ACETATOS QUÍMICA INORGÁNICA Margarita Eugenia Gutiérrez Ruiz LAFQA

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1 ACETATOS QUÍMICA INORGÁNICA Margarita Eugenia Gutiérrez Ruiz LAFQA
LABORATORIO DE ANÁLISIS FÍSICOS Y QUÍMICOS DEL AMBIENTE ACETATOS QUÍMICA INORGÁNICA Margarita Eugenia Gutiérrez Ruiz LAFQA

2 PROPIEDADES PERIÓDICAS

3 CLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS
La identificación de toda la serie de elementos naturales ha exigido muchos años de intensa investigación. En la antigüedad y edad media se conocían solamente 12 elementos

4 CLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS
En el siglo XVIII, el trabajo realizado por Boyle y posteriormente, por Lavoisier, permitieron reconocer un número suficiente de elementos, como para buscar una clasificación de los mismos, no sólo con objeto de facilitar su estudio, sino también para conducir a nuevos avances en la química.

5 CLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS
La mayoría de los elementos comunes fueron identificados en los siglos XVIII y XIX, pero en el siglo XX se conocieron la mayoría de los elementos raros (muchos de ellos radiactivos)

6 CLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS
La primera división de los elementos fue en metales y no metales, inicialmente llamados metaloides (hoy en desuso). Fue Lavoisier quién agrupó los elementos en: no metálicos, formadores de ácidos metálicos formadores de bases formadores de sales

7 DESCUBRIMIENTO DE LOS ELEMENTOS
Oro Cobalto 1735 Niobio 1801 Cesio 1860 Lutecio 1907 Plata Platino Tántalo 1802 Rubidio 1861 Protactinio 1917 Cobre Cinc 1746 Cerio 1803 Talio 1862 (1934) Hierro Níquel 1751 Iridio Indio 1863 Hafnio 1923 Plomo Bismuto 1753 Osmio Helio 1868 Renio 1925 Estaño Magnesio 1755 Paladio (1895) Tecnecio 1937 Mercurio (1808) Rodio Samario 1870 Francio 1939 Azufre Hidrógeno 1766 Potasio 1807 Galio 1875 Carbono Flúor 1771 Sodio Yterbio 1878 (1886) Bario 1808 (1907) Nitrógeno 1772 Boro Escandio 1879 Cloro 1774 Calcio Holmio Manganeso 1744 Iodo 1811 Tulio Oxígeno Cadmio 1817 Gadolino 1880 Molibdeno 1778 Litio Neodimio 1885 Telurio 1782 Selenio Praseodimio Astato 1940 Wolframio 1783 Silicio 1823 Disprosio 1886 Neptunio Circonio 1789 Bromo 1826 Germanio Plutonio Arsénico ~ 1250 (1824) Aluminio 1827 Argon 1894 Curio 1944 Fósforo 1669 Uranio Torio 1828 Europio 1896 Americio 1945 Antimonio 1700 (1841) Vanadio 1830 Kripton 1898 Prometio 1947 Estroncio 1790 Lantano 1839 Neon Berkelio 1950 Erbio 1843 Polonio Californio Titanio 1791 Terbio Radio Einstenio 1954 (1910) Rutenio 1844 (1911) Fermio Ytrio 1794 Xenon Mendelevio 1955 Actinio 1899 Nobelio 1957 Cromo Radon 1900 Berilio PERIODO DE LA ALQUIMIA EDAD ANTIGUA SIGLO XVIII SIGLO XIX SIGLO XX DESCUBRIMIENTO DE LOS ELEMENTOS

8 CLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS
Dobereiner, químico alemán, mostró que el peso de combinación del estroncio era aproximadamente igual al valor medio de los pesos del calcio y bario y que estas relaciones también se presentaban con otros elementos. Por lo que propuso la formación de triadas.

9 CLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS
En 1862, Chancourtois construyó su Vis tellurique en el que los elementos estaban ubicados en orden creciente de pesos atómicos en una hélice enrollada sobre un cilindro vertical, cuyos puntos correspondientes diferían en 16 unidades de peso atómico. Los elementos análogos caían prácticamente sobre la misma generatriz pero el diagrama era tan complicado que NADIE LO ENTENDIÓ.

