Pulgas los-atomos-t4

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El Átom

oMODELOS ATÓMICOS

MODELOSFILOSÓFICOS(Antigüedad)

MODELOSCIENTÍFICOS(Modernos)

LEUCIPO Y DEMÓCRITO(ATOMISMO)

La materia está compuesta departículas indivisibles y vacío.

Según Demócrito, lo único que hayson átomos y vacío. El átomo esindivisible, inmutable y eterno.

Donde se hallan lasteorías de

cuyo punto departida es la

TEORÍA ATÓMICA DE DALTON

Teniendo como base las denominadasLEYES PONDERALES.

Eric Calvo Lorente1

CORRIENTE ELÉCTRICA

(Y NO A ESTUDIOS DENATURALEZA QUÍMICA)

Y cuyo desarrollo sedebió a estudios de la

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oEVOLUCIÓN MODELOS ATÓMICOS

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Modelo de Dalton

Modelo de Thomson

Modelo de Rutherford

Modelo de Böhr

Modelo Mecanocuántico

Descubrimientodel electrón

Descubrimientodel protón

Experiencia deRutherford

EfectoFotoeléctrico

NúmerosCuánticos

Nuevosdescubrimientos

Espectrosatómicos

Hipótesis dePlanck

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oMODELO DE DALTON

Leyes Ponderales

Los elementos están formados por átomos, partículas pequeñísimas,indivisibles e indestructibles.

Todos los átomos de un mismo elemento son iguales en masa y resto depropiedades, y diferentes de los átomos de cualquier otro elementos.

Un compuesto químico esta formado por “átomos compuestos”, iguales entresi.

Estos “átomos compuestos” están formados por la union de átomos dediferentes elementos químicos, según una relación de números sencillos.

Una reacción química consistirá en una redistribución de átomos, de modoque se formen nuevas sustancias.

Y cuyos postuladosson

Basado en eldescubrimiento de las

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oDESCUBRIMIENTO ELECTRÓN

Tubo de Rayos Catódicos Experimento de Millikan

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oRAYOS CATÓDICOS

J.J. Thomson observó que estaradiación podía ser desviada tantopor la acción de campos eléctricos

como de campos magnéticos.El análisis de la desviación sufridapor la radiación en función permitió

suponer que se trataba de unacorriente de partículas.

Thomson pudo determinar larelación entre masa/carga, y estaera independiente de la naturalezadel cátodo y del gas existente en elinterior del tubo. Así, dedujo el

valor:

= , . C/Kg

Eric Calvo Lorente5

Estableciendo una diferencia depotencial entre dos placas conectadasa los polos de una pila, se observauna radiación que parte del cátodo(con carga negativa) y se dirige alánodo (cargado positivamente),

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oEXPERIMENTO DE MILLIKAN

Robert Millikan consiguió medir lamasa de la partícula que

transportaba esa carga. Observó quesu masa era 1837 veces menor quela masa del átomo de hidrógeno.Se trataba, pues, de una partículasubatómica, a la que se denominó

ELECTRÓN.Se pudo así determinar tanto masa

como carga:= , .= − , .

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o MODELO DE THOMSON

Eric Calvo Lorente7

El átomo está formado por una granmasa en la que se haya la carga

positiva, e,incrustados, loselectrones, en número suficiente para

alcanzar la electroneutralidad.

Cuando un átomo tiene cargaeléctrica, será debido a la falta oexceso de electrones. Puesto que latendencia es la electroneutralidad,tal situación se logrará ganando o

perdiendo electrones,respectivamente.

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oDESCUBRIMIENTO PROTÓN

Mediante un estudio similar al quepermitió descubrir los rayos catódicos,E. Goldstein observó la existencia deuna nueva radiación que, en estecaso, partía del ánodo (electrodopositivo) y se dirigía al cátodo.Recibieron el nombre de RAYOS

CANALES O ANÓDICOS.

