Estructura atómica (2014)

Apunte Catalán
Universidad Universidad Politécnica de Cataluña (UPC)
Grado Ingeniería de Diseño Industrial y Desarrollo del Producto - 1º curso
Asignatura Química
Año del apunte 2014
Páginas 48
Fecha de subida 22/11/2014
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TEMA 1B.
ESTRUCTURA ATÓMICA Y TABLA PERIÓDICA.
PROPIEDADES PERIÓDICAS.
QUÍMICA Contenidos Tema 1B Tema 1B. Estructura atómica y tabla periódica. Propiedades periódicas.
1.
El átomo. Teorías atómicas.
2.
Números cuánticos.
3.
Configuraciones electrónicas.
4.
La Tabla Periódica. Configuración electrónica y posición de un elemento en la Tabla Periódica.
5.
Propiedades periódicas: radio atómico, radio iónico, potencial de ionización, afinidad electrónica, electronegatividad.
Carácter metálico y no metálico.
6.
Tipos de enlaces. Tipos de sustancias.
TEMA 1B. ESTRUCTURA ATÓMICA Y TABLA PERIÓDICA. PROPIEDADES PERIÓDICAS.
2 Bibliografía • Chang, R. FUNDAMENTOS DE QUÍMICA, McGraw-Hill/Interamericana, Mexico 2011.
– Capítulo 2. “Átomos, moléculas e iones”.
– Capítulo 5. “Teoría cuántica y estructura electrónica de los átomos” Pg. 131-176.
– Capítulo 6. “Relaciones periódicas entre los elementos” p.177-216.
• Petrucci, R. H., Harwood, W. S. y Herring, F. G. QUIMICA GENERAL. 8ª ed. Pearson Educación SA, Madrid 2003.
– Capítulo 9. “Los electrones en los átomos”. Pg.297-355.
– Capítulo 10. “La tabla Periódica y algunas propiedades atómicas” Pg.356-387.
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3 1. El átomo. Teorías atómicas • • • 1.1. Modelos atómicos de Thomson y de Rutherford 1.2. Espectros atómicos 1.3. Modelo atómico de Bohr Referencias: http://www.eis.uva.es/~qgintro/atom/atom.html ciencies-billymak-tosk.blogspot.com TEMA 1B. ESTRUCTURA ATÓMICA Y TABLA PERIÓDICA. PROPIEDADES PERIÓDICAS.
4 1.1 Modelos atómicos de Thomson y de Rutherford Modelo de Thomson Modelo de Rutherford TEMA 1B. ESTRUCTURA ATÓMICA Y TABLA PERIÓDICA. PROPIEDADES PERIÓDICAS.
5 1.2 Espectros atómicos Espectroscopia de emisión (a) y de absorción (b) 6 1.3 Modelo atómico de Bohr TEMA 1B. ESTRUCTURA ATÓMICA Y TABLA PERIÓDICA. PROPIEDADES PERIÓDICAS.
7 1.3 Modelo atómico de Bohr El modelo de Bohr se basa en postulados: 1. Los electrones giran alrededor del núcleo en órbitas estacionarias, sin irradiar energía.
2. Cuando el electrón cambia de órbita la diferencia de energías se emite en forma de radiación electromagnética.
3. No todas las órbitas circulares están permitidas para un electrón. Sólo lo están aquellas que cumplen la condición: mevr=n(h/2 ) me l masa del electrón; v velocidad,; r radio de la órbita, h constante de Planck ; n número cuántico (número entero positivo) El modelo permitió explicar los espectros atómicos.
En la absorción se pasa de una órbita interior a una exterior y en la emisión es al revés.
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8 2. Números cuánticos Algunas fechas importantes 1900 Teoría cuántica de Planck E= h h=6,6262·10-34 J·s 1905 Einstein Explicación efecto fotoeléctrico. Equivalencia entre masa y energía E= mc2 1924 Principio de la dualidad onda-partícula (de Broglie) La materia también puede presentar un comportamiento ondulatorio. La longitud de onda asociada a cada partícula se calcula: =h/mv 1926 Principio de Incertidumbre Heisenberg No es posible conocer simultáneamente y con precisión la posición y la cantidad de movimiento de una partícula (la idea de órbita se sustituye por la de nube electrónica).
