Pinceladas sobre lo explicado en clase: Estructura atómica y tabla periódica. Química 2º Bach.

El miércoles fue la festividad de San Alberto Magno... multitud de recuerdos de mis días/noches de Universidad acudieron a mí (creo que a todos los químicos que conozco les pasa igual).

Hay que tener en cuenta que este año es algo especial para mí. Después de unos ocho/nueve años dando Ámbito Científico-Tecnológico en la Diversificación Curricular he vuelto al Departamento de Física y Química. Esos años han sido increíblemente enriquecedores y satisfactorios para mí (ojala hubiéramos podido salvar la Diversificación Curricular), pero mentiría si dijera que no echaba de menos dar clase de Física o de Química en Bachillerato.

Y este año estoy disfrutando como un niño con zapatos nuevos dando clase de Química de 2º de Bachillerato, vuelvo a sentirme químico y este San Alberto Magno acudieron a mí muchos más recuerdos que otros años.

Pero también me siento raro porque acuden a mí preguntas que hacía tiempo que no me hacía ¿estaré dando mucha caña o lo estaré haciéndolo demasiado simple? ¿me habré equivocado al explicar algo? ¿es de verdad importante lo que hoy les he explicado? ¿iré demasiado lento o demasiado deprisa?...

El caso es que la otra noche pensé celebrar San Alberto Magno colgando la memoria/guión de todo lo explicado hasta ahora en 2º de Química (y no he podido hacerlo hasta ahora). No es un resumen, tampoco sirve como apuntes. Es lo que yo hago para autoevaluarme, para recordar cómo di clase y poder luego sacar conclusiones. En realidad está un poco más elaborado que otras memorias/guión que hago, ya que se la he dado a los alumnos: no tienen libro, les voy colgando documentos y hojas de ejercicios en un aula virtual y he pensado que estas pinceladas de lo explicado les podrían servir.

Antes de insertar esta memoria/guión quisiera decir una cosa más. Este año también me he cogido 3º Pmar, porque aunque no me gusta tanto este programa como el de Diver, les coges cariño a los alumnos que, aun constándoles mucho, se esfuerzan bastante por conseguirlo.

Nada más que decir, os dejo con mis "pinceladas de lo explicado en clase: Estructura atómica y tabla periódica" y como siempre os invito a comentar lo que creáis oportuno (si me falta algo, si algo es incorrecto, si algo podría habérmelo ahorrado...).

Pinceladas sobre lo explicado en clase. Estructura atómica y tabla periódica. Química 2º Bach.

¿Cómo evoluciona la Ciencia?

A lo largo de la historia se van observando sucesos y se van formulando leyes (regularidades en los fenómenos). En cada momento van surgiendo teorías (explicaciones) que explican dichas leyes. Esas teorías van cambiando para lograr explicar leyes antiguas y leyes modernas, pero las leyes (los hechos) no cambian.

La naturaleza de la luz

Después de diversas teorías Maxwell formuló la teoría electromagnética unificando la explicación de los fenómenos eléctricos, magnéticos y ópticos. Una de sus conclusiones fue que la luz se comporta como onda y tiene asociada una velocidad calculable por c=λ·f

Einstein, unos años después, explicó el comportamiento de la luz como si fuera una partícula. La energía asociada al fotón era E=p·c (donde p es la cantidad de movimiento del fotón; esa ecuación viene de la famosa E=mc²)

Por lo tanto la luz tiene características de onda y de partícula (onda mientras se propaga, partícula cuando interacciona con la materia)

LA NATURALEZA DE LA MATERIA

Primeros modelos atómicos

Las leyes ponderales y volumétricas fueron explicadas por la teoría atómica de Dalton (modelo de bolitas).

Las conclusiones de los experimentos con los tubos de descarga fueron explicadas con el modelo atómico de Thomson (modelo pastel de pasas).

Las observaciones obtenidas en el experimento de Rutherford fueron explicadas con el modelo atómico de Rutherford (modelo sistema planetario).

Antecedentes "cuánticos" aplicables a la materia

La emisión de un cuerpo negro (un objeto material que emite luz de forma perfecta) no podía ser explicada por la teoría electromagnética de Maxwell (aparecía la denominada catástrofe del ultravioleta). Plank pudo explicar dicha emisión formulando la hipótesis de que los fotones emitidos tenían una energía calculable con E=h·f, es decir, la energía iba en paqueticos (cuantos) de energía.

Experimentando con los elementos se descubrieron los espectros atómicos (de absorción y de emisión). Dichos espectros en el hidrógeno podían calcularse con la fórmula de Rydberg:

1/λ=R·(1/n₁²-1/n₂²)

Modelo atómico de Bohr

Dedujo el espectro del hidrógeno usando tres postulados:

1) El electrón se mueve en orbitas alrededor del núcleo y no pierden energía por emisión electromagnética.

2) Las orbitas permitidas (no pueden ser las que nos apetezcan) serán las que cumplan m·v·r=n(h/2π)

3) Al pasar de un orbital a otro se emite o absorbe energía calculable con la fórmula ΔE=h·f (es decir, cumple la hipótesis de Planck)

Usando el modelo atómico de Bohr se deduce la distancia de cada capa y la energía que tienen:

R_n=a·n²                             y            E_n=-b/n²

Modelo cuántico actual del átomo

· Al analizar los espectros se observa que aparecen nuevas líneas, que se ven alteradas por interacciones magnéticas... luego el modelo de Bohr falla.

