ESTRUCTURA DE LA

MATERIA

Notas para el curso del

segundo semestre de la

FACULTAD DE QUÍMICA

Febrero 2012

presentación

• El material que se presenta a

continuación tiene el propósito de servir

de orientación ción para el estudiante y

es a la vez un auxiliar para

presentaciones en la clase.

• No es el texto del curso, aunque se

recomienda su estudio para apoyar y

ampliar los temas del programa.

INTRODUCCIÓN

• Conocer la estructura de la materia esa una buena manera de sustentar la formación profesional en el área de la química.

• Conocerla en su nivel más profundo es fascinante y complicado; se han propuesto muchos modelos con este fin y su variedad es la mejor prueba de que niguno satisface todas las interrogantes.

• En este curso se presentan los modelos y teorías con los que se intenta llegar al conocimiento –interpretación- de los sitemas pequeños –los nanosistemas- y relacionar sus propiedades con el comportamiento macroscópico de los materiales que conocemos.

• Analizar las características, la utlidad, limitaciones, el ámbito de aplicación de los modelos que van a presentarse en esta asignatura, es el objetivo primordial del curso.

UNIDAD 1

FUNDAMENTOS DE MECÁNICA CUÁNTICA

• Para la formación integral del profesional de la química es necesario que conzca la herramienta más importante de la química de frontera, la que representó uno de los parte aguas de la física y, por supuesto, la más espectacular y rentable en materia de avance tecnológico y bienestar social.

• Además de que no se puede pretender hacer ciencia o aprender ciencia o cursar una licenciatura en una rama de la ciencia, sin conocer los modelos de la mecánica cuántica, en los que se basa un elevadísimo porcentaje del conocimiento científico y el desrrollo tecnológico de hoy.

•

• La química, entendida como el estudio del conjunto de procesos y cambios de la materia, se ocupa de las transformaciones de unas sustancias en otras, observando los cambios en un nivel macroscópico, por medio de alguno de los 5 sentidos y a veces utilizando instrumentos que complementan la observación.

• Los cambios de unas sustancias en otras se pueden abordar desde el aspecto:

• Molar

• Energético

• Molecular

• Electrónico

Por su tamaño, los sistemas elementales se conocen como nanosistemas y su estudio proporcions información acerca de las propiedades y cambios de las sustancias

• El comportamiento de los nanosistemas es muy complicado de identificar pero pueden conocerse algunos de sus rasgos a través del intercambio de energía entre estos sistemas pequeños y las radiaciones electromagnéticas.

• La interacción entre materia y radiación es fundamental para el proceso de enseñanza –

aprendizaje de los sistemas microscópicos. • Én el modelo clásico, una radiación electromagnética

se representa con un movimiento ondulatorio de frecuencia y longitud de onda característicos.

• La espectroscopía es la rama de la ciencia que estudia la interacción materia - radiación en la cual los sistemas absorben o emiten determinadas radiaciones que les son caracterísricas.

• Las radiaciones electromagnéticas presentan un campo eléctrico y otro magnético asociado y se despazan a una velocidad constante “c” ; c = 2.99 x 108 m/s. En el modelo clásico, el campo electromagnético fue descrito por J.C. Maxwell.

• En la radiación electromagnética a cada longitud de onda corresponde una cierta energía. A su vez, la longitud de onda está asociada a la frecuencia y a la velocidad de las radiaciones c mediante la siguiente relación : c =

LA RADIACIÓN ELECTROMAGNÉTICA

• En los sistemas elementales la forma más importante de interacción entre la materia y la energía es la REM

• El espectro electromagnético y la espectroscopia son herramientas muy importantes para el químico porque con ellos se establece un puente entre las propiedades microscópicas de los sistemas y sus propiedades macroscópicas.

• Los diferentes tipos de radiación electromagnética se reconocen por su frecuencia y a esta frecuencia está siempre asociada una cierta energía que algunos sistemas aprovechan para sus transformaciones, ya sea absorbiendo o emitiendo energía.

ESPECTRO ELECTROMAGNÉTICO

Ecuaciones de Maxwell

LOS CAMBIOS QUÍMICOS

• Se pueden identificar por la observación de los

materiales que participan en un cierto proceso:

• Se observan precipitaciones, cambios de color,

formación de cristales, desprendimientos de

gases, opalescencia, calentamiento o

enfriamiento.