1927 Ecuación de ondas Schrödinger Resuelta para el átomo de hidrógeno. Existe una solución para cada trío de valores (n, l, ml). n, l y ml son los números cuánticos. Cada trío de valores corresponde a un orbital atómico. En el átomo de hidrogeno la energía solo depende del número quántico principal n.
1927 Davisson y Germer consiguen la difracción de electrones.
1932 Stern demostración experimental de las Propiedades ondulatorias de átomos.
9 2. Números cuánticos Funciones de onda u orbitales (Estado en el que se encuentra cada electrón) n,l,m r, , = Rn(r) · Y lm( , ) Aplicación al átomo de hidrogeno: Símbolo Significado orbital Intervalo de los valores Ejemplo número cuántico principal n Nivel. Determina volumen y energía del orbital.
1≤n n= 1,2,3...
número cuántico azimutal o secundario l Subnivel. Determina la forma del orbital.
0 ≤ l ≤ n-1 para n= 3: l= 0,1,2 (s,p,d) número cuántico magnético ml Desplazamiento de la energía . Determina la orientación del orbital.
-l ≤ ml ≤ l para l= 2: ml= -2,-1,0,1,2 número cuántico de espín ms Espín -½,½ sólo: -½,½ Nombre TEMA 1B. ESTRUCTURA ATÓMICA Y TABLA PERIÓDICA. PROPIEDADES PERIÓDICAS.
10 2. Números cuánticos Definiciones: • NIVEL formado por las funciones de onda de igual número n.
• SUBNIVEL formado por las funciones de onda de iguales números n y l.
• ORBITAL formado por las funciones de ondas de iguales números n, l y ml.
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11 2. Números cuánticos n l ml ms 1 (K) 0 (1s) 0 ±½ 2 2 2 (L) 0 (2s) 0 ±½ 2 8 -1, 0, +1 ± ½ para cada m 6 0 ±½ 2 -1, 0, +1 ± ½ para cada m 6 ± ½ para cada m 10 0 ±½ 2 -1, 0, +1 ± ½ para cada m 6 2 (4d) -2,-1,0,1,2 ± ½ para cada m 10 3 (4f) ± ½ para cada m 14 1 (2p) 3 (M) 0 (3s) 1 (3p) 2 (3d) -2,-1,0,1,2 4 (N) 0 (4s) 1 (4p) -3,-2,-1 ,0,1,2,3 capacidad capacidad del del nivel subnivel 18 32 12 2. Números cuánticos Orbitales s Gráficas de probabilidad de los Orbitales 1s y 2s.
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13 2. Números cuánticos TEMA 1B. ESTRUCTURA ATÓMICA Y TABLA PERIÓDICA. PROPIEDADES PERIÓDICAS.
14 3. Configuraciones electrónicas Definiciones: • ÁTOMOS POLIELECTRONICOS: átomos con más de un electrón.
• ELECTRÓN DIFERENCIAL es el electrón de más que tiene un átomo de un elemento en comparación con el de número atómico inferior.
• CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA de un átomo es el conjunto de orbitales que determinan el estado de los electrones de este átomo.
• ESTADO FUNDAMENTAL de un átomo es el estado en el que los electrones de este átomo están en los orbitales de menor energía posible.
15 3. Configuraciones electrónicas Conjunto de normas y principios para asignar orbitales a los electrones de los átomos polielectrónicos: • Principio de aufbau (o de construcción progresiva). Para determinar la configuración electrónica del estado fundamental de un átomo es necesario utilizar la configuración electrónica del elemento de número atómico immediatamente inferior y colocar el electrón diferencial en el siguiente orbital por orden creciente de energías.
• Principio de exclusión de Pauli. No pueden existir dos electrones en el mismo átomo con los cuatro números cuánticos iguales.
• Regla de Hund o de máxima multiplicidad. Mientras sea posible, los electrones se colocan solitarios en los orbitales de cada subnivel.