Utilizando un cátodo perforado, laradiación podía observarse al iluminarla pantalla fluorescente del tubo de

Crookes

De nuevo, Thomson estudió esta nuevaradiación, que podía también ser

desviada tanto por la acción de camposeléctricos como de campos magnéticos.Por tanto, se trataba también de una

corriente de partículas.Pero en este caso, la relación

carga/masa dependía del gas encerradoen el interior del tubo. El valor más

pequeño se obtuvo para el caso en el queel gas encerrado era hidrógeno, y cuyovalor coincidía con el del átomo de

hidrógeno y cuya carga era la misma,en valor absoluto, que la del electrón.

Ernest Rutherford (año 1920), tomó esta partícula como la unidad

fundamental de carga positiva,denominándola PROTÓN := , .= + , .

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oEXPERIENCIA DE RUTHERFORD

Rutherford, junto a sus colaboradores H. Geiger y E. Marsden bombardearon unafinísima lámina de oro (6.10-7 m), con una fuente de radiación alpha ( ),

analizando las trayectorias a través de los impactos producidos en una láminafotosensible (de sulfuro de cinc ZnS).

Eric Calvo Lorente9

Los resultados indicaron que:

• La inmensa mayoría de las partículasαatravesaban la lámina sin desviarse, comosi no estuviera

• Una pequeña proporción sufría desviación.• Un 0,01% rebotaba al llegar a la lámina.

Era evidente que el modelo de Thomson no podía serválido, ya que de ser así, todas las partículasdeberían haber atravesado la lámina sin rebotar (yaque al ser uniforme la densidad de carga sumodelo, todas las partículas alpha no tendríasentido un comportamiento diferencial alinteraccionar con la lámina delgada de oro).

Partículas pasando a travésdel modelo de Thomson y deRutherford

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oMODELO DE RUTHERFORD

Las fuertes repulsiones observadas enel experimento sólo podían explicarsesi las partículas alfa se acercaban aregiones de elevada carga positiva(causando fuertes repulsiones).

Así, Rutherford propone un átomoformado por un pequeño núcleo en elque se hallaría toda la carga positivay prácticamente toda la masa delátomo. Los cálculos matemáticos

dieron un valor de 10-14m para eldiámetro del núcleo, unas 10000inferior al tamaño estimado del

átomo.

Por su parte, los electrones no puedenestar inmóviles, puesto que serían

atraídos por el núcleo central. Por elcontrario, estos deberán estar

orbitando alrededor del núcleo, enórbitas estables, de manera similar a

los planetas de un sistema solar.

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oDESCUBRIMIENTO DEL NEUTRÓN

Al determinar la masa de los átomos, se observó que su valor eraalrededor del doble del estimado (conocidas las masas de protón y

electrón).

Rutherford postulóentonces la existencia

de una nuevapartícula, de masaigual a la del protóny sin carga eléctrica.Esta partícula deberíaalojarse en el núcleojunto al protón. Sedenominó NEUTRÓN.

La partícula fuedescubierta por

James Chadwick.


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oIDENTIFICACIÓN DE ÁTOMOS

ISÓTOPOS

(Átomos con igual númerode protones pero distintode neutrones, es decir,igual Z, pero distinto A)

IONES(Átomos con carga eléctrica

no nula)

• Aniones (carga negativa)• Cationes (carga positiva)

• Z: Número Atómico• A: Número Másico


Los átomos de unmismo elementoquedan caracterizadospor

Casi todos los elementosquímicos tienen

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oESPECTROS ATÓMICOS

El espectro de una radiación está formado por el conjunto de radiacionessimples que la constituyen. El modo de descomponer la radiación eshacerla incidir sobre un prisma óptico (o una rejilla de difracción). Lasdistintas frecuencias dejarán de estar solapadas y seguirán un recorridodiferenciado. Estas frecuencias (visibles y no visibles) podrán recogerse enuna película fotosensible.Se denomina espectro electromagnético al rango de frecuencias en el que seencuentran las ondas electromagnéticas,


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oESPECTROS DE EMISIÓN Y ABSORCIÓN (I)


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oESPECTROS DE EMISIÓN Y ABSORCIÓN (II)


La luz blanca produce al descomponerla lo que llamamos unespectro continuo, que contiene el conjunto de colores quecorresponde a la gama de longitudes de onda que la integran.