• Estos cambios siempre están asociados a la

absorción o desprendimiento de energía. Con

frecuencia esta energía es térmica y lo que se

percibe son cambios de temperatura.

• Una forma de intercambiar energía en los nanosistemas, de tal manera que podamos percibir el cambio, es a través de las radiaciones electromagnéticas. Este tipo de intercambio da lugar a los espectros que han sido interpretados como las modificaciones de los estados energéticos de átomos y moléculas. Es impotante subrayar que los espectros son directamente visibles para el ojo humano, en cierto intervalo de longitudes de onda, pero hay una gran variedad de intercambios de energía que no son visibles.

• En las láminas siguiente se observan algunas reacciones químicas que repesentan cambios en la naturaleza de los reactivos

• Se observan también reacciones a la flama que permiten identificar alguna especies químicas por el color que toma la flama cuando se exponen a ella. Cada color representa una longitud de onda λ en el espectro electromagnético

• Las radiaciones electromagnéticas son una herramienta muy importante en el estudio de las estructuras y comportamiento de los átomos y de las moléculas.

• El estudio de la interacción de la materia con la radiación electromagnética da origen a la espectrocopía, que es una ciencia que describe rasgos importantes del comportamiento de los sistemas a nivel microscópico, a través de la información que proporcionan los espectros.

• A continuación se muestran algunos espectros que

se utilizan en química analítica para identificar los

enlaces entre fragmentos atómicos en las moléculas,

por su capacidad para vibrar o rotar con frecuencias

características, por ejemplo en la región del

infrarrojo.

• En la lámina que sigue se observa el diagrama de un

espectrómetro de prisma con el que se puede

obtener el espectro de emisión de los átomos de un

elemento al estado gaseoso.

• El espectrómetro de masas que aparece más

adelante se utiliza para separar partículas

elementales de diferente masa.

Relación entre la energía de una

radiación y su frecuencia

• La energía de una radiación electromagnética se intentó relacionar con la longitud de onda. En la práctica sabemos que las radiaciones ultravioleta tienen mayor energía que las del infrarroja y que las micro-ondas son menos energéticas que las anteriores.

• Existen relaciónes empíricas entre la longitud de onda y la energía, pero cuando se intentó proponer un modelo teórico que asociase la longitud de onda (o la frecuencia) de las vibraciones de los nanosistemas con la energía de la radiación emitida, los modelos clásicos no lograron explicar las curvas experimentales.

MAX PLANCK

CURVAS DE RADIACIÓN DE CUERPO NEGRO

CURVAS DE RADIACIÓN DE C.N.

Incluye espectro visible

REPRESENTACIÓN DE UN CUERPO NEGRO

radiador perfecto

COMPOSICIÓN DEL ESPECTRO VISIBLE EN LA

CURVA DE RADIACIÓN DEL C.N.

La relación de Planck.

La cuantización de la energía

• El modelo teórico propone que la energía de una radiación está relacionada con su longitud de onda (de acuerdo con la observación directa)

• De acuerdo con la mecánica clásica la energía de un oscilador se expresa con la fórmula: = kT (se omite una constante relativa a los grados de libertad)

• k, constante de Boltzman = 1.38066 x 10-23 J/K

• la energía puede tomar cualquier valor, en un continuo.

• Con ese modelo no se logró la reproducción de los datos experimentales que aparecen en las curvas de las láminas anteriores.

• Max Planck, en 1900, propuso un ajuste empírico a la curva experimental, al que podía asociarse un modelo teórico con la condición de que se aceptase:

• 1.-una nueva difinición de la energía:

• = h , en la que es la frecuencia de la radiación y h es una constante ( la constante de Planck).

• h = 6.626 x 10-34 Js

• 2.- y además que los cambios de energía no son continuos sino en paquetes: h , 2h , 3h , 4h , 5h.....

• La propuesta de Planck se consideró absurda; pero como no se encontró un modelo más “adecuado”que el suyo, terminó por aceptarse la cuantización de la energía. El modelo de Planck fue validado por Einstein en su explicación al efecto fotoeléctrico.

• Detalles del nacimiento de la mecánica cuántica se encuentran en las obras citadas en la bibliografía, por ejemplo:Cruz-Garritz y Levine.