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16 3. Configuraciones electrónicas Orden de llenado de los subniveles 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 5f14 6d10 7p6 diagrama mnemotécnico TEMA 1B. ESTRUCTURA ATÓMICA Y TABLA PERIÓDICA. PROPIEDADES PERIÓDICAS.
17 3. Configuraciones electrónicas Ejemplos de determinación de configuraciones electrónicas Elementos 11Na 13Al 31Ga 27Co 33As 17Cl 1s2 2s2 2p6 3s1 = [Ne] 3s1 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1 = [Ne] 3s2 3p1 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p1 = [Ar] 4s2 3d10 4p1 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d7= [Ar] 4s2 3d7 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p3= [Ar] 4s2 3d10 4p3 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5= [Ne] 3s2 3p5 Iones de elementos Na+ Al3+ ClS2- 1s2 2s2 2p6 = [Ne] 1s2 2s2 2p6 = [Ne] 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 = [Ar] 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6= [Ar] TEMA 1B. ESTRUCTURA ATÓMICA Y TABLA PERIÓDICA. PROPIEDADES PERIÓDICAS.
18 3. Configuraciones electrónicas Algunas excepciones al diagrama nemotécnico 24Cr 29Cu 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d5 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d10 2 2 6 2 6 2 10 6 2 10 5p 6s 5d 2 2 6 2 6 2 10 6 2 10 5p 6s 5d 4f 57La 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 58Ce 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 59Pr 2 2 6 2 6 2 10 6 2 10 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 6 2 1 6 2 1 6 2 1 5p 6s 5d 4f 1 2 TEMA 1B. ESTRUCTURA ATÓMICA Y TABLA PERIÓDICA. PROPIEDADES PERIÓDICAS.
19 3. Configuraciones electrónicas ¿Como se colocan los electrones en un subnivel? Regla de Hund: los electrones al ocupar un subnivel lo hacen procurando que el desapareamiento sea máximo y sus spines sean paralelos.
2 2 2 6C 1s 2s 2p 8O 1s2 2s2 2p4 9F 1s2 2s2 2p5 7N 1s2 2s2 2p3 10Ne 1s2 2s2 2p6 20 4. La Tabla Periódica • 4.1 La Tabla Periódica • 4.2 Configuración electrónica y posición en la tabla periódica Referencias: http://ca.wikipedia.org/wiki/Taula_periòdica http://scq.iec.cat/scq/nostrescoses/taula/taulespremiades/oriolbonjoch /taulaperiodica.htm http://www.ptable.com TEMA 1B. ESTRUCTURA ATÓMICA Y TABLA PERIÓDICA. PROPIEDADES PERIÓDICAS.
21 4.1 La Tabla Periódica (versión larga) TEMA 1B. ESTRUCTURA ATÓMICA Y TABLA PERIÓDICA. PROPIEDADES PERIÓDICAS.
22 4.1 La Tabla Periódica TEMA 1B. ESTRUCTURA ATÓMICA Y TABLA PERIÓDICA. PROPIEDADES PERIÓDICAS.
23 4.2 Configuración electrónica y posición en la tabla periódica Bloque s y Bloque p: Elementos Representativos Bloque d: Elementos de Transición Bloque f: Elementos de Transición Interna Período nº Elementos por período 1 2 2 8 3 8 4 18 5 18 6 32 24 4.2 Configuración electrónica y posición en la Tabla Periódica GRUPO Configuración Tipo GRUPO Configuración Tipo IA (1) ns1 IB (11) ns1 (n-1)d10 [ns2 (n-1)d9] IIA (2) ns2 IIB (12) ns2 (n-1)d10 IIIB (3) ns2 (n-1)d1 IIIA (13) ns2 np1 IVB (4) ns2 (n-1)d2 IVA (14) ns2 np2 VB (5) ns2 (n-1)d3 VA (15) ns2 np3 VIB (6) ns1 (n-1)d5 [ns2 (n-1)d4] VIA (16) ns2 np4 VIIB (7) ns2 (n-1)d5 VIIA (17) ns2 np5 VIII (8,9,10) ns2 (n-1)d6 a ns2 (n-1)d8 0 (18) ns2 np6 Configuraciones electrónicas características de cada grupo de la tabla periódica TEMA 1B. ESTRUCTURA ATÓMICA Y TABLA PERIÓDICA. PROPIEDADES PERIÓDICAS.