Sin embargo, los elementos químicos en estado gaseoso ysometidos a temperaturas elevadas producen espectros discontinuosen los que se aprecia un conjunto de líneas que corresponden aemisiones de sólo algunas longitudes de onda.

El conjunto de líneas espectrales que se obtiene para un elementoconcreto es siempre el mismo, incluso si el elemento forma partede un compuesto complejo, y cada elemento produce su propioespectro diferente al de cualquier otro elemento. Esto significaque cada elemento tiene su propia firma espectral.

Si hacemos pasar la luz blanca por una sustancia antes deatravesar el prisma sólo pasarán aquellas longitudes de onda queno hayan sido absorbidas por dicha sustancia y obtendremos elespectro de absorción de dicha sustancia.

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oTEORÍA CUÁNTICA DE LA LUZ

1. Los cuerpos, debido a su temperatura, emiten radiaciónelectromagnética. Esta raciación se emite en forma discontinua.

2. Esta radiación discontinua se realiza por la emisión de paquetes deenergía, llamados CUANTOS O FOTONES DE RADIACIÓN.

3. La energía de la radiación será la que porten esos fotones. SegúnPlanck: = ., donde: ≡ , . .≡ ( ó )

4. La intensidad de una radiación estará relacionada con por elnúmero de fotones (por unidad de tiempo y de superficieperpendicular).


Propuesta por Max Planck en 1900, a partir de laradiación emitida por los llamados “cuerposnegros”. Se basa en los siguientes postulados:

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oEFECTO FOTOELÉCTRICO


Se trata de la emisión de electrones por un metal cuando se hace incidirsobre él una radiación electromagnética (luz visible o ultravioleta, engeneral). La explicación teórica fue hecha por Albert Einstein, basando suformulación en el trabajo sobre los cuantos de Max Planck.

Para cada metal dado, existe una cierta frecuencia mínima de radiaciónincidente debajo de la cual ningún fotoelectrón puede ser emitido. Estafrecuencia se llama frecuencia de corte, también conocida como"Frecuencia Umbral".

Para un metal y una frecuenciade radiación incidente dados, lacantidad de fotoelectronesemitidos es directamenteproporcional a la intensidad deluz incidente.

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oMODELO DE BÖHR (I)


Este modelo es el primero que, aún siendo de corte clásico,se apoya en la cuantización de la energía de Planck.Su éxito, además, se basa en poder explicar los espectrosatómicos.Se basa en los siguientes postulados:

1. Los átomos constan de un núcleo central, donde se halla la cargapositiva y prácticamente toda su masa.

2. Alrededor de este núcleo giran los electrones, en órbitas circulares yestables. Esto quiere decir que en ellas, el electrón no emite energía.

3.Sólo son posibles determinadas órbitas. Únicamente lo estarán aquellasque cumplan:= . == º ( = , , , … )

4. La energía del electrón en cada órbita viene dada por la expresión:= = = º ( = , , , … )

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oMODELO DE BÖHR (II)


Esta sería la misma que la que emitiría en el caso de retornar a laórbita inicial.Estos tránsitos son, presisamente, los correspondientes a las energíasde las rayas espcctrales.En este sentido:a) Si las órbitas no estuviesen cuantizadas, todos los tránsitos

electrónicos serían posibles, con lo que los espectros atómicosserían continuos.

b) Puesto que las energías de cada nivel dependen del tipo de átomo(constante b) , las energías en juego en los diferentes tránsitosson características de cada átomo. Por tanto, las líneasespectrales también. Es decir, los espectros son únicos para cadaelemento, permitiendo identificarlos.