Principios de la Mecánica Cuántica

• A la propuesta de cuantización de la energía, se

asocian algunos principios de la Mecánica Cuántica:

• 1.- Principio de incertidumbre

(Werner Heisenberg 1927)

p(x) x h

• 2.- Principio de la dualidad onda – partícula

(De Broglie 1923)

p = h /

• Resolver los problemas 1.1 – 1.7 del Casabó pag 27.

• Problemas adicionales

• 1.- Las lámparas de sodio utilizadas en la iluminación de las

calles tiene un color amarillo característico. La longitud de onda

de esta radiación es de 588 nm. ¿cuál es su frecuencia?.¿Cuál

es la energía del fotón correspondiente a esta radiación?

• 2.- La incertidumbre en la posición en la coordenada x de un

electrón es de 10-30 m; calcule la incertidumbre en el valor del

momento en la coordenada x.

• 3.- Calcule la longitud de onda de la energía necesaria para

romper enlaces químicos de 100 kcal/mol. Asuma que cada

cuanto de energía rompe un enlace.

• 5.- Calcule la longitud de onda de de Broglie y la energía cinética para un haz de electrones acelerados por un incremento de potencial de 100V.

• 6.- Se requiere una energía de 495 kJ/mol para disociar una molécula de O2 en sus átomos constituyentes. Calcule la energía necesaria para romper esta molécula.

• 7.- ¿Cuál es el valor mínimo de la incertidumbre de una medida de la posición de un electrón si la incertidumbre en una medida simultánea de la cantidad de movimiento es 9.1 x 10-27 kgm/s

• 8.- Demuestre que las siguientes expresiones tienen dimensiones de energía (SI). a) PV (presión y volumen de un gas)

b) ½(mv2)

c) VC (volt, coulomb)

• 2.- Calcular la energía potencial de un electrón a una

distancia de 1 Ángstrom de un protón.

•

• 3.- ¿Cuál es la velocidad de una partícula de masa

6.6 x 10-24 g, cuya longitud de onda asociada es de

6.6 x 105 Ángstrom?

•

NIELS BOHR

ÁTOMO DE BOHR. (Postulado en 1913-Premio Nobel 1922)

1.0 Energía cinética

2.0

Fuerza centrifuga

De 1.0 y 2.0

3.0

4.0 “Postulado del Momento Angular” :

5.0

6.0 De 4.0 y 5.0

7.0

8.0 De 1.0 , 3.0 y 7.0

9.0

Teoría de Arrhenius

y Leyes de Faraday

Modelo

atómico de

Bohr

Rayos

catódicos.

Átomo

nuclear de

Rutherford

Espectro

atómico del

hidrógeno

Rayos

catódicos.

Thomson:e/m

Millikan: e

Planck: Ideas de

cuantización:

E=h

Einstein: Efecto

fotoeléctrico

Modelo ondulatorio

de Schroedinger

Orbitales.Probabilidad

Heisenberg:

Principio de

incertidumbre

Modelo

atómico de

Bohr

Dualidad onda-

partícula

De Broglie

La teoría de Bohr en el desarrollo de la

mecánica cuántica

• ESPECTRO DE EMISIÓN

• comparación con el espectro de absorción

MODELO DE BOHR

λ del espectro en relación con

transiciones de electrones

PROBLEMAS

• Los del libro de Casabó, pag.59; el 2.8 y el 2.9 son optativos.

Quitan telarañas pero no son del nivel del curso.

• (siguen problemas de archivo)

• 1.- La primera línea de la serie de Lyman es en realidad un

doblete cuyos números de onda son: 85259.3 cm-1 y 82258.9

cm-1. Calcule la diferencia de energías entre esos níveles.

• 2.- De acuerdo con el modelo de Bohr, calcule a qué orbita de

un átomo de hidrógeno le corresponde un radio de 19.04 Å.

• 3.- La energía de un electrón en la 1° órbita de Bohr es -

13.6eV ¿Cuáles de las siguientes energías son posibles para

un electrón en alguna órbita? a) -3.4eV b) -6.8eV c) -1.7eV

d)+13.6eV

• 4.- El espectro del He+ contiene, entre otras, líneas a

329.170 cm-1; 411.460 cm-1 y 421.334 cm-1 Muestre

que estas líneas satisfacen una ecuación de tipo

Rydberg 1/l = R(1/ni2-1/nj

2)

• 5.- Calcular la energía que se requiere para ionizar al

electrón 1s del He cuando se encuentra en la órbita

n=6

• El siguiente problema es optativo

• 1.- La intensidad de campo eléctrico E de una onda electromagnética de velocidad c obedece la ecuación de ondas.

