TEMA 1ESTRUCTURA DE LA MATERIA

La idea de que la materia está constituida por átomos surgió por primera vez en la antigua Grecia. Los filósofos Leucipo y Demócrito son considerados los padres del atomismo, doctrina que iba en contra de las ideas de Platón y Aristóteles, que consideraban que la materia era continua, es decir, infinitamente divisible. Sin embargo fueron las teorías filosóficas de Aristóteles las que prevalecieron, aunque siempre hubo defensores de la teoría atomista.Por tanto, el átomo ( partícula indivisible) es un concepto antiguo cuyo origen se asocia al griego Leucipo en el año 450 a.c y a su discípulo Demócrito, que sostenían que es el último componente de cualquier materia.Epicuro, discípulo de Aristóteles, en el año 300 a.c retomó las ideas atomistas de Demócrito y la escuela epicúrea perduró hasta el siglo IV contando con grandes seguidores.En el siglo XVII, renacen las ideas atomistas sostenidas por las experiencias de Boyle sobre la elasticidad de los gases.

Fué Dalton en 1800 quien con su teoría atómica da una explicación al hecho de que los elementos se combinen para formar compuestos, así como que la masa permanece constante en el transcurso de una reacción química.

Su teoría se basa en una serie de postulados: Los elementos químicos están formados por partículas materiales

esféricas, separadas entre sí, indivisibles e indestructibles llamadas átomos

Los átomos de un mismo elemento son iguales en masa y propiedades.

Los átomos de diferentes elementos son diferentes en masa y propiedades.

Los compuestos químicos están formados por la unión de átomos, de forma que cada compuesto tiene siempre la misma proporción de átomos.

En los últimos años del siglo XIX y durante el siglo XX tienen lugar una serie de descubrimientos que indican que las partículas que constituyen la materia no son esferas compactas e indivisibles como creía Dalton, sino que los átomos a su vez están formados fundamentalmente por protones, electrones y neutrones.

Descubrimiento del electrón

Aunque la existencia de una partícula cargada negativamente ya había sido postulada por Faraday en 1833, la prueba experimental de su existencia la obtuvo Thomson en 1897, al observar que si se

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colocaba un gas a baja presión en un tubo de vidrio y se le aplicaba una d.d.p elevada, aparecía una luminosidad en la pared del tubo opuesta al cátodo, por este motivo se pensó que dicha luminosidad era debida a la presencia de unas emisiones que partían del cátodo, por lo que recibieron el nombre de rayos catódicos (1)

Los experimentos realizados con rayos catódicos permitieronobservar algunas de sus características

Se propagan en línea recta, como quedó demostrado por la sombra que proyecta el ánodo en el tubo

Se desvían al aplicar un campo eléctrico o un campo magnético, lo que significa que se trata de partículas cargadas eléctricamente y con carga negativa, ya que se desvían hacia la zona positiva del campo eléctrico

Están formadas por partículas que presentan momento lineal ( mv), ya que éstas, al impactar contra las aspas de un molinete, hacen que éste gire

Se observó que la relación entre la carga y la masa ( q/m) de estas partículas es constante e independiente del gas contenido en el tubo y calculó su valor que era de 1,76.108 C/g

Al ser desviados tanto por campos eléctricos como magnéticos y como la luz no se ve afectada por ellos, los rayos catódicos correspondían a una propiedad de la materia y no de la luz, y esto llevo a Thomson a postular que los rayos catódicos están formados por unas partículas con carga negativa que debían ser constituyentes fundamentales de la materia, los electrones

Thomson sabía que los átomos eran eléctricamente neutros, por lo que si contenían carga negativa, también deberían contener cierta carga positiva que la contrarrestrara, esto le hizo postular, en 1904, un modelo de estructura atómica (2) que consistía en una esfera maciza positiva en la que se incrustaban por todo su volumen las cargas negativas o electrones.

A fines del siglo XIX, los rayos catódicos fueron excelentes fuentes de investigación. En 1895, Wilhelm Roentgen (1845-1923), estudiando los rayos catódicos, observó que una lámina recubierta con ciano o cianuro de bario y platino, que estaba a una cierta distancia del tubo de descarga, emitía una fluorescencia verdosa. “Corresponden a unos rayos que atravesaban los materiales menos densos, como la madera, pero no pasan a través de los más densos, como los metales. Además no sufren desviaciones por efecto de campos eléctricos o magnéticos. Por estas características, estos rayos no deberían estar formados por partículas cargadas; son como rayos de luz”- informaba Roentgen-. Él apenas tenía idea de cuál era la naturaleza de esos rayos, así que los llamó Rayos X.

En 1911 el físico estadounidense R.A.Millikan determinó la carga de los rayos catódicos mediante su famoso experimento de la gota de aceite

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( 3 y 4)El aceite se atomiza en pequeñas gotas, algunas de las cuales

pasan a través de un hueco practicado en la tapa, al ser irradiadas con rayos X adquieren carga negativa. Si se varía el voltaje entre las placas, la caída de la gota puede detenerse esto sucede cuando la fuerza eléctrica la gravitatoria y la de rozamiento (viscosidad) están en equilibrio; de este modo, si se conoce la masa de la gota y el voltaje entre las placas, puede calcularse la carga de la gota.

La carga media en las gotas de aceite resultó ser siempre múltiplo del valor 1,6.10-19 C, al que Millikan denominó e.

Debido a todo esto, pudo deducirse que la electricidad, como la materia, es otra magnitud que ya no debe considerarse continua, sino formada por partículas elementales llamadas electrones, cuya carga y masa son: melectrón = 9,109534.10-31 kg ; Qelectrón = - 1,602189.10-19 C

Descubrimiento del protón

En 1886, Eugen Goldstein (1850-1930) utilizó un tubo de rayos catódicos con el cátodo perforado y observó otro tipo de rayos que procedían del ánodo (+); éstos atravesaban las perforaciones del cátodo iluminando la zona posterior del tubo. A estos rayos les llamó rayos canales o anódicos. Se les llama canales por la propiedad de atravesar pequeños agujeros o canaletas en el cátodo correspondiente. Goldstein postuló que estos rayos estaban compuestos por partículas positivas, que posteriormente se les llamó protones.