Según el modelo, laslíneas espectralesserían debidas a lostránsitos electrónicosentre diferentesórbitas.Para que un electrónpase de una órbita aotra superior, demayor energía,necesitaría absorbercierta energía.

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oNUEVOS DESCUBRIMIENTOS EN ESPECTROS

ATÓMICOS

La consecuencia de todo ello era que para determinar un electrón no bastaba un solonúmero cuántico, sino que eran necesarios un total de cuatro:

1. NÚMERO CUÁNTICO PRINCIPAL (n): Indica la energía (tamaño) de la órbita.

2. NÚMERO CUÁNTICO SECUNDARIO O AZIMUTAL (L): Indica los tiposdiferentes de subniveles en cada nivel electrónico.

3.NÚMERO CUÁNTICO MAGNÉTICO (m): Relacionado con la orientación de cadasubnivel. Indicará el número de subniveles en cada nivel.

4. NÚMERO CUÁNTICO DE SPIN (s): Indicará el sentido de giro del electrón.

El modelo de Böhr se encontró con varias dificultades:a) Sólo podía interpretar el átomo de hidrógeno, pero no así átomos polielectrónicos.b) Los avances técnicos permitieron ver que en los espectros atómicos, muchas líneas

eran en realidad, varias. Es decir, existían subniveles de energíac) Se observó como la presencia de un campo magnético producía la aparición de más

líneas espectrales, por desdoblamiento de las existentes (Efecto Zeeman).d)Se encontró que, el electrón, además de girar alrededor del núcleo, podía girar

alrededor de si mismo (a lo que se llamó SPIN), en un sentido o en otro.


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oNÚMEROS CUÁNTICOS


n 1 2 3 4 5 6

Nivel K L M N O P

L 1 2 3 4 5

Subnivel s p d f O

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oMODELO MECANOCUÁNTICO

Ante la imposibilidad de explicar los espectros atómicos de átomospolielectrónicos, a pesar de las diferentes modificaciones realizadas al modelo deBöhr, se desarrolla, entre 1925 y1929 una teoría completamente diferente,

basada en dos principios establecidos pocos años antes:


Dualidad Onda-Corpúsculo Principio de Incertidumbre

Establecido porLouis de Broglie,propone que todapartícula materiallleva tambiénasociada una onda.

Establecido por WernerHeisenberg, establece laimposibilidad de conocera la vez y conexactitud, la posición yla velocidad de unapartícula.

Tomando como base estos principios, en 1925 el alemánErwin Schrödinger estableció una ecuación que llevaría sunombre, la ECUACIÓN DE SCHRÖDINGER, que permiteCONOCER LA PROBABILIDAD DE ENCONTRAR UNELECTRÓN EN UNA DETERMINADA REGIÓN DEL ESPACIOALREDEDOR DE UN NÚCLEO. La resolución de la indicabaque sólo en ciertas regiones del espacio la probabilidad eraelevada; esas regiones se denominaron ORBITALES.

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oTIPOS DE ORBITALES


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oCONFIGURACIONES ELECTRÓNICAS (I)

Configuraciones electrónicasLa configuración electrónica de un elemento hace alusión a la distribución yordenación de sus electrones en los diferentes orbitales en las capasprincipales y subcapas.Tal distribución de electrones en los orbitales viene dada por una serie dereglas:Los electrones se distribuyen de modo que la energía del átomo sea lamínima. Salvo para contadas excepciones, el orden de llenado de losorbitales viene dado por el DIAGRAMA DE MÖELLLER.Dos electrones de un mismo átomo no pueden tener los cuatro númeroscuánticos iguales. Esta regla se conoce como PRINCIPIO DE EXCLUSIÓN DEPAULIEn el caso en el que existan orbitales degenerados, los electrones sedispondrán lo más desapareados posible. Esta es la REGLA DE MÁXIMAMULTIPLICIDAD DE HUND.

