TEMA 12. LA ESTRUCTURA DEL ÁTOMO

1. TEMA 12. LA ESTRUCTURA DEL ÁTOMO

2. 1. MODELO ATÓMICO DE THOMSON • THOMSON DESCUBRIÓ LOS ELECTRONES CUANDO INVESTIGABA LA CONDUCCIÓN DE LA ELECTRICIDAD DE GASES CONTENIDOS EN TUBOS DE DESCARGA • LOS TUBOS DE DESCARGA ERAN TUBOS SOMETIDOS A UNA ELEVADA DIFERENCIA DE POTENCIAL

3. 1. MODELO ATÓMICO DE THOMSON • RESULTADOS EXPERIMENTALES: • PRODUCCIÓN DE LUMINOSIDAD EN EL ÁNODO QUE PARECÍA CAUSADA POR UNA RADIACIÓN DESCONOCIDA PROCEDENTE DEL CÁTODO  RECIBIÓ EL NOMBRE DE RAYOS CATÓDICOS • Partículas con masa • Carga eléctrica negativa • Todas las partículas son iguales (independientemente del gas) • EXISTÍA TAMBIÉN OTRA RADIACIÓN QUE PARECÍA PROCEDER DEL ÁNODO  SE LES LLAMÓ RAYOS ANÓDICOS • Partículas con masa • Carga eléctrica positiva • Masa de las partículas depende del tipo de gas Thomson los llamó electrones

4. 1. MODELO ATÓMICO DE THOMSON • A PARTIR DE LOS RESULTADOS EXPERIMENTALES, THOMSON PROPONE UN MODELO ATÓMICO: • ÁTOMO FORMADO POR MASA POSITIVA EN LA QUE ESTÁN INCRUSTADOS LOS ELECTRONES • NÚMERO DE ELECTRONES ES TAL QUE NEUTRALIZA LA CARGA POSITIVA  ÁTOMO EN SU CONJUNTO ES ELÉCTRICAMENTE NEUTRO • ELECTRONES SEPARABLES DEL ÁTOMO CON FACILIDAD. AL ARRANCARLOS, EL RESTO ATÓMICO QUEDA CON CARGA ELÉCTRICA POSITIVA Y CON CASI TODA LA MASA, SIENDO ESTE EL ORIGEN DE LOS RAYOS ANÓDICOS

5. 2. MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD • BOMBARDEÓ UNA LÁMINA DELGADA DE ORO CON PARTÍCULAS a (núcleos de He ionizados), OBSERVANDO LOS SIGUIENTES RESULTADOS: • LA MAYORÍA DE PARTÍCULAS ALFA ATRAVESABAN LA LÁMINA SIN DESVIARSE ÁTOMO PRÁCTICAMENTE VACÍO • ALGUNAS PARTÍCULAS SE DESVIABAN • MUY POCAS PARTÍCULAS REBOTABAN EN LA LÁMINA

6. 2. MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD • TRAS ESTAS OBSERVACIONES, RUTHERFORD ELABORÓ SU MODELO ATÓMICO: • ÁTOMO POSEE DOS ZONAS DIFERENCIADAS NÚCLEO ATÓMICO Y CORTEZA ELECTRÓNICA • NÚCLEO MUY PEQUEÑO EN COMPARACIÓN CON LA TOTALIDAD DEL ÁTOMO, PERO POSEE CASI TODA LA MASA Y TODA LA CARGA POSITIVA • EN LA CORTEZA ESTÁN LOS ELECTRONES, GIRANDO ALREDEDOR DEL NÚCLEO • Nº ELECTRONES = Nº PROTONES • ÁTOMO GLOBALMENTE NEUTRO

