Download 6.0 Átomos polielectrónicos Átomo de helio

6.0 Átomos
polielectrónicos
Átomo de helio
    2 e1 , e2   2 e1 , e2  

  V (e1 , e2 )e1 , e2   E(e1 , e2 )

2m   2 e1
 2 e2 
 2

12   22  V e1 , e2 e1 , e2    E  (e1 , e2 )

 2me

1  Ze 2 Ze 2 e 2 

V e1 , e2   

 
4   0  r1
r2
r12 

Ĥ  

h
1  Ze 2 Ze 2 e 2 
2
2






 
1
2
4   0  r1
r2
r12 
8 2 me


1
Aproximación de electrones
independientes
Plantea a los electrones independientes en la cual que se suele
suponer que cada electrón se mueve como si estuviera solo en el
átomo bajo el influjo solo de la carga nuclear.
• No se considera la interacción electrón – electrón al ser
considerada débil (los electrones deben estar lo mas separado
posible uno del otro)
• Ambos electrones dentro del orbital presenten un espín
opuesto (principio de exclusión de Pauli)
Aproximación de electrones
independientes
Plantea a los electrones independientes en la cual que se suele
suponer que cada electrón se mueve como si estuviera solo en el
átomo bajo el influjo solo de la carga nuclear.
ĤΨ1,2  EΨ1,2
Ψ1,2  1  2
 2

12 ψe1 , e 2    22 ψe1 , e 2   Ve1 , e 2  ψe1 , e 2   E total  ψ(e1 , e 2 )

 2 me

2
2


 

 

12  Ve1  ψe1   ψe1  
 22  Ve 2  ψe 2   E total  ψ(e1 ) ψ(e2 )
ψe 2  


 2 me

 2 me



E total  E1  E 2
2
Aprox 2: Modelo de carga
nuclear efectiva
Si se considera que un electrón tapa o
apantalla la carga del núcleo, el otro
electrón sentirá menos carga (aparente)
J. C. Slater (1930) propuso representar la
repulsión electrónica con un potencial de
apantallamiento.
n
n
ˆ     1 i2    Z *
H
2  i1 ri
i1 
Z*  Z  i
Z* corresponde a la carga nuclear efectiva de cada electron
Propiedades periodicas
Efecto de Penetración
Funciones de probabilidad radial
orbitales 2s y 2p
3
Átomo polielectrónicos - Energía
E n,l
Z 2m e e 4  1 

 
40 2 2 2  n2 
Se rompe parcialmente la
degeneración
Diagrama de niveles para átomos poli-electrónicos, Z > 2
Energías de orbitales atómicos
polielectrónicos
4
Atomos polielectrónicos
La ecuacion de Schrödinger es irresoluble de forma exacta para átomos
polielectrónicos. Una aproximación es: a) la de electrones
independientes en la cual que se suele suponer que cada electrón se
mueve como si estuviera solo en el átomo y b) bajo el influjo de una
carga llamada carga nuclear aparente o efectiva (Z*)
Es decir, un electrón no ve al otro
electrón en el orbital sino que solo siente
una nube en la cual él es el único
electrón de un átomo de carga Z*
e-
Z+
apantallamiento
P.e el litio
Átomos con mas de dos
electrones (3-110)
 1,2,3 
1s 1  1 1s 2  2 1s 3  3
1
1s 1  1 1s 2  2 1s 3  3
6
1s 1  1 1s 2  2 1s 3  3
1,2,3  1s  1s  1s   0
 La densidad de probabilidad para la posicion de
los electrones es nula
• No pueden construirse funciones anti-simétricas
cuando un par de electrones están descritos por el
mismo conjunto de cuatro números cuánticos
El átomo tiene que utilizar otro orbital para colocar al 3er electrón
5
Principio de exclusión de Pauli
Cada electrón en un átomo puede etiquetarse con cuatro
(4) números cuánticos: tres para indicar la orbita en la
que se encuentran y el cuarto (ms) para indicar su
rotación, así:
•Si dos electrones tienen n, l y m iguales es forzoso que el
espín de cada uno de ellos fuera diferente.
•Dos electrones con igual espín y en la misma subcapa ( n y
l iguales) deberán girar en orbitas diferentes con diferentes
orientaciones espaciales (diferente m)
Criterios para el llenado de los
niveles energéticos
Principio de construcción de Bohr
Principio de exclusión de Pauli
Principio de máxima multiplicidad o
Regla de Hund
6
Principio de construcción o regla
de Auf bau
• Los niveles energéticos se van ocupando de
menor a mayor energia
Principio de exclusión de Pauli
Es un principio cuántico enunciado por Wolfgang Ernst
Pauli en 1925 que establece que no puede haber dos
fermiones* con todos sus números cuánticos idénticos
(esto es, en el mismo estado cuántico de partícula
individual).
“dos o mas electrones no pueden existir con los mismos
números cuánticos".
Pauli, previamente descubrió otro, «el principio
de antisimetría», el cual señala: La función de
onda total de un conjunto de electrones
(fermiones), debe ser antisimétrica con respecto al
intercambio de cualquier par de electrones.
   