Presentan una serie de características, algunas similares a las de los catódicos.

Se propagan en línea recta como los rayos catódicos Son desviados por campos eléctricos y magnéticos al estar

cargados eléctricamente, pero con carga positiva Hacen girar un molinete al impactar sobre sus aspas La relación q/m de las partículas que forman los rayos

canales depende del gas que hay en el interior del tubo, teniendo su valor máximo cuando el gas es el hidrógeno.

Los descubrimientos del electrón y del protón revelaron que el átomo tendría una estructura compuesta, que contiene electrones y protones en igual número para hacer un todo eléctricamente neutro.Si se supone que el valor de la carga es igual a la del electrón, pero de signo positivo, el valor de la masa obtenido es de 1,67.10-27 kg.

La teoría de que el átomo está formado por partículas cargadas eléctricamente fue confirmada, con el descubrimiento de los rayos X

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en 1895 por Roentgen y con el descubrimiento de la radiactividad en 1896 por Becquerel

Roentgen observó una radiación en el tubo de rayos catódicos que se propagaba en línea recta y producía fluorescencia en una pantalla de Pt ( platinocianuro de bario) situada a cierta distancia del tubo, atravesando distintos espesores de sustancias opacas, intentó estudiarla pero no pudo explicarlo por lo que las llamó rayos X

Sus propiedades son: No son desviados por campos eléctricos ni magnéticos, por lo

que se sabe que no tienen carga. Impresionan placas fotográficas Ionizan los gases Atraviesan los cuerpos opacos Dañan los tejidos humanos

Posterioemente se descubre la naturaleza electromagnética de los rayos X y se los bautiza como rayos Röntgen, pero el misterioso nombre "rayos X" ha calado tanto, que es imposible cambiarles el nombre.

Becquerel en 1896 encontró que algunos compuestos de U emitían

radiaciones análogas a los rayos X, pensó que lo hacían al ser expuestos a la luz ultravioleta, pero después comprobó que no solo emitían radiaciones en esas circunstancias sino también en la oscuridad.

Los esposos Curie comprobaron más tarde que no solo los compuestos de U emitían radiaciones, sino que otros compuestos de distintos elementos, polonio, torio y radio también las emitían y de mayor intensidad.

A esta capacidad que poseían algunas sustancias se le llamó radiactividad

Se comprobó que estas radiaciones eran de distinta naturaleza.Radiaciones o partículas tienen carga positiva, se trata de núcleos de 2He4

Radiaciones o partículas son partículas de carga negativa, electrones -1e0

Radiaciones no tienen carga ni masa, se trata de ondas electromagnéticas (5)

El modelo atómico propuesto por Thomson explicaba tanto los rayos catódicos como los anódicos, pero fue rechazado ya que no consiguió explicar unas observaciones experimentales realizadas por Rutherford en 1911, utilizando la radiactividad recientemente descubierta

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Rutherford, pensó que las partículas podían servirle para realizar experimentos que le permitieran conocer más a fondo la estructura de los átomos, para ello ideó un experimento para comprobar si al bombardear con partículas - provenientes de una sustancia radiactiva – una lámina delgada de oro, éstas la atravesaban sin ningún problema o bien se desviaban de su camino. En dicho experimento situó la lámina de oro frente a un bloque de Pb con un orificio que contenía una sustancia radiactiva; alrededor de la lámina de oro dispuso una pantalla de ZnS, donde se podrían ver los impactos de las partículas como pequeños destellos (6 y 7)

En las experiencias realizadas, observó:

La mayoría de las partículas atravesaban la lámina sin desviarse. Un porcentaje muy pequeño de dichas partículas se desviaron un

ángulo superior a 10º Un número muy pequeño de partículas se desviaron hasta tal

punto que incluso rebotaron.

Los resultados obtenidos llevaron a Rutherford a plantear un nuevo modelo atómico

Si son pocas las partículas desviadas de su trayectoria que llegan a rebotar, la carga (+) y casi toda la masa del átomo deben estar concentradas en un volumen central muy pequeño, denominado núcleo. Por lo que en el núcleo se alojan la carga positiva y casi la totalidad de la masa.

La corteza está formada por los electrones, que giran alrededor del núcleo como si se tratará de un sistema solar en miniatura.

Este nuevo modelo explica los resultados observados: La materia está prácticamente vacía, ya que el núcleo es

aproximadamente 105 veces más pequeño que el átomo. La mayor parte de las partículas pasa a través de la corteza y no

sufre desviación en su trayectoria. Las partículas que pasan cerca del núcleo son repelidas

fuertemente y se desvían. Pocas partículas chocan contra el núcleo, pero las que lo hacen

rebotan experimentando un choque elástico y retroceden, debido a la gran diferencia de masa entre las partículas alfa y el núcleo de los átomos de los metales empleados.

Como la materia es neutra, el átomo debe poseer la misma cantidad de carga positiva que de carga negativa, estando los electrones en la corteza

Descubrimiento del neutrón

Pocos años después, Rutherford observó que la suma de la masa de los protones y de los electrones que forman un átomo era inferior a la

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masa real de éste, lo que le llevó a enunciar una hipótesis sobre la existencia de una partícula sin carga eléctrica, con una masa similar a la del protón y que estaría situada en el núcleo

Esta partícula fue identificada por el físico inglés Chadwick y recibió el nombre de neutrón

Su carga es nula y su masa es de 1,675.10-27 kg

El descubrimiento de las tres partículas subatómicas fundamentales permitió establecer un modelo atómico planetario, es decir, un modelo de átomo donde el núcleo estaría formado por una agrupación de protones y neutrones y donde los electrones se hallarían en continuo movimiento alrededor de dicho núcleo.

Como los átomos están formados por un determinado número de protones, neutrones y electrones, para un determinado elemento químico, el número de protones que hay en el núcleo de cada uno de sus átomos es constante, este número recibe el nombre de número atómico-Z-, el núcleo también se caracteriza por el número de neutrones, esto nos permite definir el número másico-A- como la suma de protones y neutrones

A = Z + neutronesEn general, a las partículas del núcleo se les llama nucleones

La determinación de la masa de las partículas se consigue haciendo actuar sobre ellas un campo magnético perpendicular a su trayectoria. De este modo, la fuerza que se ejerce sobre ellas actúa como una fuerza centrípeta y la trayectoria que describen es una circunferencia cuyo radio es directamente proporcional a la masa de la partícula. Éste es el fundamento del espectrógrafo de masas que permite determinar la masa de un solo átomo.