7. 2. MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD • RUTHERFORD IONIZÓ EL ÁTOMO DE HIDRÓGENO Y SUPUSO QUE EL NÚCLEO DE HIDRÓGENO ERA LA PARTÍCULA DE CARGA POSITIVA MÁS PEQUEÑA QUE PODÍA EXISTIR • LA LLAMÓ PROTÓN • POSTERIORMENTE, FUERON DETERMINADAS LA MASA Y CARGA DEL PROTÓN • MASA = 1,67·10-27 kg CARGA = 1,602·10-19 C • SUGIRIÓ QUE LOS NÚCLEOS ESTABAN FORMADOS POR UN NÚMERO DE PROTONES IGUAL AL NÚMERO DE ELECTRONES QUE HABÍA EN LA CORTEZA • PERO LA MASA TOTAL DEL ÁTOMO ERA SUPERIOR A LA SUMA DE LAS MASAS DE PROTONES Y ELECTRONES SUGIRIÓ QUE EN EL NÚCLEO TAMBIÉN HABRÍA OTRAS PARTÍCULAS CON MASA PERO SIN CARGA, A LAS QUE LLAMÓ NEUTRONES  Esta partícula fue descubierta posteriormente

8. 2. MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD • EL NÚCLEO ATÓMICO • En él se encuentran: • Protones: masa y carga positiva • Neutrones: sólo masa (carecen de carga eléctrica) • NÚMERO ATÓMICO (Z)  NÚMERO DE PROTONES DEL NÚCLEO (TAMBIÉN ES IGUAL AL NÚMERO DE ELECTRONES SI SE TRATA DE UN ÁTOMO ELÉCTRICAMENTE NEUTRO) • NÚMERO MÁSICO (A)  ES LA SUMA DE LOS PROTONES (NÚMERO ATÓMICO) Y LOS NEUTRONES QUE HAY EN EL NÚCLEO A = Z + n

9. 2. MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD • ISÓTOPOS • SON ÁTOMOS DE UN MISMO ELEMENTO (MISMO NÚMERO ATÓMICO –Z-) CON DIFERENTE NÚMERO MÁSICO (A) • EXPLICABLE TENIENDO EN CUENTA QUE LOS ÁTOMOS DE UN MISMO ELEMENTO TIENEN MISMO NÚMERO ATÓMICO (Z), PERO NÚMERO DE NEUTRONES (n) VARIABLE. • SI n VARÍA, TAMBIÉN VARÍA EL NÚMERO MÁSICO (A)

10. 2. MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD • LIMITACIONES DEL MODELO DE RUTHERFORD • DISPOSICIÓN DE LOS ELECTRONES EN LA CORTEZA ELECTRÓNICA • NO EXPLICABA POR QUÉ LA ÓRBITA DE LOS ELECTRONES SE MANTENÍA ESTABLE EN LA CORTEZA ELECTRÓNICA NI POR QUÉ EXISTÍAN UNAS U OTRAS ÓRBITAS • EL CONOCIMIENTO DE LA ESTRUCTURA DE LA CORTEZA ELECTRÓNICA PROCEDE DEL ESTUDIO DE LOS ESPECTROS ATÓMICOS

11. 3. RADIACIÓN EM • LAS ONDAS EM SON ONDAS TRANSVERSALES COMPUESTAS POR UN CAMPO ELÉCTRICO Y UN CAMPO MAGNÉTICO, PERPENDICULARES ENTRE SÍ Y PERPENDICULARES A LA DIRECCIÓN DE PROPAGACIÓN (luz del sol, rayos X, rayos UV, ondas de radio,…)

12. 3. RADIACIÓN EM • EL ESPECTRO ELECTROMAGNÉTICO ES UN CONJUNTO ORDENADO DE LONGITUDES DE ONDA EN QUE PUEDE DESCOMPONERSE LA RADIACIÓN ELECTROMAGNÉTICA

13. 3. RADIACIÓN EM • ONDAS EM CARACTERIZADAS POR: • FRECUENCIA (f)  número de oscilaciones por unidad de tiempo (se mide en Hz (1 Hz = 1 s-1)) • VELOCIDAD DE PROPAGACIÓN (c)  velocidad a la que se propaga la onda. En el vacío, la velocidad de propagación de las ondas electromagnéticas es un límite de la naturaleza (c = 3·108 m/s) • LONGITUD DE ONDA (l)  la longitud que recorre una onda en el tiempo de una oscilación • Se relaciona con las otras magnitudes: c = l/T = l·f  l =c/f