     0
*partículas que forman estados cuánticos
antisimétricos y que tienen espín semientero
7
Principió de exclusión
• Dos electrones en un átomo no pueden
tener números cuánticos idénticos.
Este es un ejemplo de un principio general
el cual se aplica no solo a electrones sino
también a otras partículas de espín
fraccionario (Fermi- Dirac, Fermiones).
No se aplica a partículas de espín entero
(Bose- Einstein, Bosones).
Wolfgang Pauli (1900-1958)
nació en Viena
1945, Pauli obtiene el premio Nóbel por el descubrimiento del
principio de exclusión.
Ahora, acomodar electrones
• Acomodar los electrones para un átomo
conteniendo 6 electrones
Principio de
construcción
E
¿dónde se coloca el 6to. electrón?
2p
2s
1s
Principio de
exclusión de
Pauli
8
Principio de máxima
multiplicidad o regla de Hund
Friedrich Hund,
nació en 1896
Ms = 1
(Edo. singulete)
Ms = 1
(Edo. singulete)
El termino de máxima multiplicidad
(Ms) de espín es el de menor energía.
Ms = 2ST + 1
ST (espín total) = si
1s
2s
3s
4s
5s
6s
7s
Ms = 3
(Edo. triplete)
Acomodo de los electrones
(Regla de las diagonales)
2p
3p
4p
5p
6p
7p
3d
4d
5d
6d
7d
4f
5f 5g
6f 6g 6h
7f . . . . . . .
9
Configuración electrónica
• Orden de los electrones dentro del átomo, para
ello se siguen tres criterios:
 Principio de construcción
 Principio de exclusión
 Regla de Hund
• Debe tenerse claro el numero de electrones en el
átomo;
– Átomo neutro; #protones = # electrones
– Átomo c/carga positiva (cationes) = # electrones –
carga
– Átomo c/carga negativa (cationes) = # electrones +
carga
10
Ejercicio:
¿Cuál es la configuración electrónica de las
siguientes especies químicas?
a) Li
b) Fe2+
c) Ne
d) S-2
e) Pt4+
La tabla periódica y las
propiedades periodicas
11
Contenido
1.- Clasif icación de los elementos.
1.1. ¿Qué es la tabla periódica?
1.2. ¿Cómo esta ordenada la tabla periódica?
2.- Propiedades periódicas Carga nuclear ef ectiva.
2.1. Carga Nuclear ef ectiva (Z*) y reactividad
2.2. Tamaño de los átomos. Radios atómicos, iónicos y
metálicos
2.3. Energía de ionización.
2.4. Af inidad electrónica.
2.5. Electronegatividad
2.6. Carácter metálico.
Estructura Atómica y la Tabla
Periódica
Átomos y Elementos
Estructura Atómica y Tabla Periódica
Átomo
Núcleo
Tabla Periódica
Electrones
Protones
Neutrones
Número atómico
Número de masa
Grupos
Períodos
Arreglo de electrones
Ley Periódica
Isótopos
24
12
¿Qué es la tabla periódica?
¿Cómo esta ordenada la tabla
periódica?
13
Notación de los grupos
 Los números de los grupos o familias (1-18) fueron
adoptados en 1984 por la IUPAC (International Union
of Pure and Applied Chemistry).
Los nombres de los elementos 110-118 son los equivalentes en
latín de estos números.
 Los americanos los separan en grupos (A y B)
Clasificación de los elementos
Los elementos de la tabla periódica pueden clasificarse en:
•Elementos representativos y elementos de transición
•Grupos o Familias
•Metales, semimetales o metaloides y no-metales
14
 RENGLÓN = PERÍODO
 COLUMNA = GRUPO
 BLOQUES
• GRUPOS TIENEN NÚMEROS Y LETRAS.
• GRUPOS A SON ELEMENTOS
REPRESENTATIVOS
• GRUPO B SON ELEMENTOS DE
TRANSICIÓN
La tabla periódica actual
• 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)
15
Tipos de orbitales en la tabla periódica
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
He
H
s1 s2
p1 p2 p3 p4 p5 p6
Bloque “s”
Bloque “d”
d1
d2
d3
d4
d5
d6
d7
d8
d9
d 10
Bloque “p”
Bloque “f”