Thomson observó que al medir la masa de los átomos de Ne empleando el espectrógrafo de masas, no obtuvo la masa de 20,2 u, que era la oficialmente admitida, sino que aparecieron dos partículas de masas 20 u y 22 u. El oxígeno reveló tres partículas, de masas 16 u, 17u y 18 u, y lo mismo sucedía con otros elementos.

Estos resultados sugerían que los átomos que forman un elemento no son iguales en todo, sino que puede haber átomos con las mismas propiedades químicas pero diferente masa, a estos átomos se les denomino Isótopos Que son átomos de un mismo elemento que tienen distinto número de neutrones en su núcleo.

Para conocer la masa atómica de un elemento que tiene varios isótopos, se debe conocer la masa isotópica, que es la masa de cada uno de los isótopos de un elemento, y después la abundancia isotópica de cada uno de los isótopos, es decir, el porcentaje que hay de cada isótopo en la naturaleza frente al número de átomos totales del elemento.

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Masa atómica =

Se trata de una media ponderal de la masa de sus isótopos

Con la existencia de los isótopos, vamos a definir elemento químico como la sustancia pura formada por átomos que tienen el mismo número atómico.

El modelo de Rutherford supuso un gran avance pero presenta enormes lagunas. No considera la posible interacción de los electrones en la corteza

ni de los protones en el núcleo Los electrones al estar girando tienen aceleración centrípeta y

existe una ley física que dice que cuando una carga está sometida a una aceleración y por tanto a una fuerza, pierde energía, por lo que el electrón acabaría cayendo al núcleo

No da una explicación satisfactoria a los espectros atómicos

¿ Cómo se mantienen estables los protones en el núcleo?Se pensó que era debido a la presencia de los neutrones, pero se vio que esto no era suficiente.

Según la teoría de la relatividad del físico alemán Einstein, la masa es una forma de energía que puede transformarse en otra forma.

Según esta teoría todo sistema material de masa “m” posee una energía cuyo valor viene dado por: E = m·c2 donde “c” es la velocidad de la luz y su valor es de 3.108 m/s

Si se compara la masa de un núcleo atómico con la masa calculada a partir de las masas de los neutrones y los protones que forman el núcleo, se encuentra que esta última es ligeramente superior.

La energía correspondiente a este defecto de masa es la energía nuclear de enlace y representa la energía necesaria para destruir ese núcleo, es por tanto esta energía la que mantiene unidos a los protones en el núcleo.

Enuclear de enlace = m · c2 ; m = mp · np + mn · nn - mreal

Estas partículas descritas son las esenciales en la estructura de un átomo, pero no son las únicas descubiertas; se han encontrado otras como el positrón ( masa igual a la del electrón pero con carga +), mesón ( existen de distintos tipos con carga + o - y masa entre la del protón y la del electrón), neutrino ( partícula sin carga y de masa menor que la del electrón), antiprotón ( masa como la del protón pero con carga - ), ........

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Para salvar los inconvenientes del modelo de Rutherford, en 1913 el físico danés Niels Bohr que era discípulo suyo, estableció un modelo atómico de tipo planetario en el que los electrones giran en torno al núcleo central con las restricciones impuestas por sus postulados. Lo basó en la teoría cuántica de Planck y en los datos experimentales de los espectros atómicosRadiación electromagnética

Cuando una partícula cargada, como un electrón, cambia su velocidad ( se acelera o se frena), emite radiación electromagnética, que consiste en un campo eléctrico y otro magnético que vibran perpendicularmente, y se propaga mediante ondas periódicas.

Las ondas electromagnéticas se caracterizan por una serie de magnitudes

Amplitud (A), corresponde a la máxima separación de un punto de la onda respecto a la posición de equilibrio

Frecuencia (es el número de veces que la onda vibra en un segundo, se mide en s-1 o hercios (Hz)

Periodo (T), es el tiempo que tarda en realizarse una vibración, se mide en (s) y su valor es el inverso de la frecuencia

Longitud de onda ( es la longitud que recorre una onda en un período, se mide en metros.

Velocidad (c), es la velocidad a la que se propaga la onda y es la misma para todas las ondas electromagnéticas y su valor es de 3.108 m/s y se conoce como velocidad de la luz

Se cumple que: = c · T

En el vacío todas las ondas electromagnéticas se desplazan a la misma velocidad, pero cada una viene caracterizada por su frecuencia y su longitud de onda.

Dicha longitud de onda varía desde valores muy pequeños a valores elevados, el conjunto de todas las longitudes de onda se denomina espectro electromagnético (8), que se divide en diversos bloques según el rango de longitudes de onda, entre ellos está el visible, correspondiente a la luz visible que va de 400 nm a 750 nm

Cuando un haz de luz blanca atraviesa un prisma, aparecen una serie de colores: rojo, anaranjado, amarillo, verde, azul, añil y violeta, que son los colores que se observan cuando se forma un arco irisA esta descomposición de la luz en sus diferentes componentes se le denomina espectro

Espectro electromagnético

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Los espectros pueden ser de emisión o de absorción y a su vez ambos se clasifican en continuos o discontinuos ( de bandas y rayas)

Espectros de emisión

Si tomamos un tubo que contiene un gas a baja presión y le aplicamos una diferencia de potencial elevada, el gas se vuelve conductor y emite radiación.

Si la radiación emitida por un elemento químico en estado gaseoso se hace pasar a través de un prisma, se obtendrán una serie de rayas luminosas separadas por espacios oscuros, el conjunto de estas líneas recibe el nombre de espectro de emisión

A diferencia del espectro de la luz blanca, que es continuo ( no se aprecian bandas negras), el espectro de emisión de un gas es discontinuo, es decir, cada elemento químico sólo emite radiación a unas longitudes de onda determinadas, características de cada elemento, y que permite diferenciarlos e identificarlos

Espectro de absorción

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Las sustancias no sólo pueden emitir radiación electromagnética, sino que también pueden absorberlas

Si hacemos que una radiación con un amplio rango de frecuencias, como la

luz solar, atraviese un tubo con un gas a baja presión, y se registra la misma radiación una vez atravesado dicho tubo, se puede ver el espectro continuo de la luz solar pero con una serie de rayas negras correspondientes a las frecuencias asociadas a las energías absorbidas.