Para escribir las configuraciones electrónicas se usa el PRINCIPIO AUFBAU,palabra alemana que quiere decir "construcción progresiva". Existen tresformas de mostrar las configuraciones electrónicas:a) Notación spdf condensadab) Notación spdf expandidac) Diagrama de orbitales


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oEVOLUCIÓNSISTEMA PERIÓDICO (I)

La evolución de la tabla periódica, desde la primera ordenación de los elementos,ha tenido lugar a lo largo de más de un siglo de historia y ha ido pareja aldesarrollo de la ciencia.

En 1830 se conocían ya 55 elementos diferentes, cuyas propiedades físicas yquímicas variaban extensamente. Fue entonces cuando los químicos empezaron ainteresarse realmente por el número de elementos existentes. Preocupaba sabercuántos elementos diferentes existían y a qué se debía la variación en suspropiedades.

Fue en 1829 cuando el químico alemán Döbereiner realizó el primer intento deestablecer una ordenación en los elementos químicos, haciendo notar en sus trabajoslas similitudes entre los elementos cloro, bromo e iodo. Pronto estas similitudesfueron también observadas en otros casos, como entre el calcio, estroncio y bario.

Hacia 1862, el francés Chancourtois estableció su tornillo telúrico (o anillo telúrico,o hélice telúrica), por la cual los elementos se iban colocando sobre una línea queascendía con un ángulo de 45 grados por la superficie curva de un cilindro. Loselementos que coincidían sobre una generatriz (la línea recta perpendicular a lasbases) tenían propiedades físicas y químicas similares


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oEVOLUCIÓNSISTEMA PERIÓDICO (I)

En 1864, Newlands estableció la ley de las octavas. Habiendo ordenado loselementos conocidos por su peso atómico y después de disponerlos en columnasverticales de siete elementos cada una, observó que en muchos casos coincidían enlas filas horizontales elementos con propiedades similares y que presentaban unavariación regular. Más acertado estuvo otro químico, Meyer, cuando al estudiar losvolúmenes atómicos de los elementos y representarlos frente al peso atómico observóla aparición en el gráfico de una serie de ondas.

En 1869, utilizando como criterio la valencia de los distintos elementos, ademásde su peso atómico, Mendeleiev presentó su trabajo en forma de tabla en la que losperiodos se rellenaban de acuerdo con las valencias de los elementos. Estaordenación daba de nuevo lugar a otros grupos de elementos en los que coincidíanelementos de propiedades químicas similares y con una variación regular en suspropiedades físicas.

En 1913 Moseley ordenó los elementos de la tabla periódica usando como criteriode clasificación el número atómico. Enunció la “ley periódica”: "Si los elementos secolocan según aumenta su número atómico, se observa una variación periódica de suspropiedades físicas y químicas".A partir de entonces la clasificación periódica de los elementos siguió ese criterio,pues en los átomos neutros el número de protones es igual al de electrones y existeuna relación directa entre el último orbital ocupado por un e– de un átomo(configuración electrónica) y su posición en la tabla periódica y, por tanto, en sureactividad química.


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o

SISTEMA PERÍODICO ACTUALSe organiza enfilas horizontales, que se llaman periodos, y columnasverticales que reciben el nombre de grupos, además, porfacilidad de representación, aparecen dos filashorizontales fuera de la tabla que corresponden aelementos que deberían ir en el sexto y séptimo periodo,

SISTEMA PERIÓDICO ACTUAL

Los grupos con mayor número de elementos, los grupos1, 2, 13, 14, 15, 16, 17 y 18, se conocen como gruposprincipales, los grupos del 3 al 12 están formados por losllamados elementos de transición y los elementos queaparecen aparte se conocen como elementos detransición interna. Los elementos de la primera fila deelementos de transición interna se denominan lantánidoso tierras raras, mientras que los de la segunda fila sonactínidos.Salvo el tecnecio y el prometio, todos los elementos

Se organiza en filas horizontales, que se llaman periodos, y columnasverticales que reciben el nombre de grupos, además, por facilidad derepresentación, aparecen dos filas horizontales fuera de la tabla quecorresponden a elementos que deberían ir en el sexto y séptimo periodo, trasel tercer elemento del periodo.