•

•

•

•

• Demuestre que la función

•

• Satisface esta ecuación de ondas.

2

2

22

2 1),(

tcx

tx

t

xtx j

2cos),( 0

Unidad 2. ESTRUCTURA ATÓMICA.

Ecuación de Schrödinger.

La Ecuación de Schrödinger proporciona la función de

onda y la energía

del sistema:

H (Y)( x) = E ´ Y(x)

Operador hamiltoniano:

H = T + V

Energía cinética(T) + Energía potencial(V)

El hidrógeno es un sistema con simetría esférica; es

más conveniente utilizar coordenadas polares, para lo

que se efectúan los siguientes cambios de variables:

•

x = r · sen θ· cos φ

y = r · sen θ· sen φ

z = r · cos θ

Ecuación de Schrödinger independiente

del tiempo para un átomo hidrogenoide

http://www.upo.es/depa/webdex/quimfis/docencia/quimbiotec/FQ_Tema3.pdf

Funciones de onda totales: ψ

Funciones radiales del Hidrógeno

Función de onda radial

orbitales s

•

Funciones radiales de orbitales

hidrogenoides

Función de probabilidad radial

•

Función de distribución radial

• Es conveniente recordar que la función de onda no tiene significado físico alguno, y que es el cuadrado de dicha función el que proporciona información acerca de la probabilidad de encontrar al electrón. La función R2 4πr2 se denomina función de distrubución de densidad radial y su valor es proporcional a la densidad electrónica

CORONA ESFÉRICA

Una forma alternativa es calcular la probabilidad de

encontrar al electrón en una corona esférica de radio

r y espesor dr. El volumen de esta capa de espesor

infinitesimal sería dV.

Función de probabilidad radial

• Probabilidad y “densidad” electrónica

• La probabilidad de encontrar el electrón se puede medir en forma de una

• densidad electrónica o densidad de carga

• Técnicas experimentales

• •Difracción de Rayos-X

• •Difracción de electrones

• •Microscopía electrónica (STM)

• Superficie de Níquel vista

• con STM

• Probabilidad y “densidad” electrónica (2)

• El aminoácido tirosina “visto” por

• difracción de rayos-X

ORBITALES S

•Imagen

•Historial del archivo

•Enlaces a la imagen

Parte

orbitales p

•

Orbital atómico 3d

Orbital atómico 4d

Densidad de probabilidad radial

del orbital 4d

ORBITALES P

Parte angular

Parte angular de orbitales p

Parte angular de los orbitales d

Gráfica de la parte angular de los

orbitales f

Ocupación progresiva de los

orbitales

1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145

d106p67s25f146d107p6 Para recordar este orden más fácilmente se puede

utilizar el diagrama siguiente:

Función de distribución radial

• Partiendo del volumen de la esfera

• V = 4πr3/3

• y considerando un diferencial del volumen, en función del radio:

• dV = 4πr2dr

• El valor de la función en ese diferencial de volumen es:

• R2(r)dV = 4πr2 R2(r)dr

• 4πr2 R2(r) se denomina función de probabilidad radial (o función de distribución radial).

PROPIEDADES

PERIÓDICAS

la tabla periódica

Contenido

Primeras clasificaciones periódicas. 1.1. Sistema periódico de Mendeleiev.

2.- La tabla periódica. 2.1. Ley de Moseley.

3.- Carga nuclear efectiva y reactividad.

4.- Propiedades periódicas: 4.1. Tamaño de los átomos. Radios atómicos e iónicos

4.2. Energía de ionización.

4.3. Afinidad electrónica.

4.4. Electronegatividad y carácter metálico

Primeras clasificaciones

periódicas

• Cuando a principios del siglo XIX se

midieron las masas atómicas de una

gran cantidad de elementos, se observó

que ciertas propiedades variaban

periódicamente en relación a su masa.

• De esa manera, hubo diversos intentos

de agrupar los elementos, todos ellos

usando la masa atómica como criterio

de ordenación

• Triadas de Döbereiner (1829):

– Buscaba tríos de elementos en los que la masa

del elemento intermedio es la media aritmética de

la masa de los otros dos. Así se encontraron las

siguientes triadas:

– Cl, Br y I;Li, Na y K; Ca, Sr y Ba; S, Se y Te…

• Anillo de Chancourtois (1862).