El espectro así obtenido recibe el nombre de espectro de absorción y si lo comparamos con el de emisión se observará que las rayas luminosas del espectro de emisión se corresponde con las rayas negras del espectro de absorción

Espectros de emisión y espectros de absorción: ( 9 y 10)

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El hecho de que aparezcan diferentes líneas en un espectro significa que dentro del átomo deben existir diferentes estados energéticos, la diferencia de energía entre dos de estos estados corresponde a la energía de la radiación electromagnética emitida y que se observa en el espectro del átomo.

El modelo de Rutherford ya hablaba de la localización de electrones en diferentes órbitas, lo que implica un acercamiento al establecimiento de los diferentes niveles energéticos, sin embargo, el átomo de este modelo, vimos que era inestable.

La solución al problema la aportó el físico danés Bohr, basándose en la teoría cuántica de Planck quien planteó la hipótesis de que la energía se emite y se absorbe de forma discontinua.Planck presentó su teoría sobre las radiaciones emitidas por cualquier foco luminoso e indicó que no son un foco continuo de ondas luminosas sino una corriente de fotones individuales.

Fotón es la unidad de radiación electromagnética con una longitud de onda y una frecuencia determinadas que poseen una cierta cantidad de energía llamada cuanto de energía, lo que nos dice que la energía es proporcional a la frecuencia, por tanto:

“La energía emitida o absorbida es un múltiplo entero de un paquete o corpúsculo de energía, denominado cuanto de energía”

E = h ·

Donde: E energía ; h constante de Planck ( cuyo valor es 6,62.10-34 J.s ) ; frecuencia de la radiación

Esto nos dice que la energía no puede tener un valor cualquiera, sino que son valores múltiplos de estos cuantos, es decir, la

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energía está cuantificada, por lo que la energía igual que la materia presenta una estructura discontinua

En esa expresión puede verse que cuanto menor sea la frecuencia de la radiación electromagnética, menor es la energía que transporta, de todas las radiaciones del espectro visible, la de menor frecuencia es la luz roja, por tanto la de menos energía, un ejemplo es que en los laboratorios fotográficos se usa luz roja ya que su energía no es lo suficientemente intensa para velar las películas fotográficas

La hipótesis de Plank representa el cambio de concepción de la energía entre la Física Clásica ( energía continua) y la Física Cuántica ( energía discontinua)

En 1887, el científico alemán Hertz observó que al iluminar con luz ultravioleta una placa metálica se producía una descarga eléctrica, a esta emisión de electrones por parte de ciertos metales cuando sobre ellos incide una luz de pequeña longitud de onda, se le denomina efecto fotoeléctrico, este efecto fue interpretado por Einstein, basándose en la hipótesis de Planck ( con él ganó Einstein el premino Nobel de Física) : Einstein supuso que los electrones del metal se encuentran en diferentes niveles de energía, cuando absorban la energía de la radiación que les llega son extraídos del metal, de forma que la energía de los fotones se emplea en vencer la energía que los mantiene unidos. Los electrones que se encuentran en capas superficiales ( niveles energéticos elevados) son emitidos con una energía cinética máxima, por el contrario, cuanto mas abajo se encuentren del pozo de energía, menor es la energía cinética que adquieren.

La ecuación que propuso para el efecto fotoeléctrico es:h.=h.+ ½ m.v2

donde h.es la energía aplicada ) ; h.( energía que se emplea en arrancar el electrón, también llamada energía o trabajo de extracción y el valor de la frecuencia 0 se denomina frecuencia umbral ) y ½ mv2 es el exceso de energía que se utiliza en poner al electrón en movimiento.

Por lo que puede verse que, dependiendo del fenómeno estudiado, la luz puede considerarse como una onda o como una partícula, está situación se conoce como dualidad onda-crepúsculo, que nos dice que tiene una doble naturaleza, puede actuar como onda o como partícula, esto fue enunciado por Louis de Broglie, que lo generalizó para toda la materia afirmando: “cualquier partícula en movimiento lleva asociada una onda”, para calcular la longitud de onda asociada a cualquier partícula, como la energía es la misma se igualan las expresiones que nos da la energía como onda y como partícula

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h. = m.c2 2

De Broglie postula que si los fotones muestran esta dualidad, era posible que toda partícula en movimiento también la tenga, es decir que pueda comportarse como una onda. Esta hipótesis fue comprobada experimentalmente al observar fenómenos de difracción en los electrones

Problemas: Mac Graw Hill : 2, 3, 14, 15

Espectros atómicos

Para estudiar los espectros de los átomos hay que calentar el elemento, de este modo se aporta energía que el átomo absorbe y se excita haciendo que algún electrón salte a niveles más externos, pero un átomo excitado es inestable por lo que vuelve a su nivel y al hacerlo desprende la energía que había captado y se desprende en forma de radiación electromagnética E2 – E1 = h ·

Los espectros atómicos son, por tanto, de emisión y discontinuos y están formados por líneas definidas separadas entre si por espacios oscuros, por lo que cada elemento químico tiene un espectro de emisión característico

Si se estudia el espectro del hidrógeno gaseoso, vemos una serie de líneas con longitudes de onda y frecuencias únicas y características ( 4102 A0 , 4861 A0 , 6563 A0

En 1885 Balmer encontró una fórmula que se ajustaba a estas longitudes de onda, en la zona del espectro visible, encontrando la

relación: para n = 3, 4, 5.....

Mas tarde se detectaron, también para el hidrógeno, otras series espectrales en la zona del ultravioleta y del infrarrojo, que recibieron el nombre de sus descubridores. Lyman estudiando el espectro del átomo de hidrógeno en la zona del ultravioleta, encontró que la fórmula se ajustaba a:

para n = 2, 3, 4,........