25 5. Propiedades periódicas • • • • • • • 5.1 Radio atómico 5.2 Radio iónico 5.3 Potencial de ionización 5.4 Afinidad electrónica 5.5 Electronegatividad 5.6 Caracter metálico y no metálico 5.7 Varios http://www.eis.uva.es/~qgintro/sisper/sisper.html http://ca.wikipedia.org/wiki/Taula_periòdica http://scq.iec.cat/scq/nostrescoses/taula/taulespremiades/oriolbonjoch/men us/taulesigrafics.htm http://www.webelements.com TEMA 1B. ESTRUCTURA ATÓMICA Y TABLA PERIÓDICA. PROPIEDADES PERIÓDICAS.
26 5.1 Radio atómico Por convención, se define el Radio atómico, como la mitad de la distancia existente entre los centros de dos átomos iguales enlazados. Podemos distinguir entre Radio covalente cuando el enlace es covalente o Radio metálico cuando el enlace es metálico.
• http://en.wikipedia.org/wiki/Covalent_radius • El Radio iónico se define como el Radio de un átomo que forma un enlace iónico.
http://en.wikipedia.org/wiki/Ionic_radius TEMA 1B. ESTRUCTURA ATÓMICA Y TABLA PERIÓDICA. PROPIEDADES PERIÓDICAS.
27 5.1. Radio atómico Variación del Radio atómico con el número atómico Variación general del ratómico en la tabla periódica (elementos representativos) TEMA 1B. ESTRUCTURA ATÓMICA Y TABLA PERIÓDICA. PROPIEDADES PERIÓDICAS.
28 5.1 Radio atómico La variación general del radio atómico que se da en los grupos de los elementos representativos no se observa en los metales de transición. Al pasar de un elemento de transición del 4º al 5º período sí se observa un aumento del radio pero del 5º al 6º y del 6º al 7º no: o bien no hay aumento o bien el radio disminuye. ¿Cuál es la razón? • http://www.uam.es/docencia/elementos/spV21/sinma rcos/graficos/radioatomico/radioa.html TEMA 1B. ESTRUCTURA ATÓMICA Y TABLA PERIÓDICA. PROPIEDADES PERIÓDICAS.
29 5.1 Radio atómico 30 5.2 Radio iónico Comparación entre Radios atómicos e iónicos r+ < rátomo r- > rátomo TEMA 1B. ESTRUCTURA ATÓMICA Y TABLA PERIÓDICA. PROPIEDADES PERIÓDICAS.
31 5.2 Radio iónico Una serie isoelectrónica de iones. En una serie isoelectrónica de iones, el radio iónico disminuye al aumentar la carga nuclear.
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32 5.3 Potencial de ionización La primera energia de ionización o primer potencial de ionización es la energía necesaria para arrancar el primer electrón de un átomo neutro, en estado fundamental y gaseoso. M(g) M+(g) + 1 e- I1 Variación del primer potencial de ionización I1 con el número atómico Variación general de I1 en la tabla periódica TEMA 1B. ESTRUCTURA ATÓMICA Y TABLA PERIÓDICA. PROPIEDADES PERIÓDICAS.
33 5.3 Potencial de ionización Grup Període 1 2 3 4 5 6 7 1 H 1312 Li 520 Na 496 K 419 Rb 403 Cs 376 Fr 380 2 Be 899 Mg 738 Ca 590 Sr 549 Ba 503 Ra 509 3 Sc 633 Y 600 Lu 523 Lr 4 Ti 659 Zr 640 Hf 658 Rf 5 V 651 Nb 652 Ta 761 Db 6 Cr 653 Mo 684 W 770 Sg 7 Mn 717 Tc 702 Re 760 Bh 8 Fe 762 Ru 710 Os 840 Hs 9 Co 760 Rh 720 Ir 880 Mt 10 11 Ni 737 Pd 804 Pt 870 Ds Cu 745 Ag 731 Au 890 Uuu 12 Zn 906 Cd 868 Hg 1007 Uub 13 B 800 Al 577 Ga 579 In 558 Tl 589 Uut 14 C 1086 Si 786 Ge 762 Sn 708 Pb 715 Uuq 15 N 1402 P 1012 As 947 Sb 834 Bi 703 Uup 16 O 1313 S 1000 Se 941 Te 869 Po 812 Uuh 17 18 F 1681 Cl 1251 Br 1140 I 1008 At 920 Uus He 2372 Ne 2080 Ar 1521 Kr 1351 Xe 1170 Rn 1037 Uuo Taula periòdica del primer potencial de ionització, en kJ/mol 34 5.3 Potencial de ionización kJ/mol.