10 Newland organizó a los elementos por su peso atómico formando octavas, análogamente con las notas de la música Los dos primeros periodos de 8 elementos permitían que elementos de iguales características quedaran juntos, pero en el tercer periodo se rompían las relaciones

11 CLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS
Los intentos parciales de clasificación de los elementos fueron superados por Mendelejew al estudiar las relaciones entre las propiedades físicas y químicas de los elementos. En síntesis, Mendelejew logró establecer una tabla sobre la base de que las propiedades de los elementos son función periódica de sus pesos atómicos

12 La ventaja de la tabla de Mendeleiev sobre los intentos anteriores de clasificación era que no sólo presentaba similitudes en pequeños grupos como las tríadas, sino que mostraba similitudes en un amplio entramado de relaciones verticales, horizontales, y diagonales.

13 CLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS
Convencido del carácter general de su ley no dudó en dejar vacíos lugares de la tabla, así como invertir el orden del telurio y de suponer dudosos los pesos atómicos de algunos elementos

14 CLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS
En esa misma época Lothar Meyer, un químico y médico alemán, estudió también la relación entre los pesos atómicos de los elementos y sus propiedades físicas, lo que llevó a representar gráficamente los volúmenes atómicos, fusibilidad, volatilidad, comportamiento electroquímico y otras propiedades.

15 Ha habido alguna discordancia sobre quién merece ser reconocido como creador de la tabla periódica, si el alemán Lothar Meyer (a la izquierda) o el ruso Dmitri Mendeleiev. Trabajando independientemente, ambos químicos produjeron resultados notablemente similares y casi al mismo tiempo. Un libro de texto de Meyer publicado en 1864 incluía una versión abreviada de una tabla periódica para clasificar los elementos. La tabla comprendía la mitad de los elementos conocidos organizados en orden de su masa atómica y mostraba una periodicidad en función de ésta.

16 En 1868, Meyer construyó una tabla extendida que entregó a un colega para su evaluación. Desgraciadamente para Meyer, la tabla de Mendeleiev se publicó en 1869, un año antes de que apareciera la de Meyer.

17 PRIMERA TABLA PERIODICA DE MENDELEJEW ( 1869 ).
II Be = 9.4 B = 11 C = 12 N = 14 O = 16 F = 19 Na = 23 III Mg = 24 Al = 27.4 Si = 28 P = 31 S = 32 Cl = 35.5 K = 39 Ca = 40 ? = 45 ?Er = 56 ?Yt = 60 ?In = 75.6 IV Ti = 50 V = 51 Cr = 52 Mn = 55 Fe = 56 Ni = Co = 59 Cu = 63.4 Zn = 65.2 ? = 68 ? = 70 As = 75 Se = 79.4 Br = 80 Rb = 85.4 Sr = 87.6 Ce = 92 La = 94 Di = 95 Th = 118? V Zr = 90 Nb = 94 Mo = 96 Rh = 104.4 Ru = 104.4 Pd = 106.6 Ag = 108 Cd = 112 Ur = 116 Sn = 118 Sb = 122 Te = 128? J = 127 Cs = 133 Ba = 137 VI ? = 180 Ta = 182 W = 186 Pt = 197.4 Ir = 198 Os = 199 Hg = 200 Au = 197? Bi = 210 Tl = 204 Pb = 207 H = 1 Li = 7

18 CLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS
Mendelejew dio a cada uno de los elementos, que de acuerdo a los sitios vacíos debía de descubrirse, un nombre provisional formado por un prefijo tomado del sánscrito (eka, primero; dwi, segundo) junto con el nombre del elemento vecino. También describió sus propiedades en función del comportamiento periódico. Por ejemplo:

19 CLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS
Fortalezas de la Tabla periódica de Mendelew Permitió predecir las propiedades de los elementos no descubiertos y proponer nuevos pesos atómicos para ciertos elementos. Predijo la complejidad del átomo, ya que la posición de la tabla periódica corresponde al número atómico, que en realidad corresponde al número de protones, el cual determina la mayor parte de las propiedades de un átomo. Actualmente, permite entender el comportamiento de los elementos y predecir el tipo y reactividad de los compuestos que forman, lo que facilita el aprendizaje de la química descriptiva.