Otros autores hicieron lo mismo en la zona del infrarrojo: Paschen, saltos electrónicos que acaban en la 3ª órbita, Brackett, saltos electrónicos que acaban en la 4ª órbita y Pfund, saltos que acaban en la 5ª órbita... y observaron que se ajustaba a una fórmula del tipo

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Johannes Rydberg en 1900 comprobó que la colocación de sus líneas espectrales en función del número de ondas obedecía a la ecuación empírica:

donde n1 y n2 son números enteros a partir de 1 y siempre n1 < n2 y R es la constante de Rydberg cuyo valor es de 1,097.107 m-1

MODELO ATÓMICO DE BOHR del Hidrógeno

Cuando Rutherford diseñó su modelo, no tuvo en cuenta todos estos trabajos publicado, y fue Bohr quien basándose en todos ellos: Hipótesis de Planck, efecto fotoeléctrico y espectros atómicos, corrigió los errores de Rutherford y expuso su modelo atómico, que se basa en una serie de postulados:

Los electrones giran en torno al núcleo sólo en ciertas órbitas circulares estables donde al moverse no pierden energía, a estas órbitas se les llama órbitas estacionarias

Las únicas órbitas permitidas son las que hacen que su momento angular sea un número entero de veces la

cantidad , según la ecuación: mvr = n

Donde h es la constante de Planck, y n es el número cuántico principal, que vale 1 para la primera orbita, 2 para la segunda,...y así sucesivamente

Un electrón puede pasar de una órbita a otra absorbiendo ( si va a una mas externa) o emitiendo ( si va a una interior) energía en forma de radiación electromagnética, siendo la energía que se emite o se absorbe igual a la diferencia de energía entre dichos niveles

Ejemplo: En el átomo de hidrógeno, imaginemos que el electrón está en el nivel n = 2, alli está describiendo una órbita circular sin emitir energía, si se le dá una energía E3 – E2, pasará al nivel n = 3, pero en este nivel, si se le retira la fuente energética, su situación es de inestabilidad y volverá a n = 2, y de aquí a n = 1, que es la situación más estable; al volver a n = 1 emitirá dos cuantos de energía, que son los registros que aparecen en su espectro y la ecuación que se obtiene para estas longitudes de onda coinciden con las obtenidas en las distintas series espectrales.

Para Bohr, los diferentes valores de n definen las órbitas, que actualmente se denominan capas o niveles de energía. Se les da diferentes nombres: n = 1 K ; n = 2 L ; n =3 M; ..

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Estudio de las órbitas de BohrSegún el modelo de Bohr, los electrones giran en torno al núcleo describiendo órbitas similares a las de los planetas, por lo que la fuerza de atracción electrostática entre el núcleo y cada electrón es la fuerza centrípeta responsable de su movimiento => Felec. = Fcentrip

en el caso del hidrógeno Qn es la misma que la carga del electrón pero con signo contrario, por lo que nos queda: mv2 =

=> v2 =

Teniendo en cuenta el 2º postulado y despejando el valor de v

2 =

igualando ambas expresiones de la velocidad

= simplificando y despejando el valor del radio de

la órbita obtenemos: r = n2

donde puede verse que excepto el valor de n el resto es una constante, cuyo valor es de 0,529 A0

Según vamos dando a n los valores 1, 2, 3,..... obtendremos el radio de la 1ª órbita, 2ª,.... y así sucesivamentePor lo que dicho radio no puede tomar cualquier valor, es decir, está cuantizado

Para calcular la energía de las órbitas de Bohr, sabemos que la energía total del electrón es suma de su energía cinética mas

su energía potencial => ET = EC + Ep =

Sustituyendo el valor de mv2 = se obtiene ET = - ½

Sustituyendo el valor de r encontrado antes tenemos:

ET = -

El paréntesis es una constante cuyo valor es de – 2,18.10-18J, y coincide con la energía de la 1ª órbita de Bohr para el átomo de hidrógeno.El valor absoluto de esta energía disminuye con el cuadrado del número atómico principal, por lo que también la energía esta cuantizada.Si tenemos en cuenta el signo, vemos que según aumenta el valor de n mayor es la energía, por lo que para subir a un nivel mas externo necesita absorber energía.

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Cuando n = , el radio es y la energía es 0, por lo que el electrón habrá abandonado el átomo

Por lo que, según Bohr, el radio de las órbitas es directamente proporcional al cuadrado del número cuántico principal, por el contrario, la energía, de valor negativo, es inversamente proporcional al cuadrado del número cuántico principal.

El modelo de Bohr nos permite explicar los espectros atómicos, los espectros de emisión se deben al paso del electrón desde una órbita de mas energía a otra de menor energía, ya que se cede energía en forma de radiación electromagnética, mientras que los de absorción, se pueden explicar por el paso del electrón de una órbita de menor energía a otra de mayor.

Por lo que por el 3º postulado:

- =

Si despejamos

Llegamos a una expresión similar a la Rydberg para explicar las series espectrales, y si calculamos el valor de las constantes delante del paréntesis, se llega exactamente al valor de la constante de Rydberg. Este explica la importancia del modelo de Bohr al lograr explicar una ecuación empírica, como fue la obtenida por Rydberg

Pronto se vio que el modelo de Bohr presentaba algunas limitaciones, siendo las notables: Solo explica de forma estricta el átomo de hidrógeno y los

iones con un solo electrón y presenta complicaciones para átomos con mas de 1 electrón

En este modelo se establece que determinadas órbitas son estables y que los electrones no emiten energía al girar en ellas alrededor del núcleo, y no se justifica por que es así, yendo en contra de las teorías electromagnéticas clásicas

Con la mejora de los métodos espectroscópicos aparecieron nuevas rayas espectrales, que el modelo de Bohr era incapaz de justificar

Bajo la acción de un campo magnético, Peter Zeeman observó que las líneas espectrales se desdoblaban en otras nuevas, lo que nos dice que existen otros subniveles energéticos.

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Posteriormente, Sommerfeld propuso como explicación, que cada órbita de Bohr constaba en realidad de varios tipos de orbitas, supuso que siempre habría una órbita circular, pero que también cabrían órbitas elípticas, con el núcleo situado en uno de los focos.