– Coloca los elementos en espiral de forma que los

que tienen parecidas propiedades queden unos

encima de otros.

• Octavas de Newlands (1864).

• Clasificación de Mendeleiev (1969).

Algunas clasificaciones periódicas

H Li Be B C N O

F Mg Al Si P S Na

Cl Ca Cr Ti Mn Fe K

Anillo de Chancourtois

Octavas de Newlands

Clasificación de Mendeleiev

• La clasificación de Mendeleiev es la mas conocida y elaborada de todas las primeras clasificaciones periódicas.

• Clasificó lo 63 elementos conocidos hasta entonces utilizando el criterio de masa atómica usado hasta entonces.

• Hasta bastantes años después no se definió el concepto de número atómico puesto que no se habían descubierto los protones.

• Dejaba espacios vacíos, que él consideró que se trataba de elementos que aún no se habían descubierto.

• Así, predijo las propiedades de algunos de éstos, tales como el germanio (Ge).

• En vida de Mendeleiev se descubrió el Ge que tenía las propiedades previstas

• Un inconveniente de la tabla de Mendeleiev era que algunos elementos tenía que colocarlos en desorden de masa atómica para que coincidieran las propiedades.

• Él lo atribuyó a que las masas atómicas estaban mal medidas. Así, por ejemplo, colocó el teluro (Te) antes que el yodo (I) a pesar de que la masa atómica de éste era menor que la de aquel

• La siguiente lámina es una página original de Mendeleiev en la que aparece una relación de elementos con sus pesos atómicos, en orden ascendente.

• Se observa una cierta periodicidad en la disposición de los elementos; un intento de clasificación. Pueden identificare los primeros periodos de la tabla actual, con algunos errores.

La tabla periódica actual • En 1913 Moseley ordenó los elementos de

la tabla periódica usando como criterio de

clasificación el número atómico.

• Enunció la “ley periódica”: "Si los

elementos se colocan según aumenta

su número atómico, se observa una

variación periódica de sus propiedades

físicas y químicas".

• Hay una relación directa entre el último

orbital ocupado por un e– de un átomo y

su posición en la tabla periódica y, por

tanto, en su reactividad química, fórmula

estequiométrica de compuestos que

forma...

• Se clasifica en cuatro bloques:

– Bloque “s”: (A la izquierda de la tabla)

– Bloque “p”: (A la derecha de la tabla)

– Bloque “d”: (En el centro de la tabla)

– Bloque “f”: (En la parte inferior de la tabla)

Tipos de orbitales en

la tabla periódica

Bloque “s”

Bloque “p”

Bloque “d”

Bloque “f”

p1 p2 p3 p4 p5

p6

1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17

18

s1

s2

d1 d2 d3 d4 d5 d6 d7 d8 d9

d10

f1 f2 f3 f4 f5 f6 f7 f8 f9 f10 f11 f12 f13

f14

H He

Estructura electrónica y tabla

periódica

Bloque Grupo Nombres Config. Electrón.

s 1

2

Alcalinos

Alcalino-térreos

n s1

n s2

p

13

14

15

16

17

18

Térreos

Carbonoideos

Nitrogenoideos

Anfígenos

Halógenos

Gases nobles

n s2 p1

n s2 p2

n s2 p3

n s2 p4

n s2 p5

n s2 p6

d 3-12 Elementos de transición n s2(n–1)d1-10

f El. de transición Interna

(lantánidos y actínidos) n s2 (n–1)d1(n–2)f1-14

Grupos

Carga nuclear efectiva (Z*)

• Es la carga real que mantiene unido a un e– al núcleo.

• Depende de:

– Carga nuclear (Z)

– Efecto pantalla (apantallamiento) (a) de e– interiores o repulsión electrónica.

• Ambos efectos son contrapuestos:

– A mayor Z mayor Z*.

– A mayor apantallamiento menor Z*.

• Así consideraremos que:

*Z Z a

Variación de Z* en la tabla

• Varía poco al aumentar Z en los e– de

valencia de un mismo grupo

– Aunque hay una mayor carga nuclear

también hay un mayor apantallamiento.

– Consideraremos que en la práctica cada e–

de capa interior es capaz de contrarrestar

el efecto de un protón.