El orden de los elementos en la tabla periódica, y la forma de ésta, conperiodos de distintos tamaños, se debe a su configuración electrónica y a queuna configuración especialmente estable es aquella en la que el elemento tieneen su última capa, la capa de valencia, 8 electrones, 2 en el orbital s yseis en los orbitales p, de forma que los orbitales s y p están completos.En un grupo, los elementos tienen la misma configuración electrónica en sucapa de valencia .


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oPROPIEDADES PERIÓDICAS (I)

EL RADIO ATÓMICO.Es la distancia entre el núcleo del átomo y el electrón estable más alejadodel mismo. Se define como la mitad de la distancia existente entre loscentros de dos átomos enlazados (dependiendo de ese enlace podremoshablarde radios atómicos, iónicos, metálicos o radios de van der Waals).

La explicación a este fenómenose encuentra en que la fuerza deatracción que el núcleo del átomoejerce sobre los electrones esmayor al final de cada período,de manera que los electrones delos átomos de los elementos quese encuentran más a la derechase encuentran más atraídos porel núcleo, de modo que, como elnúmero de niveles en el que seenlazan los átomos es elmismo, el radio disminuye.


Son aquellas propiedades de los elementos químicos que varían regularmente enfunción de la posición del elemento en la tabla periódica.

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oPROPIEDADES PERIÓDICAS (II)

Se trata de la energía que debe suministrarse a un átomo aislado de unelemento en estado gaseoso, para arrancarle su electrón más externo.

Este valor suele expresarse en kJ/mol o bien en eV (electrón-voltio)La variación dentro de un grupo se puede establecer considerando que amedida que descendemos por él, el electrón se halla más débilmente unido alnúcleo (al tratarse de niveles electrónicos mayores). Por su parte, la variaciónen un mismo período seentiende observando que apesar de encontrarnos enun mismo nivel electrónico,la carga nuclear aumenta,con lo que la atracción porparte del núcleo es mayor,y mayor será la energíanecesaria para arrancar eseelectrón.


ENERGÍA DE IONIZACIÓN

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oPROPIEDADES PERIÓDICAS (III)

Medida de la tendencia de un elemento a atraer hacia sí el par de electronesimplicado en el enlace con otro átomo.

Vemos, pues que en un mismo grupo, la electronegatividad disminuye aldescender en él (ya que los electrones del enlace se hallan más lejos delnúcleo); por su parte, para un mismo período se produce un aumento la irhacia mayores valores de Z (hacia la derecha), ya que la carga nuclearaumenta y se permanece en el mismo nivel electrónico. Desde luego, laelectronegatividad de los gases nobles es prácticamente nula, puesto que noposeen esa tendencia, al tener completo su nivel electrónico.


ELECTRONEGATIVIDAD

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oPROPIEDADES PERIÓDICAS (IV)

La afinidad electrónica se define como la energía que liberará un átomo, enestado gaseoso, cuando captura un electrón y se convierte en un ión negativo oanión.

Como el potencial de ionización, la afinidad electrónica dependerá de laatracción del núcleo por el electrón que debe capturar, de la repulsión de loselectrones existentes y del acercamiento o alejamiento a completar la capa devalencia con ocho electrones


AFINIDAD ELECTRÓNICA

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oPROPIEDADES PERIÓDICAS (V)

Los metales se caracterizan por tener bajas energías de ionización yelectronegatividades, con lo que la tendencia a formar cationes es elevada.Así, el carácter metálico de los elementos puede resumirse en el siguientegráfico:


CARÁCTER METÁLICO

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