20 CLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS
DEBILIDADES DE LA TABLA PERIÓDICA El hidrógeno no tiene un sitio adecuado La continuidad en la ordenación de los elementos queda rota (al menos en las tablas tradicionalmente utilizadas). No se establecen relaciones cuantitativas.

21 TIPOS DE TABLAS PERIODICAS

22 Representaciones gráficas de la Tabla periódica
Desde las primeras publicaciones de la ley periódica, efectuadas por Mendeleev y Meyer en los años de 1870 ha habido un gran número de formas propuestas para la tabla periódica. La versión más fácil de utilizar y la que está más estrechamente relacionada con las estructuras electrónicas de los átomos es la llamada forma semi-larga.

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24 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 5d 6p 7s 6d

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26 1 s p1 p2 p3 p4 p5 p6 f9 f10 f 11 f12 f13 f14 d1 d2 d3 d4 d5 d6 d7 d8 d9 d10 5f 4f 3s 3p 4s 5s 6s 7s 2s 5d 4p 6d 4d 3d 5p 6p 2p s1 s2 2 3 4 5 6 7 Metales de transición Metales de transición inertes f1 f2 f 3 f4 f5 f6 f7 f8 s2 Elementos Representativos PERIODO

27 f p s 1 s f9 f10 f 11 f12 f13 f14 d1 d2 d3 d4 d5 d6 d7 d8 d9 d10 5f 4f
p1 p2 p3 p4 p5 p6 f9 f10 f 11 f12 f13 f14 d1 d2 d3 d4 d5 d6 d7 d8 d9 d10 5f 4f 3s 3p 4s 5s 6s 7s 2s 5d 4p 6d 4d 3d 5p 6p 2p s1 s2 2 3 4 5 6 7 Metales de transición Metales de transición inertes f1 f2 f 3 f4 f5 f6 f7 f8 s2 Elementos Representativos Forma larga Forma extra- larga PERIODO

28 Tabla periódica semilarga
Consta de 18 columnas (familias), los miembros de cada grupo tienen configuraciones iguales de sus electrones de valencia, excepto los números cuánticos principales. Aunque con frecuencia las similitudes más fuertes se encuentran entre los elementos de una familia

29 Tabla periódica Hay parecidos entre los elementos de diferentes familias, cuando la relación carga/radio son similares y cuando tienen el mismo número de electrones de valencia. Por ejemplo: (n-1)d1ns2 ns2 np1

30 Tabla periódica Este formato de tabla saca los 14 elementos que siguen al lantano y los 14 elementos que siguen al actinio Pone en evidencia el bloque de los elementos que orbitales s en la capa de valencia, los p, los d y los f.

31 Periodicidad En un periodo n = constante pero aumenta Z ( número de protones) lo que genera: Disminución de tamaño Aumento de la energía de ionización Aumento de la carga nuclear efectiva

32 Las propiedades periódicas

33 Número atómico El número atómico corresponde al número de protones, por lo que aumenta de izquierda a derecha en cada periodo y de arriba hacia abajo en un mismo grupo.

34 Número atómico Aumenta Aumenta

35 ENERGÍA DE IONIZACIÓN

36 Energía de ionización:
Energía mínima necesaria para separar un electrón de un átomo neutro o de un ión gaseosos M (g) M+ (g) + 1e- Aumenta de izquierda a derecha y disminuye de arriba abajo

37 Z e E. E I. I Z æ æ æ e ö ö @ @ ç ç ç ÷ ÷ n 2 a n è è è 2 a ø ø 2 *
* 2 æ æ æ e 2 2 2 ö ö @ @ ç ç ç ÷ ÷ n 2 2 a n 2 è è è 2 a ø ø