http://en.wikipedia.org/wiki/Molar_ionization_energies_of_the_elements 35 5.4 Afinidad electrónica Afinidad electrónica: energia intercambiada cuando un átomo en estado gaseso acepta un electrón. X(g) + 1 eX-(g) A. E. 1 •(IUPAC) Energy required to detach an electron from the singly charged negative ion. The equivalent more common definition is the energy released when an additional electron is attached to a neutral atom or molecule.
H -73 Li -60 Na -53 K -48 Rb -47 Cs -45 Fr -44 Be 19 Mg 19 Ca Sc Ti V 10 -18 -8 -51 Sr Y Zr Nb -30 -41 -86 Ba Lu Hf Ta -31 Ra Lr Rf Db Cr -64 Mo -72 W -79 Sg Mn Fe -16 Tc Ru -53 -101 Re Os -14 -106 Bh Hs Co -64 Rh -110 Ir -151 Mt Ni -112 Pd -54 Pt -205 Ds Cu -118 Ag -126 Au -223 Uuu Zn 47 Cd 32 Hg 61 Uub B -27 Al -43 Ga -29 In -29 Tl -20 Uut C -122 Si -134 Ge -116 Sn -116 Pb -35 Uuq N 7 P -72 As -78 Sb -103 Bi -91 Uup O -141 S -200 Se -195 Te -190 Po -183 Uuh F -328 Cl -349 Br -325 I -295 At -270 Uus He 21 Ne 29 Ar 35 Kr 39 Xe 41 Rn 41 Uuo 36 5.5 Electronegatividad La electronegatividad es una medida de la fuerza de atracción que ejerce un átomo sobre los electrones que comparte con otro en un enlace químico. Los valores de electronegatividad se clasifican según la escala de Pauling y la escala de Mulliken.
En la escala de Pauling los valores se obtienen a partir de las energías de enlace.
En la escala de Mulliken, más antigua, se calculan promediando el potencial de ionización y la afinidad electrónica.
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37 5.5 Electronegatividad Escala de Pauling Variación general de la E.N. en la tabla periódica TEMA 1B. ESTRUCTURA ATÓMICA Y TABLA PERIÓDICA. PROPIEDADES PERIÓDICAS.
38 5.6 Caracter Metálico y No Metálico Dos átomos iguales (del mismo Elemento) sólo se pueden unir mediante enlace metálico o mediante enlace covalente.
La tendencia a formar uno u otro es lo que nos marca el caracter metálico o la covalencia o caracter no metálico.
Por la naturaleza del enlace metálico también se puede definir el caracter metálico de un Elemento como la tendencia a perder electrones para convertirse en catión.
A menudo se considera el caracter metálico como la electropositividad, opuesta a la electronegatividad.
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39 5.6 Caracter Metálico y No Metálico Variación general del caracter metálico en la tabla periódica 40 6. Tipos de enlaces. Tipos de sustancias Enlace químico: fuerza que mantiene unidos dos o más átomos, iones… Los átomos se unen por que de esta manera el contenido energético del sistema es inferior al que tendrían por separado.
W. KOSSEL y G.N. LEWIS (1916): estabilidad de los gases nobles atribuible a su configuración electrónica (ns2np6). Tendencia de los demás elementos a conseguir 8 e- en la capa de valencia compartiendo o intercambiando electrones.
• REGLAS BÁSICAS – – – – No metal + No metal Semimetal + No metal Metal + No metal Metales Enlace covalente Enlace covalente Enlace iónico Enlace metálico – ATENCIÓN, hay algunas excepciones: MnO2 41 6. Tipos de enlaces. Tipos de sustancias • ENLACE IÓNICO: interacción de iones con carga de diferente signo.