Variación de Z* en la tabla.

• Crece hacia la derecha en los

elementos de un mismo periodo.

– Debido al menor efecto pantalla de los e–

de la última capa y al mayor Z.

aumenta

Variación de Z+ en la Tabla periódica

Carga nuclear efectiva y

reactividad.

• Z* junto con la distancia del e– al núcleo (ley de

Coulomb) son las responsables de la atracción

que sufre el e– y, por tanto, de la reactividad de los

átomos.

Aumento en la Reactividad

Gas

es

iner

tes

METALES NO METALES

Variación de la reactividad

en la tabla periódica.

• Los metales serán tanto más reactivos cuando

pierdan los e– con mayor facilidad

– Cuanto menor Z* y mayor distancia al núcleo.

– El e– 4s del K es más reactivo que el 3s del Na.

• Los no-metales serán más reactivos cuando los e–

que entran sean más atraídos

– A mayor Z* y menor distancia al núcleo.

– El e– que capture el F será más atraído que el que

capture el O o el Cl.

Propiedades periódicas

• Tamaño del átomo

– Radio atómico:

• Radio covalente (la mitad de la distancia de dos átomos unidos mediante enlace covalente).

• Radio metálico.

– Radio iónico

• Energía de ionización.

• Afinidad electrónica.

• Electronegatividad

• Carácter metálico.

Radio atómico

• Se define como: “la mitad de la distancia de dos átomos iguales que están enlazados entre sí”.

• Por dicha razón, se habla de radio covalente y de radio metálico según sea el tipo de enlace por el que están unidos.

• Es decir, el radio de un mismo átomo depende del tipo de enlace que forme, e incluso del tipo de red cristalina que formen los metales.

Variación del radio atómico en un periodo

• En un mismo periodo disminuye al aumentar la carga nuclear efectiva (hacia la derecha).

• Es debido a que los electrones de la última capa estarán más fuertemente atraídos.

Periodo 2

Variación del radio atómico

en un grupo.

• En un grupo, el radio aumenta al aumentar el periodo, pues existen más capas de electrones.

Grupo 1

Aumento en el radio atómico

Radio iónico

• Es el radio que tiene un átomo que ha perdido o ganado electrones, adquiriendo la estructura electrónica del gas noble más cercano.

• Los cationes son menores que los átomos neutros por la mayor carga nuclear efectiva.

• Los aniones son mayores que los átomos neutros por la dismi- nución de la carga nuclear efecti- va

Comparación de radios atómicos e iónicos

Iones isolectrónicos

Iones isolectrónicos

Energía de ionización (EI) (potencial de ionización).

• “Es la energía necesaria para extraer un e– de un átomo gaseoso en estado basal y formar un catión”.

• Es siempre positiva (proceso endotérmico).

• Se habla de 1ª EI (EI1), 2ª EI (EI2), ... según se trate del primer, segundo, ... e– extraído.

• La EI aumenta hacia arriba en los grupos y hacia la derecha en los periodos por aumentar Z* y disminuir el radio.

• La EI de los gases nobles, al igual que la 2ª EI en los metales alcalinos, es muy grande.

Esquema de variación de la Energía de ionización (EI).

Aumento en la Energía de ionización

http://www.adi.uam.es/docencia/elementos/spv21/conmarcos/graficos/ionizacion.jpg

Afinidad electrónica (AE)

• “Es la energía intercambiada cuando un átomo gaseoso captura un e– y forma un anión”.

• Se suele medir por métodos indirectos.

• Puede ser positiva o negativa aunque suele ser exotérmica. La 2ª AE suele ser positiva. También la 1ª de los gases nobles y metales alcalinotérreos.

• Es mayor en los halógenos (crece en valor absoluto hacia la derecha del S.P. y en un mismo grupo hacia arriba por aumentar Z* y disminuir el radio).

Afinidad electrónica La A.E. Es negativa excepto en los elementos que ocuapan

casillas en blanco •

Electronegatividad ( ) y carácter metálico

• Son conceptos opuestos (a mayor menor carácter metálico y viceversa).

• mide la tendencia de un átomo a atraer los e– de una molécula o ión hacía sí.

• es un promedio entre EI y AE (Millican)

• Pauling estableció una escala de electronegatividades entre 0,7 (Fr) y 4 (F).

• aumenta hacia arriba en los grupos y hacia la derecha en los periodos.