f 1 f 2 f 3 f 4 f 5 f 6 f 7 f 8 f 9 f 10 f 11 f 12 f13
f 14
Grupos
Bloque Grupo
1
s
2
13
14
15
p
16
17
18
d
3-12
f
Nombres
Alcalinos
Alcalino-térreos
Térreos
Carbonoideos
Nitrogenoideos
Anfígenos
Halógenos
Gases nobles
Elementos de transición
Elem. de transición Interna
(lantánidos y actínidos)
Config. Electrónica
n s1
n s2
n s2 p1
n s2 p2
n s2 p3
n s2 p4
n s2 p5
n s2 p6
n s2 (n–1)d 1-10
n s2 (n–1)d 1 (n–2)f 1-14
16
Ejemplo:
Determinar la posición que ocupará un átomo cuya
configuración electrónica termine en 4f14, 5d4 y 6 s2
Propiedades periódicas de los
elementos
17
Propiedades físicas
– Características que pueden ser observada o
medidas sin afectar la identidad de un elemento.
– Las propiedades físicas de una sustancia pueden
incluir: forma, color, olor, sabor, densidad,
dureza, punto de fusión y punto de ebullición.
Propiedades de los elementos
•
•
•
•
•
•
•
•
•
•
•
•
Peso Atómico
Densidad (gravedad especifica) - g /mL
Temperatura de fusión (Tf) - K
Temperatura de ebullición (Teb ) - K
Energía de ionización (E.I.) – eV (energía)
Afinidad electrónica (A.E.) - kJ (energía)
Radio Atómico - pm
Electronegatividad / valores Pauling o Allred-Rochow
Conductividad Térmica - W cm-1 K-1
Conductividad eléctrica
Estado de oxidación Común
Estructura Cristalina
18
Propiedades periódicas
• Tamaño del átomo
– Radio atómico:
• Radio covalente
• Radio iónico.
• Radio metálico
•
•
•
•
Energía de ionización.
Afinidad electrónica.
Electronegatividad
Carácter metálico.
Efecto Pantalla
El escudamiento ocurre cuando un electrón , o
electrones pasan entre un electrón dado y el núcleo.
En este proceso, los electrones responsables del
“eclipsamiento” ocultaran parte de la carga del núcleo
por lo que los electrones externos no experimentaran
la carga nuclear completa..
Cuando la interferencia es máxima, se eliminara el efecto de la carga de un protón.
19
Carga nuclear efectiva (Z*)
Como resultado del fenómeno de escudamiento, o apantallamiento, la
carga nuclear que experimenta un electrón ubicado en las afuera de un
átomo, se reduce.
La carga nuclear que no se logran ocultar por este efecto es conocida como
Carga nuclear efectiva (Z*).
Z*=Z - 
Efecto pantalla
Numero atómico
La carga nuclear efectiva, Z*, es la cantidad de
carga positiva en el núcleo percibida por un
electrón.
Carga nuclear efectiva (Z*)
• Es la carga real que mantiene unido a un e– al núcleo.
• Depende de:
– Carga nuclear (Z)
– Efecto pantalla (apantallamiento) () de e– interiores o
repulsión electrónica.
• Ambos efectos son contrapuestos:
Z*  Z  a
– A mayor Z mayor Z* .
– A mayor apantallamiento menor Z* .
• Así consideraremos que:
20
Reglas de Slater
Calculo de la constante de pantalla () del i-esimo electrón
•
•
•
•
Escriba la configuración electrónica de la especie que se trate.
Una vez escrita la configuración, rescríbala en orden creciente de n y
agrúpelos:
– (1s)(2s2p)(3s3p)(3d)(4s4p)(4d)(4f)(5s5p)...
Identifique el grupo del i-esimo electrón en estudio
Obtenga  como la suma de las siguientes contribuciones:
– 0.0 para cada electrón a la derecha del electron en estudio.
– 0.35 para cada electrón adicional en el mismo grupo que se encuentre con el iesimo electrón
– Si i es un electrón s o p:
• 0.85 por cada electrón en los grupos con (n-1)
• 1.0 si esta en grupos (n-2)
– Si i es un electrón d o f:
• 1.0 por cada electrón a la izquierda del grupo al que pertenece el i-esimo
electrón.
Ejercicio
• Calcula Z* para:
– El electrón de valencia de Ni
– El electrón 4s del átomo de Ni
– El electrón de valencia de Al
Z = 28 (Ni)
13 (Al)
• Para el caso de Ni, ¿cuál electrón sale mas
fácilmente, los s o los d?
21
Variación de Z* vs Z
14
12
10
Z*
8
6
4
electrón de valencia
2
0
0
5
10
15
20
25
30
35
40
Z
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.
22
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.
Variación de Z+ en la Tabla periódica
aumenta
Ejemplo: Compara el efecto pantalla de:
a) Li y Na; b) Li y Be.
23
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
METALES
Gases nobles
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.
24
Radio atómico
Se define como: “la mitad de la distancia de dos átomos
iguales que están enlazados entre sí”.
Clasificación según sea el tipo de enlace:
• Radio covalente
• Radio iónico
• Radio metálico
el radio de un mismo átomo depende del tipo de enlace
que forme, e incluso del tipo de red cristalina que
formen los metales.
Radio atómico
De manera general, el radio atómico varia de forma
regular en los elementos de un mismo grupo y de un
mismo periodo:
25
Radio atómico
 Dentro de un mismo periodo, el radio atómico
disminuye conforme el numero atómico aumenta.
Los radios atómicos de los elementos del segundo
periodo siguen la siguiente tendencia:
Li > Be > B > C > N > O > F
Variación del radio atómico
en un periodo
• En un mismo periodo
disminuye al aumentar Z
(hacia la derecha) debido a
que los electrones de la
última capa estarán más
fuertemente atraídos por el
poco apantallamiento,
mayor carga nuclear
efectiva, de los demás
electrones que lo
acompañan.
Periodo 2
26
Radio atómico
Para los elementos de un mismo grupo, el
radio atómico se incrementa como el
numero atómico aumenta.
Así, el radio atómico de los gases nobles
muestra la siguiente tendencia:
He < Ne < Ar < Kr < Rn
Variación del radio atómico
en un grupo.
• En un grupo, el radio
aumenta al aumentar el
periodo, pues existen más
capas internas de electrones.
Grupo 1
27
¿Cuál es la tendencia observada en
los radios atómicos?
Radios atómicos
(pm)
Variación del radio atómico vs Z
28
Propiedades Periódicas
Radio Atómico
R
a0
n2
Z  s 
Radio atómico: otras definiciones
Radio Covalente; la mitad de la distancia
en moléculas diatómicas
homonucleares con enlace sencillo.
Radio Van der Walls; la mitad de la
distancia entre átomos no enlazados de
moléculas vecinas, interacción débil
(gases nobles)
Radio Metálico; la mitad de la distancia
entre átomos vecinos en el estado
sólido metálico.
Radio Iónico;
29
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 (menor
apantallamiento o repulsión de e).
•Los aniones son mayores que
los átomos neutros por la disminución
de la carga nuclear efectiva (mayor
apantallamiento o repulsión
electrónica).
Comparación de radios ionicos.
30
Radio iónico
El radio de un ión positivo es menor que el del átomo neutro,
el cual a su vez es mas chico que el de la especie con carga
negativa (anión).
Así, el tamaño de los átomos tienen el siguiente orden :
S2- > Cl- > Ar > K + > Ca2+
Radio iónico
En especies iso-electrónicas, tienen el mismo numero de
electrones pero diferente numero de protones, los electrones son
atraídos con distinta fuerza por el núcleo haciendo al ión de
diferentes tamaños.
3P
radios iónicos
2.0
Cl
2
Radio (A)
1.6
1.2
2
6
2
-
6
1s 2s 2p 3s 3p
+
Na
0.8
2
2
6
1s 2s 2p
Cl
0.4
11
12
13
14
15
16
7+
17
Z
31
Radio iónico
