03
entonces yo me pondría a rellenar, voy a borrar 00:48:04
todos los electrones 00:48:06
los borro 00:48:08
no creo que me haga falta más 00:48:21
y los voy colocando, yo tengo 11 00:48:23
personas para colocar en este hotel 00:48:25
no puedo colocar más de las que tengo 00:48:27
porque tengo 11, no puedo colocar 00:48:29
12, no puedo colocar 15 00:48:31
no voy a rellenar 00:48:33
todo lo que pueda en la vida 00:48:35
porque lo que tengo son las que tengo 00:48:36
y solo tengo 11 00:48:39
así que me pongo a rellenar 00:48:41
lo primero que tengo que rellenar es la habitación 1S 00:48:43
pues relleno con uno para arriba 00:48:46
y otro para abajo para que duerman 00:48:48
cada uno mirando para un lado 00:48:49
luego relleno el S2 00:48:51
ya he colocado 00:48:53
4 personas 00:48:55
4 electrones 00:48:56
luego relleno el 2P 00:48:58
y para rellenar el 2P 00:49:01
voy a colocar cada uno 00:49:03
en un nivel M 00:49:05
¿vale? cada uno en una habitación 00:49:08
porque hay otra ley 00:49:10
que es la de la máxima multiplicidad de Jung 00:49:12
que es que los electrones tienen que estar 00:49:14
lo más separados posible con los espines 00:49:16
paralelos, entonces a la hora de rellenar 00:49:18
si yo los pongo así 00:49:20
no estoy haciendo lo de que 00:49:22
estén lo más separados posibles y con los espines 00:49:24
paralelos, porque este 00:49:26
para que esté lo más separado posible puede estar aquí 00:49:28
entonces va a estar ahí, ¿vale? 00:49:30
es una regla de la cuántica también 00:49:32
Que se ve experimentalmente y lo sacan 00:49:34
¿Vale? Entonces nosotros no la sabemos ya 00:49:36
Y entonces nos voy a colocar así 00:49:38
Y ya llevo dos 00:49:40
Y dos, cuatro, cinco 00:49:41
Seis, siete, vale, y ahora sigo rellenando 00:49:44
Ocho 00:49:46
Nueve y diez 00:49:47
Y tengo que poner once 00:49:50
Pues ya, después del 00:49:52
Dos P viene el tres S 00:49:56
Pues 00:49:57
Es que he hecho fatal las líneas 00:49:59
Las he hecho fatal 00:50:01
porque 00:50:02
sí que pasa por este 00:50:04
holi 00:50:15
este y este 00:50:15
después del 2P va el 3S 00:50:20
¿cuántos tengo para poner? 00:50:22
uno, porque ya he puesto 10, solo me queda 00:50:24
una persona por colocar, solo me queda un electrón 00:50:26
para colocar, o sea que le colocaría 00:50:28
aquí 00:50:30
y la pregunta típica que suele ser es 00:50:31
¿cuáles son los últimos números 00:50:34
cuánticos del último electrón que has colocado? 00:50:38
Pues como lo he colocado ahí, yo lo miro y digo, vale, este electrón está en el N igual a 3 00:50:40
Es una S, por lo tanto, L igual a 0 00:50:52
M igual a 0, porque es un estudio, es tipo estudio, es la S, ¿vale? 00:50:56
Está aquí, S igual a 0, M igual a 0 00:51:03
y S igual a un medio 00:51:06
porque está para arriba 00:51:09
estos son los números cuánticos de ese electrón 00:51:10
y ahora dices, jolín, pero cada vez que 00:51:13
quiero hacer yo 00:51:15
esto, ¿tengo que montarme la casita? 00:51:16
pues no, porque para eso tenemos el diagrama 00:51:20
de Möller, entonces yo lo que hago es que voy 00:51:22
contando, y digo, tengo que colocar 00:51:23
Z igual a 11, y yo 00:51:25
esto me lo coloco, me lo escribo, me lo sé de memoria 00:51:27
lo que sea, entonces digo, vale, empiezo a colocar 00:51:29
1S2 00:51:31
2S2, ya llevo 4 00:51:32
si la lleno entera 00:51:34
no me tengo que preocupar para dónde van 00:51:37
¿vale? como yo sé que 00:51:39
tengo que rellenar 2P 00:51:41
y me caben hasta 6 00:51:43
y me faltan 7 por rellenar, pues hasta la voy a llenar 00:51:45
entera, vale, 2P6 00:51:47
3S1 00:51:50
y con esto ya son 2 00:51:57
4, 6, o sea 00:52:00
2I2, 4, 6, 10 00:52:01
y 1, 11, entonces yo ya sé que aquí 00:52:03
me ha quedado el orbital, el último electrón ha quedado en el orbital 3s. Vale, con lo 00:52:06
cual yo ya puedo decir que el n es 3, la s me indica que la l es 0, como yo sé que la 00:52:12
l es 0, la m es igual a 0 y la s es igual a 1 medio. Podría ser igual a menos 1 medio 00:52:30
porque tienen la misma probabilidad 00:52:38
de cuando empiezas en la caja empezar para arriba o para abajo 00:52:40
pero bueno 00:52:42
yo siempre pongo el primero para arriba 00:52:43
y el segundo para abajo 00:52:46
y así sería, que es lo mismo que nos ha quedado 00:52:47