· Se encuentran, tanto experimentalmente como resolviendo la ecuación de Schrödinger, cuantización en el análisis de los átomos. Aparecen en las soluciones las siguientes reglas para los números cuánticos:

n=1, 2, 3, 4...                   l=0(s), 1(p), 2(d)... n-1                 m_l= -l... 0... l                    m_s= -1/2, +1/2

· Se llega a la conclusión de que la materia también tiene características onda-corpúsculo. Hipótesis de Broglie:

λ=h/m·v (para la materia)                        λ=h/p (para el fotón y la materia)

· Por otro lado Heisenberg formula el principio de incertidumbre que afirma que nunca podemos medir exactamente posición, y que conforme afinemos más en la posición peor será la medida de su cantidad de movimiento (es decir, la medida altera el estado del sistema).

· Las configuraciones electrónicas de los átomos (que son las que justifican su posición en la tabla periódica), si no están excitados los electrones, se logran rellenando electrones según el diagrama de Moeller 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d... (este diagrama nos indica el orden de energía de los orbitales).

Para el rellenado de electrones seguiremos tres reglas (que nos explican porque es una determinada configuración electrónica y no otra)

1) Principio de exclusión de Pauli: no puede haber dos electrones con los mismos 4 números cuánticos.

2) Principio de mínima energía: podemos recordar el orden con el diagrama de Moeller (pero también se explica con: n+l mínimo y a igualdad el de menor n)

3) Principio de máxima multiplicidad de Hund: tenderemos, a igualdad energética, a que estén el máximo de electrones desapareados.

· Otra conclusión es que ya NO hablamos de orbitas (lugares fijos en el espacio), hablamos de orbitales (lugares donde existe probabilidad de encontrar a los electrones, pero nunca sabremos exactamente donde están)

LA TABLA PERIÓDICA

El sistema periódico de los elementos los clasifica atendiendo a las propiedades químicas y a la composición del átomo (esto último es "increíble" porque "surgió" antes de que se conociera la existencia de los electrones, protones y neutrones).

Según la posición en la tabla periódica podemos deducir rápidamente la configuración electrónica. Además, según la posición en la tabla periódica podemos intuir su comportamiento químico y también las características de algunas de sus propiedades físicas.

Para deducir la evolución de esas propiedades y comportamientos químicos usaremos los siguientes conceptos:
- Capa de valencia: es como llamamos a la capa más externa que contiene electrones (no tiene porque ser la más energética, por ejemplo la 3d es más energética que la 4s, se llena primero la 4s y después la 3d, pero la más externa es la 4s).
- Configuraciones electrónicas especialmente estables: son aquellas que tienen conjuntos de orbitales totalmente apareados o totalmente desapareados (la regla del octeto deriva de estas circunstancias). Obviamente esta propiedad es especialmente relevante para deducir los grados de oxidación (las valencias).
- Carga nuclear efectiva: se calcula balanceando los siguientes dos conceptos (es mejor hablar de ellos que hablar de carga nuclear efectiva):
              · Carga nuclear: a más protones en el núcleo más atracción de los electrones.
              · Efecto pantalla: a mayor número de electrones mayor repulsión entre ellos

Algunas propiedades periódicas (los grados de oxidación ya se han nombrado arriba) son:
              Radio atómico: bajando por el grupo aumenta porque la capa de valencia está más alejada (tiene n mayor). Avanzando por el periodo disminuye porque afecta más la carga nuclear que el efecto pantalla (obviamente en los metales de transición existen anomalías porque caben muchos electrones)
              Radio iónico: como es lógico los aniones son más grandes que el átomo neutro por el efecto pantalla y los cationes son más pequeños porque desaparece parte del efecto pantalla (y si llega a disminuir la capa de valencia aun más).
              Potencial de ionización (se forman cationes): “es la energía mínima que hay que comunicar a un átomo en estado gaseoso y sin excitar, para arrancarle un electrón”. Al subir en un grupo aumenta (está más cerca, cuesta más arrancarlo). Al movernos a la derecha en un periodo aumenta porque el efecto pantalla prácticamente no afecta pero la carga nuclear aumenta (obviamente en los gases nobles más porque además se rompe una configuración especialmente estable). La segunda ionización cuesta más que la primera, la tercera más... y ni te cuento si además se tiene que romper la configuración de gas noble (ejemplo la 2º del Li).
              Afinidad electrónica (se forman aniones): “es la energía mínima que se libera cuando un átomo en estado gaseoso y sin excitar capta un electrón (cuidado con la definición, porque si la usamos en los cálculos energéticos habrá que ponerla negativa)”. Al bajar en un grupo disminuirá porque liberará menos energía al entrar (sentirá menos la atracción aunque tenga más protones). Al avanzar en un periodo existen picos y caídas, por un lado las configuraciones especialmente estables no tienen tendencia a captar ese nuevo electrón, por otro si alcanzan una de las estables se libera más energía.
              Electronegatividad: es un concepto que balancea las dos anteriores (potencial de ionización y afinidad electrónica), por lo tanto evoluciona igual que las anteriores (aumenta hacia arriba y hacia la derecha). Nos marca el carácter no metálico de los átomos (recordar lo explicado en formulación y nomenclatura). Es la tendencia a atraer los electrones en los enlaces que forma con otros átomos.              Carácter metálico: es justo el contrario al anterior porque mide la tendencia a la salida de electrones (dando cationes o permitiendo la circulación de ellos, es decir, la conductividad eléctrica)