38 IONIZACIÓN PARA EL LITIO
PRIMERA ENERGIA DE IONIZACIÓN PARA EL LITIO SEGUNDA ENERGIA DE IONIZACIÓN TERCERA ENERGIA DE IONIZACIÓN 124 kcal mol-1 1740 kcal mol-1 2806 kcal mol-1 3 + 3 + 3 + Segundo electrón Primer electrón Tercer electrón Li Li2+ + e- Li Li+ + e- Li Li3+ + e-

39 En un periodo n es constante, aumenta Z* y E.I. aumenta
Li Be B C N O F En un periodo n es constante, aumenta Z* y E.I. aumenta kJ mol - 1 Li s s 1 1 s s 520.3 Be s s 2 2 s s 1 1 899.5 B s s 2 2 p p 1 1 s s 2 2 800.6 C s s 2 2 p p 2 2 s s 2 2 p p 1 1 1086.4 N s s 2 2 p p 3 3 s s 2 2 p p 2 2 1402.3 O s s 2 2 p p 4 4 s s 2 2 p p 3 3 1314.0 F s s 2 2 p p 5 5 s s 2 2 p p 4 4 1681.0

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42 PRIMERA ENERGÍA DE IONIZACIÓN

43 AFINIDAD ELECTRÓNICA

44 H = - afinidad electrónica
Es la energía involucrada en el proceso en que un átomo o ión gaseoso gana un electrón X(g) + 1 e X-(g) H = - afinidad electrónica

45 S- (g) + 1e S2- (g)

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47 Afinidad electrónica Aumenta a lo largo de un periodo (más negativa).
Decrece al bajar en familia sin embargo el cambio es pequeño. Aumenta

48 ELECTRONEGATIVIDAD

49 Electronegatividad Un elemento que en sus interacciones químicas tiende más a adquirir electrones que a perderlos se dice que es electronegativo La tendencia a atraer electrones de un átomo enlazado se conoce como electronegatividad

50 Electronegatividad Hay diversas maneras de medir la electronegatividad (X) Pauling sugirió que la diferencia de electronegatividades entre dos atómos A y B es: Xa-Xb = [ Dab-(DaaDbb)1/2] ½ Dab es la energía de enlace de la molécula diatómica AB expresada en kcal/mol. Esta ecuación es empírica se basa en la observación de que los enlaces entre los átomos de electronegatividad cualitativamente diferente tienden a ser más fuertes que los enlaces entre las moléculas homonucleares

51 Electronegatividad Mullikan definió la electronegatividad Xm del átomo como Xm = (AE + EI)/2 Alfred y Rochow definieron la electronegatividad Xm = (Z*e)/r x 100

52 Electronegatividad Para elementos representativos aumenta de izquierda a derecha a lo largo de los periodos y de abajo a arriba dentro de cada grupo. Las variaciones en los elementos de transición no son tan regulares. Las electronegatividades son inferiores para los elementos de la zona inferior izquierda de la tabla periódica que para los de la zona superior derecha.

53 Electronegatividad

54 Escala Pauling, máximo 4, Flúor y mínimo 0.7, Cesio
1 2 3 4 Li Na Cl Mg S B C N O F Be H Al Si P Período 1 Período 3 Período 2 Valores de Pauling Escala Pauling, máximo 4, Flúor y mínimo 0.7, Cesio

55 ELECTRONEGATIVIDAD 1 2 Helio 2.1 1.0 3 Litio 1.5 4 Berilio 2.0 5 Boro
Hidrógeno 1.0 3 Litio 1.5 4 Berilio 2.0 5 Boro 2.5 6 Carbono 3.0 7 Nitrógeno 3.5 8 Oxígeno 4.0 9 Flúor 10 Neón 1 2 3 4 Li Na Cl Mg S B C N O F Be H Al Si P Período 1 Período 3 Período 2 Valores de Pauling