Radio Iónico depende del
numero de oxidación del ion,
con tamaños grandes para
iones negativos y tamaños
pequeños para iones
positivos.
EX: radios
S+6 = 0.6 Å
S = 1.04 Å
S-2 = 1.7 Å
Comparación de radios atómicos e iónicos
Iones isolectrónicos
32
Ejemplo:
a) De las siguientes secuencias de iones, razone cual se
corresponde con la ordenación en función de los radios iónicos:
(I) Be2+ < Li+ < F- < N3-, (II) Li+ <Be2+ < N3- < F-;
b) Ordene de mayor a menor los radios de los elementos de que
proceden.
Energía de ionización (EI)
(potencial de ionización).
• “Es la energía necesaria para extraer un e– de un átomo gaseoso
y formar un catión”.
• Es siempre positiva (proceso endotérmico).
• Se habla de 1ª EI (EI 1 ), 2ª EI (EI 2 ), ... 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 enorme.
33
Esquema de variación de la
Energía de ionización (EI).
1er periodo
2.5
He2do periodo
4to periodo
1er E.I.
-1
E.I. (MJ mol )
3er
Ne periodo
2.0
5to periodo
F
Ar
N
1.5
H
Be
1.0
C
S
Mg
Li
Al
Na
0
Se
Ge
Sc
Si
B
0.5
Kr
Metales de Br
transición
Zn As
Cl
P
O
K
10
Ca
Ga
20
30
40
Número atómico (Z)
Esquema de variación de la
Energía de ionización (EI).
Mg
Energía de ionización (V)
80
1er E.I.
2do E.I.
3er E.I.
Li
70
60
Ca
50
Na
Sr
Zn
40
Cd
K
30
Rb
He
Ne
Cs
Ag
20
Ar
Kr
Xe
10
Li
0
0
5
10
15
20
25
30
35
40
45
50
55
60
número atómico (Z)
34
Energía de ionización (EI)
(potencial de ionización).
De forma general, la EI es mayor para los
elementos mas ligeros.
Para los elementos del primer grupo es:
Li > Na > K > Rb > Cs
Así, es mas difícil removerle un electrón a Li que
para Na.
Energía de ionización (EI).
X(g)  X+(g) + e2.5
DH = EI
Aumento en la
Energía de ionización
He
1er E.I.
-1
E.I. (MJ mol )
Ne
2.0
F
Ar
N
1.5
H
1.0
Be
C
0
Na
10
Se
Ge
Sc
Si
B
Li
Br
Zn As
S
Mg
0.5
Kr
Cl
P
O
Al
K
Ca
20
Ga
30
40
Número atómico (Z)
35
Afinidad electrónica (AE)
X(g) + e-  X-(g)
DH =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 (AE)
X(g) + e-  X-(g)
DH =AE
1er A.E.
400
-1
A.E. (Kj mol )
300
200
100
0
0
10
20
30
40
50
60
Z
36
Afinidad electrónica (AE)
X(g) + e-  X-(g)
DH =AE
Dado que es el inverso de la afinidad electrónica
puede pensarse que es la energía de ionización, si
tenemos la reacción inversa, es decir la ionización
de un ión negativo, este proceso se define como el
energía cero de ionización (0th EI) del átomo
neutro, Cl in este caso.
Cl-(g) + e-  Cl-(g); (0th EI)
Afinidad electrónica
AFINIDADES ELECTRONICAS DE LOS ELEMENTOS
REPRESENTATIVOS
300
Be
Mg
200
Ca
Sr
A.E. (kJ/mol)
100
Ba
0
0
10
20
30
40
50
60
70
80
90
-100
-200
-300
-400
Número Atómico (Z)
37
Electronegatividad ( )
• Son conceptos opuestos (a mayor  menor carácter
metálico y viceversa).
•  mide la tendencia de un átomo a a atraer los e– hacía sí.
•  es un compendio entre EI y AE.
• 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.
Electronegatividad
(escala de Pauling )
38
Aumento de  en la tabla periódica
F
Carácter metálico
Primeramente, ¿Qué es un metal?
¿Cuales son las propiedades físicas y
químicas para definir que un elemento
químico sea nombrado como un metal?
39
Carácter metálico
• ¿Metal?
•
•
•
•
•
•
Brillo “metálico”
Conductor eléctrico
Conductor térmico
Dúctil (hilos o alambres)
Maleable (laminas)
Alta densidad
Reactividad;
 Con el oxígeno forman
óxidos básicos que al
combinarse con el agua
forman soluciones básicas
(pH > 7)
 Con el hidrogeno forman
hidruros (H-)
Son electropositivos
(Ceden e- fácilmente)