si os dais cuenta 00:52:50
pero he dibujado bastante menos 00:52:51
vale 00:52:53
esto 00:52:55
bien puesto 00:52:58
si hacemos las configuraciones electrónicas 00:53:00
para 00:53:02
para más átomos 00:53:02
que las vamos a hacer aquí 00:53:06
¿Veis que aquí pone PX, PI, PZ? Porque sería lo de menos uno, cero y uno que hemos hablado, ¿vale? Entonces, si yo tengo el hidrógeno, como el hidrógeno solo tiene un electrón, va a rellenar solo el 1S1, ¿vale? Solo esa cajita. 00:53:08
El helio ya rellenaría 1s1, 1s2 00:53:25
El litio, el sodio, el carbono, el nitrógeno 00:53:32
Si os dais cuenta, cada vez aumentamos un protón, por lo tanto aumentamos un electrón 00:53:38
Y se van colocando perfectamente bien en sus niveles, en las cajitas 00:53:45
Vale, y podríamos así seguir 00:53:55
Entonces, con esto, pues ya sé cómo lo tendría que colocar en las cajitas 00:53:59
Este lo hago luego en clase 00:54:03
Y bueno, pues esto nos sirve para muchas cosas 00:54:06
Voy a hacer antes otro, ¿vale? 00:54:14
Voy a hacer otro para... 00:54:16
Para hecho el sodio, pues voy a hacer el, no sé, el flúor, que es nueve, creo recordar. 00:54:18
A ver, la tabla periódica, nueve, sí. 00:54:32
Vale, el flúor que es nueve sería, pues yo según los he colocado, si los coloco así que voy rellenando mis cajitas, 00:54:37
Sería 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, 8 y 9. Vale, me ha caído aquí. Luego sería n igual a 2, l igual a 1 porque es p, m igual a 0, s igual a menos un medio, ¿vale? Porque ha caído mirando para abajo. 00:55:01
¿Cómo lo puedo yo esto saber hacer si no quiero rehacer toda la casa? 00:55:28
Pues lo hago con la configuración electrónica 00:55:36
Yo tengo que poner 9, pues 1S2, ya llevo 2, 2S2, llevo 4, 3P, 5 00:55:39
Y con esto he llegado ya a los 9 00:55:46
Vale, entonces me pongo aquí a poner y digo, vale, 3P, L igual a 3, ¿vale? 00:55:48
P quiere decir que L igual a 2 00:55:54
vale, pero ahora ya como saco los demás 00:55:58
pues me dibujo la cajita P 00:56:01
me dibujo la cajita P 00:56:02
que yo sé que es un apartamento de 3 habitaciones 00:56:05
porque tiene que tener menos 1 00:56:07
uy, es que pues todo eso es menos 1, perdón 00:56:09
no, es que es P 00:56:11
perdón, es L igual a 00:56:16
ay, se me está yendo la cabeza 00:56:19
L igual a 1 00:56:23
Porque es tipo P 00:56:27
Entonces menos 1, 0 y más 1 00:56:28
Me dibujo ya la cajita esa 00:56:31
Y entonces ahí sí que me pongo 00:56:34
1, 2, perdón 00:56:36
Máxima multiplicidad 00:56:37
1, 2, 3 00:56:39
4 y 5 00:56:42
Que es la misma probabilidad 00:56:44
Si yo hago así o lo coloco donde quiera 00:56:45
Porque es la misma probabilidad 00:56:48
Pero yo voy izquierda, derecha 00:56:49
y de arriba a abajo, o sea, no sé 00:56:51
pero bueno 00:56:53
entonces, ya de este electrón 00:56:55
yo sí que podría decir 00:56:57
que sé que su m es igual a cero 00:56:58
y su s es igual a menos un medio 00:57:01
pero no me he dibujado todo 00:57:04
solo me he dibujado la última cajita 00:57:05
que es la del electrón 00:57:07
que me piden 00:57:10
bueno, pues 00:57:10
eso por una parte 00:57:13
más, la tabla pérdida 00:57:14
como hemos visto, está muy relacionada 00:57:17
con los números atómicos 00:57:19
con la configuración electrónica 00:57:20
nos damos cuenta que 00:57:25
si vemos por ejemplo 00:57:27
el litio 00:57:35
y el sodio 00:57:36
y el hidrógeno 00:57:38
que están uno encima del otro 00:57:40
todos acaban en ese uno 00:57:42
y esto es una regla 00:57:45
La tabla periódica tiene muchísima información y es que están colocados los elementos, que vamos creciendo de uno, dos, tres, cuatro, pero es que además están ordenados de tal forma que los dos primeros elementos, 00:57:50
Estos son los dos primeros grupos, son los grupos S. Hemos visto que el hidrógeno, el litio y el sodio, todos eran S1. Si hacemos la configuración del segundo grupo, veremos que todos acaban en S2. 00:58:15
Si hacemos la configuración de este grupo veremos que acaban en P1, estos acaban en P2 todos, estos acaban en P3, estos acaban en P4, en P5, en P6 y todos estos acaban en D, D1, D2, D3, hasta D10, D4, D5, D6, D7, D8, D9 y D10. 00:58:33