56 Electronegatividad para los elementos representativos
H Li Be B C N O F Na 0.9 Al 1.5 Si 1.8 1.5. 2.0 2.5 3.0 3.5 4.0 P 2.1 S Cl K 0.8 Rb Cs 0.7 Ba Ca 1.0 Sr Ga 1.6 In 1.7 Tl Pb Sn Ge As Sb 1.9 Bi Po Te Se 2.4 Br 2.8 I Xe 3.1 Mg 1.2 Aumenta Aumenta

57 electronegatividades
El concepto de la electronegatividad es muy útil para conocer el tipo de enlace que originarán dos átomos en su unión: El enlace entre átomos de la misma clase y de la misma electronegatividad es no-polar Cuanto mayores sean las diferencias de electronegatividad entre dos átomos, mayor será la densidad electrónica del orbital molecular en las proximidades del átomo más electronegativo. Se origina un enlace polar. A una diferencia de electronegatividades suficientemente alta, se produce una transferencia completa de electrones, dando lugar a enlaces iónicos. Enlace H C H N H O H F Li F Diferencia de electronegatividades 0.4 0.9 1.4 1.9 3.0 Carácter iónico porcentual bajo 27% 33% 41% 87%

58 CARGA NUCLEAR EFECTIVA

59 Carga nuclear efectiva (z*)
Los electrones más cercanos al núcleo “tapan” la carga positiva de los protones. Este fenómeno se conoce como apantallamiento y es causa de que los electrones más externos son atraídos por el núcleo con una fuerza menor. La carga del núcleo después de que se le resta el efecto pantalla de los electrones internos se denomina carga nuclear efectiva o Z*

60 Carga nuclear efectiva
Para calcular la z* de un algún electrón en un átomo se tiene: Z* = Z -  Donde: Z es el número atómico del elemento.  Constante de apantallamiento

61 1.1 Se agrupan los electrones de la siguiente manera:
Z* = Z - s Para calcular la constante de apantallamiento : 1. En un orbital ns o np 1.1 Se agrupan los electrones de la siguiente manera: (1s) (2s 2p) (3s 3p) (3d) (4s4p) (4d) (4f) (5s 5p) . . . 1.2 Los electrones de la derecha del grupo considerado (ns np) no se toman en cuenta. 1.3 Todos los electrones del grupo (ns np) considerado contribuyen con 0.35 1.4 Todos los electrones del grupo n-1 contribuyen con 0.85 1.5 Todos los electrones de la capa n - 2, n-3, ..., contribuyen con 1.0

62 2.1 Se agrupan los electrones de la siguiente manera:
Z* = Z - s Para calcular la constante de apantallamiento s: 2. Cuando el electrón apantallado se encuentra en una capa nd o nf, para calcular s : 2.1 Se agrupan los electrones de la siguiente manera: (1s) (2s 2p) (3s 3p) (3d) (4s4p) (4d) (4f) (5s 5p) . . . 2.2 Electrones en grupo a la derecha de la capa considerada no apantallan. 2.3 Todos los electrones de la misma capa (sea la d o la f) apantallan con 0.35. 2.4 Todos los electrones a la izquierda del grupo nd o nf considerado contribuyen con 1.00

63 Ejemplos de cálculos de Z*
1. Considerando el electrón de valencia del nitrógeno 7N 1s2 2s2 2p3 (1s)2 (2s, 2p)5 s = (4 x 0.35) + 2 (0.85) = 3.10 Z* = = 3.9 2. Considerando un electrón 3d del 30Zn 2.1 (1s)2 (2s, 2p)8 (3s, 3p)8 (3d)10 (4s)2 s = (9 x 0.35) + (18 x 1.00) = 21.15 Z* = = 8.85

64 Carga nuclear efectiva para el electrón 6p del plomo
Pb = 82 (4d)10 (4f)14 (5s 5p)8 (5d)10 (6s6p)4 3 x = 1.05 18 x = 15.3 60 x 1.0 = 60 Suma efecto pantalla = 76.35 Carga nuclear efectiva para el electrón 6p del plomo Z* = = 5.65

65 RADIOS

66 El radio atómico teórico es función de n y de la carga efectiva

67 Radio atómico Aumentan hacia abajo en un grupo.
En cada periodo los electrones más externos ocupan niveles que están más alejados del núcleo, los orbitales de mayor energía son cada vez más grandes, y además, el efecto de apantallamiento hace que la carga efectiva aumente muy lentamente de un período a otro.