Matemáticamente, estas órbitas se representan mediante un nuevo número cuántico, simbolizado por la letra l y denominado número cuántico secundario o azimutal, pues el término azimut describe la excentricidad de una órbita.

Los valores posibles de l dependen de la capa o nivel y van desde 0 hasta ( n-1); el valor 0 corresponde a una órbita circular, el nombre de la órbita va a depender del valor de lNúmero cuántico l = 0 => órbita s ; Número cuántico l = 1 => órbita pNúmero cuántico l = 2 => órbita d ; Número cuántico l = 3 => órbita f,....El desdoblamiento observado por Zeeman en 1896 en el espectro atómico, al someter a la muestra a un campo magnético, fue explicado por el físico holandés Lorentz, quien sugirió que era debido a la orientación espacial de las posibles subcapas u órbitas; según esta hipótesis los electrones interferían con el campo magnético externo de manera diversa.

Para poder tener en cuenta esta diferencia en el modo de orbitar en la capa, se introdujo un nuevo número cuántico, denominado magnético, que podía tomar los valores que van desde +l a –l pasando por el cero; su símbolo es m, y el número de valores que puede tomar nos da el número de órbitas distintas de cada tipo.

Posteriormente, en 1925, con técnicas más sofisticadas se observó el desdoblamiento en dos de cada línea espectral, lo que llevó a introducir un último número cuántico llamado de spin se representa por s o ms, relacionado con el giro del electrón sobre si mismo, y que puede tomar los valores + ½ o – ½

Por lo que los posibles valores de los número cuánticos son:

Número cuántico Posibles valoresPrincipal ( n ) n = 1, 2, 3, 4, 5,...Secundario o azimutal ( l ) l = 0,.......... n-1Magnético ( m ) m = - l,……..0,……..+lEspín ( s ) s = + ½ y – ½

Actividad: Elabora una tabla con todos los posibles valores de los números cuánticos n, l, m y s que se pueden dar en las capas o niveles K, L y M de Bohr.

Modelos mecanocuánticos

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La visión actual de la estructura atómica difiere en aspectos importantes de los modelos de Bohr y Sommerfeld. Esencialmente, consiste en un átomo con un núcleo donde están los protones y los neutrones, alrededor del cual se encuentran los electrones, pero no en posiciones concretas, sino en diferentes estados energéticos, que tienen una determinada probabilidad de encontrarse en ciertas regiones del espacio. No se puede definir exactamente la posición que ocupa un electrón dado en un momento determinado, esto hace que se abandonen las ideas deterministas respecto a las órbitas de los modelos anteriores y se acepte una concepción estadística o probabilista. Por eso las órbitas pasan a llamarse orbitales, que es la región del espacio donde es mas probable encontrar al electrón, no se trata de un lugar concreto, representa un estado energético en lugar de una órbita bien definida, como ocurría en el modelo de Bohr-Sommerfeld

Los modelos mecanocuánticos o mecano-ondulatorios se basan en la dualidad onda-corpúsculo de De Broglie ( hipótesis que fue comprobada en 1927 al observarse el comportamiento ondulatorio de los electrones en fenómenos de difracción) y en el principio de incertidumbre de Heisenberg.

El principio de incertidumbre de Heisenberg nos dice que hay un límite en la precisión con la que se puede determinar, simultáneamente, la posición y la cantidad de movimiento de una partícula, la explicación es que, al hacer una medición, interferimos en el sistema y de ahí viene el error correspondiente.

Por ejemplo, si queremos determinar la posición de un electrón, tenemos que hacer incidir sobre él una determinada radiación electromagnética, que al ser absorbida por él, alterará su energía cinética provocando una incertidumbre (error) sobre su velocidad.

La expresión matemática del principio de incertidumbre es:

Esta expresión nos marca un mínimo de incertidumbre, por eso aparece el signo . El término es la incertidumbre o error en la medición de la posición y la incertidumbre o grado de error en la cantidad de movimiento p

En el mundo macroscópico al ser masas grandes, podemos conocer con una precisión alta la posición y la velocidad de un objeto, sin embargo, con las partículas fundamentales, al tener una masa muy pequeña, la incertidumbre se hace muy grande, ya que:

Para una incertidumbre dada de p, si la masa es pequeña será grande

Como consecuencia del comportamiento ondulatorio de los electrones Edwin Schrödinger ( 1887 – 1961) propuso una ecuación de onda

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para los electrones, esta ecuación permite describir el comportamiento y la energía asociada a partículas como los electrones y tiene la forma de una ecuación diferencial

Con los métodos de calculo actuales, solo se puede resolver de forma aproximada la función de onda para un electrón, de su resolución se derivan los 4 números cuánticos ya conocidos, que se habían introducido de forma experimental para poder explicar los desdoblamientos observados en las rayas espectrales.

Aunque la función de onda no tiene significado físico real, su cuadrado es una medida de la probabilidad de encontrar al electrón en una determinada región del espacio, si su valor es al menos un 90% representa un orbital atómico => zona del espacio donde hay una gran probabilidad de encontrar al electrón y dicha probabilidad se pone arbitrariamente en, al menos, un 90%Por tanto este modelo supone al electrón como una nube de carga distribuida alrededor del núcleo, de forma que la densidad de dicha nube será mayor en las zonas donde sea mas probable encontrar al electrón, y estas zonas tienen formas tridimensionales determinadas.

Como puede verse en la hoja de orbitales atómicos, el orbital s es único en cada capa y de forma esférica; los p son tres en cada capa y constan de dos lóbulos, uno a cada lado de la posición del núcleo; y los d son cinco, cuatro tienen cuatro lóbulos, mientras que el quinto tiene dos lóbulos y un toro esférico perpendicular.