Los iones se forman por transferencia electrónica del elemento menos electronegativo al más electronegativo. Enlace típico entre metal y no metal. Da lugar a compuestos sólidos.
Ejemplo: NaCl.
Na: 1s2 2s2 2p6 3s1 = [Ne] 3s1 Cl: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 = [Ne] 3s2 3p5 Na+: [Ne] Cl-: [Ne] 3s2 3p6= [Ar] TEMA 1B. ESTRUCTURA ATÓMICA Y TABLA PERIÓDICA. PROPIEDADES PERIÓDICAS.
42 6. Tipos de enlaces. Tipos de sustancias • ENLACE COVALENTE: se comparten electrones entre pares de átomos. Enlace típico entre no metales y entre semimetales y no metales.
O O O O F F F F N N Enlace (ecompartidos) N N Átomos diferentes Átomos iguales (en red) 43 6. Tipos de enlaces. Tipos de sustancias •ENLACE METÁLICO: unión en la que se comparten electrones entre TODOS los átomos de la sustancia, interacción entre cationes y electrones de valencia. Enlace típico entre metales. Da lugar a sustancias sólidas (excepto el Hg).
Modelo del mar de electrones. Todos los átomos están ionizados por pérdida de e- de valencia. Los cationes metálicos permanecen fijos en los lugares de equilibrio de la red cristalina y los electrones están deslocalizados.
La nube de electrones realiza un doble efecto: atrae los cationes por la diferencia de carga y apantalla la repulsión entre cationes.
44 6. Tipos de enlaces. Tipos de sustancias 3 tipos de enlaces 4 tipos de sustancias • Moleculares: formadas por átomos individuales (gases nobles) o por moléculas. Los átomos de los gases nobles o las moléculas se unen entre sí mediante fuerzas débiles (van der Waals o enlace de hidrógeno, ver Tema 4).
• Covalentes: formados por átomos iguales o diferentes que se unen mediante enlaces covalentes (ver Tema 4).
• Iónicas (“sales”): formadas por iones diferentes unidos mediante enlace iónico (ver Tema 3).
• Metálicas: redes de átomos iguales (metales) unidos mediante enlace metálico (ver Tema 3).
45 6. Tipos de enlaces. Tipos de sustancias ¿Tipos de enlace entre átomos? NaCl CO2 Au O2 Fe2O3 C(diamante) Ag SiO2 KBr NH3 46 6. Tipos de enlaces. Tipos de sustancias NaCl (cloruro de sodio) Enlace iónico.
Sustancia iónica.
Fe2O3 (óxido de hierro(III)) Enlace iónico.
Sustancia iónica.
Au (oro) Enlace metálico.
Sustancia metálica.
Ag (plata) Enlace metálico.
Sustancia metálica.
O2 (oxígeno) Enlace covalente.
Sustancia molecular.
C(diamante) Enlace covalente.
Sustancia covalente.
CO2 (dióxido de carbono) Enlace covalente (entre C y O).
Sustancia molecular.
SiO2 (dióxido de silicio o sílice) Enlace covalente. Sustancia covalente.
KBr (bromuro de potasio).
Enlace iónico.
Sustancia iónica.
NH3 (amoníaco) Enlace covalente (entre N e H).
Sustancia molecular.
47 Para saber más • Las propiedades electromagnéticas de la materia y su aplicación técnica: www.xtec.es/~frincon/projecte/electricidad/electmag.htm • Estructura Atómica -1: http://www.gobiernodecanarias.org/educacion/3/Usrn/lentiscal/1 -CDQuimica-TIC/Q1/EstructuraAtomica.htm • Estructura Atómica -2: http://www.gobiernodecanarias.org/educacion/3/Usrn/lentiscal/1 -CDQuimica-TIC/Q2/EstructuraAtomica2.htm • Hydrogen atom orbital viewer: http://www.falstad.com/qmatom/ TEMA 1B. ESTRUCTURA ATÓMICA Y TABLA PERIÓDICA. PROPIEDADES PERIÓDICAS.
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