Agentes reductores
Carácter metálico
Metálico / Reductor
No Metálico / Oxidante
40
Variacion en la temperatura de fusión
Tfus
82
Ejemplo:
Dados los elementos A y B de números atómicos 19 y
35 respectivamente:
a) Establezca la configuración electrónica de cada uno
de ellos.
b) Indique su situación en el sist. periódico.
c)Compare tres propiedades periódicas de ambos
elementos.
d)Justifique el tipo de enlace que producen al unirse.
41
Ejercicio:
Supuesto que se conocen los números cuánticos "n", "1" y
"m", que definen el estado del último electrón que forma
parte de la corteza de un elemento E. Razone si puede
saberse:
a) Si será oxidante o reductor;
b) Si es un metal o no metal;
c) Si será muy electronegativo;
d) Si su volumen atómico será elevado.
En conclusión
• La Periódica Tabla es
un resumen de las
propiedades químicas
de los elementos.
La tabla periódica es la estrella orientadora
para la exploración en el campo de la química,
la física, la mineralogía y la tecnología.
Niels Bohr
(Tomado de Cruz, et al , ref. 4, pag.675.)
42
Bibliografía
•
L O S A L A M O S N A T I O N A L L A B O R A T O R Y, Operated by the
University of California for the US Department of Energy,
http://pearl1.lanl.gov/periodic/default.htm
•
•
environmentalchemistry.com; información
http://environmentalchemistry.com/yogi/periodic/
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