68 Radio atómico Figura: Radio atómico en la tabla periódica,Enciclopedia Encarta

69 Radio covalente Experimentalmente no se puede determinar el radio de un solo átomo, por lo que se utilizan las distancias de los enlaces de moléculas homonucleares. El radio covalente se considera como la mitad de la distancia entre los átomos de la molécula.

70 Radio de van der Waals Radio covalente Cl Cl Cl Cl

71 Radio de van der Waals Cl Cl Cl Cl Radio covalente

72 Radio iónico Cl Cl Cl Cl Cl Cl Cl Cl Cl Cl Cl Cl Cl Cl
- - - Na + Cl Na + Cl + Cl - - Na - Na + Na + Cl Na + Cl Na + Cl Na + - - Cl - Cl - Na + Na + Cl + Cl Na Cl - Na + Cl - Na + Cl - Na + Cl - De la distancia entre núcleos, ¿cuándo le corresponde al anión y cuánto al catión?

73 Radio metálico Na Na Na Na Na Na Na Na Na Na Na Na Na Na Na Na Na Na

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77 ESTADOS DE OXIDACIÓN

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80 PROPIEDADES FÍSICAS

81 ELEMENTOS REPRESENTATIVOS
4000 C PUNTOS DE FUSION DE LOS ELEMENTOS REPRESENTATIVOS 3000 Temperatura ºC 2000 B 1000 Be Li -273 N O F Ne Si Al Mg -273 Na S Cl Ar P Ge Ca As Se -273 Kr K Ga Br Sr Sb Te -273 Sn I Rb In Xe Ba Pb At Tl Bi -273 Cs Po Rn

82 1 H Gases Inertes VIIIA Metales Tierras 2 He Alcalinos Alcalinas
Sólidos Halógenos IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA 3 Li 4 Be 5 B 7 N 8 O 9 F 10 Ne 11 Na 12 Mg 13 Al 14 Si 16 S 17 Cl 18 Ar 19 K 20 Ca 31 Ga 32 Ge 35 Br 36 Kr (líquido) 37 Rb 38 Sr 49 In 52 Te 53 I 54 Xe 55 Cs 56 Ba 81 Tl 82 Pb 83 Bi 84 Po 85 At 86 Rn 51 Sb 15 P 33 As 34 Se 50 Sn 6 C Irr

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84 + Sólidos metálicos Sólidos covalentes Si N O Ne Gases moleculares
2 + C B Número atómico 3 4 5 6 Litio Berilio Boro Carbono Sólidos metálicos Sólidos covalentes Si N O Ne 10 7 8 9 Nitrógeno Oxígeno Flúor Neón Gases moleculares Gas monoatómico F

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87 Punto de fusión El punto de fusión es la temperatura a la que el elemento cambia de la fase sólida a la líquida, a la presión de 1 atm. El comportamiento periódico de los puntos de fusión, presenta una tendencia de aumento en los periodos de izquierda a derecha y aumento de abajo hacia arriba en los grupos. Para los de transición externa existe una tendencia a reducir su punto defusión en los periodos de izquierda a derecha y aumentar en los grupos. Los elementos de transición interna los valores son de tendencia constante.

88 Punto de fusión

89 Punto de ebullición Para los elementos representativos existe una tendencia de aumentar de abajo hacia arriba. En los elementos de transición interna y externa existe una tendencia a disminuir el punto de ebullición en los periodos, y aumentar con el nivel

90 Punto de ebullición

91

92 Ejercicio para aprender las tendencias de las variaciones periódicas

93 VER ARCHIVO HORIZONTAL
E. I. Electronegatividad Tamaño n Tamaño Z* Electronegatividad n E. I.

94 VER ARCHIVO HORIZONTAL
Tamaño Electronegatividad E. I. n

95 Página con gráficas