ESTRUCTURA ELECTRÓNICA DE LOS ÁTOMOS

La distribución ( o configuración) electrónica es el modo en que se sitúan los electrones del átomo alrededor del núcleo e indica en qué niveles o capas y en que orbitales hay electrones y cuántos.Se representa por: nxe, donde: n es el número de la capa o nivel, o número cuántico principal ; x es el tipo de orbital ( s, p, d, ...) ; e indica el número de electrones que hay en ese orbital

La capa de valencia es la última capa de un átomo en la que hay electrones, se denomina así ya que esa capa es la que define la capacidad de combinación o formación de enlace de dicho átomo, y es lo que se conoce como su valencia

Para determinar la configuración electrónica de un átomo, nos basamos en tres principios:

Principio de exclusión de Pauli. Principio de mínima energía de Aufbau Regla de Madelung. Ordenación de orbitales según su

energía. Principio de máxima multiplicidad de Hund

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Principio de exclusión de Pauli: Experimentalmente se había detectado que el número de electrones que hay en la primera capa es, como máximo, dos; de igual forma que en la segunda hay como máximo ocho, dieciocho en la tercera,....; en general, el número máximo de electrones que caben en una capa o nivel es de 2n2, siendo n el número cuántico principal.El físico austriaco Pauli lo justifico basándose en las posibles asociaciones de números cuánticos y enunció el principio que lleva su nombre: En un mismo átomo no puede haber dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales. Por tanto en cada orbital puede haber, como máximo, dos electrones

Los orbitales se llenan de electrones empezando por el de menor energía y terminando por el de mayor ( regla de la mínima energía o regla de Aufbau)

La energía de un orbital depende de los tres números cuánticos que lo definen: n, l, y m, aunque en ausencia de campo magnético externo sólo depende de n y l; para la mayoria de los elementos, se cumple que la mayor o menor energía de un orbital se obtiene sumando los números cuánticos ( n + l), de forma que cuanto mayor sea esta suma, mayor será la energía; a igualdad de valores de (n + l), tendrá mas energía el que tenga mayor n ( Regla de Madelung)

Los electrones, al ocupar orbitales con la misma energía pero distinto valor de m ( orbitales isoenergéticos), lo hacen de forma que su desapareamiento sea el mayor posible, evitando formar parejas en el mismo orbital ( Regla de Hund); esto indica que los electrones tienden a tener sus momentos de spin desapareados, es decir, con el mismo número de spin. En cambio, si estuvieran en el mismo orbital, tendrían los spin apareados ( números de spin + ½ y – ½ ) para cumplir con el principio de Pauli.

La aplicación de estos principios da como resultado la disposición de electrones con la que el átomo tiene la menor energía posible, estado que se conoce como estado fundamental.

Con el fin de hacer más sencilla la determinación de la configuración electrónica a partir del diagrama de llenado, se han propuesto varias reglas fáciles de recordar, la más utilizada es el diagrama de Moeller

1 s2s 2p3s 3p 3d4s 4p 4d 4f5s 5p 5d 5f 5g

De igual forma se pueden escribir configuraciones electrónicas de iones, es decir, átomos que han ganado o perdido algún electrón.

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Actividad: Distribución electrónica y diagramas de orbital ( cuadrícula para cada orbital), de los elementos de Z = 6, 7, 10 y 24

Existen distribuciones electrónicas que son especialmente estables, recordamos que los gases nobles se llaman así por su estructura muy estable, al hacer la configuración electrónica vimos que tienen 8 electrones en su capa de valencia ( ns2 np6), a excepción del He; un átomo que tiene configuración de gas noble se dice que tiene estructura de capa cerrada.Además de estas distribuciones, también son especialmente estables aquellas estructuras en las que los orbitales de un tipo están semillenos, ya que esto permite un gran desapareamiento en los electrones; se denominan estructuras de semicapa cerrada y están presentes en elementos con: np3, nd5 y nf7

Los átomos tienen tendencia a ganar o perder un número de electrones que les permita adquirir una configuración de capa cerrada o de semicapa cerrada, de este modo se justifican las valencias de ciertos elementos, así como el hecho de que algunos de ellos alteren la configuración electrónica que cabría esperar al aplicar directamente el principio de mínima energía.

A este número de electrones que ganan o pierden para lograr esta estabilidad se llama estado o número de oxidación, y será ( + ) si son electrones que necesita dar, y ( - ) si son electrones que necesita tomar.

CLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOSIntroducción histórica => Realizar un trabajo

En la tabla periódica moderna, los elementos se ordenan según su número atómico y muestra cómo las propiedades físicas y químicas se repiten periódicamente. La tabla está organizada en periodos o filas y grupos o columnas. Un periodo o fila está formada por todos los elementos cuyo nivel

energético superior es el mismo, es decir, en su configuración electrónica el número cuántico principal mayor es el mismo para todos. Hay 7 periodos en la tabla; el 1º sólo tiene dos elementos, el 2º y el 3º ocho, el 4º y el 5º tienen 18 y el 6º tiene 32. El 7º contiene los últimos elementos descubiertos y no está completo, pero podría tener 32

Un grupo, familia o columna está formado por elementos que tienen una configuración similar en su nivel mas alto. Los elementos de un grupo tienen el mismo número de electrones en el mismo tipo de niveles, es decir que en su notación electrónica el último nivel es igual, lo que explica la semejanza en sus propiedades químicas. Hay 18 grupos además de las llamadas tierras raras.

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Se llaman elementos normales, tipo o Representativos, los que tienen una configuración electrónica con el último electrón ( electrón diferenciador) en orbitales s o pLos elementos cuya notación de su último nivel es ns1 forman la familia de los metales alcalinos, los que poseen ns2 forman la familia de los alcalinoterreos, los ns2p1 boroides, ns2p2 carbonoides, ns2p3 nitrogenoides, ns2p4 anfígenos, ns2p5 halógenos y gases nobles ns2p6

Elementos de transición o transición simple, son 10 grupos formados por elementos cuya configuración electrónica acaba en orbitales ns2 (n – 1)dx

siendo x = 1, 2, 3,....10

Elementos de transición interna, de doble transición o tierras raras, son aquellos cuya configuración electrónica acaba o puede acabar en orbitales ns2 (n – 2)fx, las propiedades de estos elementos son tan similares, que se consideran dos grupos o familias: la de los lantánidos ( formada por el La y los 13 elementos siguientes) y la de los actínidos ( formada por el Ac y los 13 elementos siguientes).