Vale, y estos serían los Fs. F1, F2, F3, F4, F5, F6, F7, F8, F9, F10, 11, 12, 13 y 14, ¿vale? Y 14, que era lo que tenía que salir. 00:59:02
Vale, pues, bueno, esto ya sabemos que el grupo son las columnas y venidos son las filas 00:59:29
Y los elementos de un mismo grupo poseen propiedades químicas similares 00:59:36
¿Por qué? Porque dentro del mismo grupo todos acaban en lo mismo, en S1, en S2, en tal 00:59:42
Aquí, por ejemplo, tenéis, si hacemos todos los alcalinos, pues veis que todos acaban en S1 00:59:49
Sí, de distintos niveles, pero todos acaban en S1 00:59:55
Y como las propiedades químicas están relacionadas con la configuración electrónica, si tienen una configuración electrónica similar, pues tendrán propiedades similares. 00:59:58
Bueno, esto es lo que os he contado, que sería el grupo S, el P, el D y el F. Y esto define sus propiedades en general. 01:00:08
Bueno, ya que es lo de las propiedades atómicas. También esto tiene que ver con la valencia de un número. El nivel electrónico más externo es el nivel de valencia y los electrones que están ahí se llaman los electrones de valencia, que son los que dan el comportamiento químico. 01:00:18
Bueno, lo más estable en la tabla periódica es un gas noble porque no se combinan. ¿Por qué? Porque tienen su capa P6 completa. Entonces, la mayoría de los elementos va a querer tener su capa P6 completa. No todas las capas, la capa P6 completa. 01:00:43
Bueno, no es verdad que el helio no. El helio solo tiene dos electrones, así que solo llena la S2. Pero la mayoría de los elementos va a tender a esta configuración de gas noble. Va a intentar ser como un gas noble. No llegará a un gas noble porque no puede cambiarse de elemento. Si es sodio, es sodio. Pero va a querer parecerse en lo de las capas. 01:01:01
Entonces, y así va a pasar que va a perder o ganar electrones según haga una cosa o la otra 01:01:23
Vale, entonces, por ejemplo, si yo quiero saber lo que hace el sodio, que ya habíamos dicho que es 1s2 2s2 2p6 3s1 01:01:32
Pues yo tengo que ver, él va a querer llegar o a esta capa o al 3P6, pero quiere llegar a un P6 porque está el sodio entre medias del argón y del neón. 01:01:48
O sea, que se quiere parecer a uno de los dos, ¿vale? Porque por un lado le pilla cerca el sodio y por aquí le pilla el argón. El sodio le pilla por un lado el león y por otro el argón. ¿Qué tiene que hacer para ser uno o para ser otro? Pues ganar o perder electrones. 01:02:07
Entonces, ¿qué es lo que le convendrá? Para pasar al sodio tendría que perder este electrón, para pasar del sodio al neón. 01:02:23
Para pasar al argón tendría que ganar electrones, o sea, tendría que ganar 5, 6 electrones, uno para el S2 y otros 6, 7 electrones, o sea, un montón de electrones. 01:02:39
Tiene que ganar los 6 que le faltan en el P y uno más de este, tiene que ganar 7 electrones. Y para pasar al otro tiene que perder un electrón. ¿Qué le va a costar menos? Pues hombre, perder uno, ¿vale? Le va a costar menos perder uno que ganar 7. 01:02:55
Por lo tanto, lo que va a hacer el sodio es perder un electrón, por eso se queda como Na+. 01:03:08
Si fuera el flúor, que lo hemos hecho también, que es 1s2, 2s2, 2p5, pues ¿él qué va a hacer? 01:03:12
O bien va a ganar 1 para acabar en 2p6 o va a perder 7 para quedarse como el helio. 01:03:20
¿qué sería lo más lógico? 01:03:31
lo que menos le cuesta 01:03:36
pues lo que menos le cuesta es 1 frente a 7 01:03:37
o sea que lo que va a ganar es un electrón 01:03:45
por eso el flúor lo que tiende a hacer 01:03:46
es cargarse negativamente con menos 1 01:03:50
porque pierdes el electrón 01:03:52
aquí tengo más ejercicio para practicar 01:03:54
y venimos con el enlace químico 01:03:56
pero esto lo voy a hacer en otro vídeo 01:03:59
por descansar un poquito. 01:04:01
Materias:
Química
Niveles educativos:
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  • Bachillerato
    • Primer Curso
Subido por:
Laura B.
Licencia:
Reconocimiento - No comercial - Compartir igual
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Fecha:
14 de octubre de 2025 - 17:43
Visibilidad:
Público
Centro:
IES LOPE DE VEGA
Duración:
1h′ 04′ 05″
Relación de aspecto:
0.69:1
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Tamaño:
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