Propiedades Periódicas

Al ordenar su tabla periódica, Mendeleiev se guió por las propiedades de los elementos y confió en que la tabla por si misma explicaría un orden en el comportamiento de los elementos. La mayoría de las propiedades químicas y físicas de los elementos se pueden relacionar con su situación en la tabla periódica. Siendo las propiedades que mejor muestran su periodicidad las siguientes:

Radio atómico y radio iónicoEstos conceptos no son fáciles de definir ya que el átomo no es un objeto esférico de limites definidos, por lo que se considera radio atómico a la mitad de la distancia entre dos núcleos de átomos idénticos unidos, estas distancias se calculan por medio de técnicas de difracción de rayos X, tanto en metales como en no metales, pero al tener distinto tipo de enlace ( metálico para unos y covalente para otros), los radios así calculados no son muy exactos, pero las variaciones que se observan si son significativas

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En un grupo los radios atómicos crecen al aumentar el número atómico porque los electrones se van colocando en niveles cada vez más altos y la carga eléctrica de los demás electrones internos, producen repulsiones ( efecto pantalla), y hacen que el volumen aumente

En un mismo periodo, los radios atómicos disminuyen al aumentar Z, ya que el electrón diferenciador que cada elemento tiene añadido respecto al anterior no se sitúa más lejos del núcleo, sino en el mismo nivel energético o en uno inferior, de modo que el átomo no aumenta de volumen, además cada elemento tiene, respecto al anterior, un protón más en el núcleo lo que hace que la atracción de este sobre los electrones aumente lo que hace que el volumen disminuya.Por tanto el radio atómico aumenta al descender en un grupo y al desplazarnos hacia la izquierda en un periodo, con excepción de los gases nobles.

Se denomina radio iónico al tamaño del anión o del catión de un elemento químico, en un enlace iónico, la distancia de enlace es la suma del radio aniónico y el catiónico de los iones enlazados.

Los iones positivos o cationes se forman por pérdida de electrones en el átomo neutro, por lo que sus radio iónico será menor que el del átomo neutro; esto es notable en el caso de los metales alcalinos y

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alcalinotérreos porque al perder los electrones, sus configuraciones corresponden a un nivel inmediatamente inferior. En los átomos de la zona media de la tabla no se presentan diferencias tan acusadas.Por el contrario, los iones negativos son mayores que los átomos neutros correspondientes porque los electrones añadidos son atraídos por un núcleo que no ha aumentado su número de protones.

Energía de ionización o Potencial de ionización

La energía de ionización (EI) o potencial de ionización (PI) se define como la mínima energía que hay que proporcionar a un átomo, en estado gaseoso y fundamental, para arrancar un electrón de su capa de valencia:

X + EI X+ + e- Se mide en unidades de energía: kJ/mol o eV/átomoVaría en los elementos químicos según se avanza en la tabla peródica, por los siguientes factores:

1. Tanto en un grupo como en un período, al aumentar la carga nuclear, aumenta la atracción electrostática del núcleo sobre los electrones y hace que sea necesaria más energía para arrancar los electrones.

2. Al bajar en un grupo aumentan el número de niveles por lo que se intensifica el efecto pantalla, esto hace que la fuerza electrostática sea menor y que se necesite menos energía para arrancar el electrón de valencia; en los grupos este efecto compensa la acción de la carga nuclear.

3. En los períodos influye la configuración electrónica de la capa de valencia, ya que puede suceder que al ganar o perder un electrón se pierda una estructura de capa cerrada o de semicapa cerrada.

4. Al aumentar la capa de valencia, los electrones que la ocupan están más alejados del núcleo, por lo que es necesaria menos energía para arrancarlos.

Teniendo en cuenta todo esto, la energía de ionización aumenta al subir en un grupo y al desplazarse a la derecha en un periodo.

En teoría, para cualquier elemento químico existen tantas EI como electrones tengan; en general, la primera EI es menor que la segunda, esta, menor que la tercera, y así sucesivamenteLa razón es que la 2ª EI permite arrancar un electrón a un catión que tiene mas carga neta positivaLa variación de EI con el número atómico es:

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Afinidad electrónica (AE)Es la mínima energía que desprende un átomo que se encuentra en estado gaseoso y fundamental cuando capta un electrón

X + e- X- + AESe mide en kJ/mol o eV/átomoSu valore varía de forma peródica en los elementos químicos según se avanza en la tabla periódica debido a los siguientes factores:

1. Tanto en un grupo como en un periodo, al aumentar la carga nuclear se eleva la atracción del núcleo sobre el electrón que capta y se libera más energía.

2. Al descender en un grupo aumenta el efecto de pantalla, lo que hace que disminuya la atracción y se libere menos energía al captar un electrón.

3. Al aumentar la capa de valencia el electrón que se capta estará más alejado del núcleo y experimentará menos atracción lo que hace que se desprenda menos energía.

Por tanto, la AE es mayor cuanto más arriba y a la derecha de la tabla periódica se encuentre el elemento, con excepción de los gases nobles.

Electronegatividad (EN) es la tendencia que tiene un átomo a atraer sobre sí el par de electrones de un enlace químico, se puede expresar en unidades de energía o en unidades arbitrarias que dan una idea de esta tendencia.Mulliken estableció la 1ª escala de EN al definirla como la media entre EI y AE => EN = ½ ( EI + AE)Por su parte Pauling estableció otra escala estudiando la polaridad del enlace y estableció una escala adimensional donde el valor máximo es 4 ( en el F) y el mínimo 0,7 ( en el Fr)Como la EN depende de EI y de AE y como ambas aumentan en un grupo hacia arriba y hacia la derecha en un periodo, resulta claro que la EN varía de igual forma.

Carácter metálico

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Las propiedades mas caracteristicas de los metales como son su conductividad eléctrica y la posibilidad de combinarse con los no metales, derivan de adquirir una carga positiva, convirtiendose así en cationes. Esta tendencia está relacionada directamente con la EI y la AE, por lo que el carácter metálico es también una propiedad periódica.Para actuar como cationes deben de ser capaces de ceder facilmente electrones y tener poca tendencia a captarlos, por lo que su EI y AE deben de ser bajas.Por lo que el carácter metálico aumenta según se desciende en un grupo y según nos movemos a la izquierda en la tabla periodica => los metales más activos se encuentran en la parte izquierda e inferior de la tabla periódica

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