14. 3. RADIACIÓN EM • TEORÍA CUÁNTICA DE PLANCK LA ENERGÍA • EL INTERCAMBIO DE ENERGÍA ENTRE LA RADIACIÓN Y LA MATERIA NO TIENE LUGAR DE FORMA CONTINUA, SINO POR MEDIO DE “CUANTOS” O “PAQUETES DE ENERGÍA” (conocidos como fotones) CUYO VALOR DEPENDE DE LA FRECUENCIA DE LA RADIACIÓN • E = h·f • DONDE h = CONSTANTE DE PLANCK = 6,626·10-34J·s

15. 3. RADIACIÓN EM • LA RADIACIÓN ELECTROMAGNÉTICA TIENE UNA DOBLE NATURALEZA: • ONDULATORIA (SE COMPORTA COMO ONDA) • CUANDO SE PROPAGA • CORPUSCULAR (SE COMPORTA COMO UNA PARTÍCULA) • CUANDO INTERACCIONA CON LA MATERIA • EXPERIMENTALMENTE, SÓLO PODEMOS COMPROBAR UNO DE ESTOS COMPORTAMIENTOS • ES COMO LAS CARAS DE UNA MONEDA: EXISTEN LAS DOS PERO NOSOTROS SÓLO PODEMOS VER UNA U OTRA (NUNCA AMBAS A LA VEZ)

16. 4. ESPECTROS ATÓMICOS • TODOS LOS CUERPOS EMITEN ENERGÍA A CIERTAS TEMPERATURAS • EL ESPECTRO DE EMISIÓN ES EL ESPECTRO DE LA RADIACIÓN ENERGÉTICA EMITIDA POR UN CUERPO • LOS ESPECTROS DE EMISIÓN PUEDEN SER: • CONTINUOS: NO SE APRECIAN SEPARACIONES ENTRE LOS DIFERENTES COLORES QUE FORMAN EL ESPECTRO • P.E. DESCOMPOSICIÓN DE LUZ BLANCA • DISCONTINUOS: FORMADOS SÓLO POR UNA SERIE DE LÍNEAS (UNA SERIE DE FRECUENCIAS) • P.E. ESPECTRO DE UN ELEMENTO QUÍMICO (ESPECTRO ATÓMICO) ESPECTRO ATÓMICO DEL Li

17. 4. ESPECTROS ATÓMICOS • LOS ESPECTROS DE ABSORCIÓNSE OBTIENEN HACIENDO PASAR LUZ BLANCA A TRAVÉS DE UN RECIPIENTE CON LA SUSTANCIA EN ESTADO GASEOSO: • SON EL NEGATIVO DEL ESPECTRO DE EMISIÓN • ESTO DEMUESTRA QUE LA RADIACIÓN EMITIDA POR UNA SUSTANCIA AL SER CALENTADA ES LA MISMA QUE LA QUE ABSORBE ESA SUSTANCIA A TEMPERATURA AMBIENTE

18. 5. MODELO ATÓMICO DE BOHR • ESPECTRO ATÓMICO MÁS SIMPLE: EL DEL HIDRÓGENO • SÓLO TIENE UN ELECTRÓN EN SU CORTEZA • SU ESPECTRO MUESTRA UNA SERIE DE LINEAS AGRUPADAS EN SERIE  NO EXPLICABLE SEGÚN LAS IDEAS CLÁSICAS DE LA EMISIÓN DE RADIACIÓN • MODELO ATÓMICO DE BOHR  EXPLICA EL ESPECTRO DEL ÁTOMO DE HIDRÓGENO APLICANDO LA TEORÍA CUÁNTICA DE LA ENERGÍA

19. 5. MODELO ATÓMICO DE BOHR • MODELO ATÓMICO DE BOHR  SE BASA EN LA TEORÍA CUÁNTICA DE LA ENERGÍA • ELECTRÓN GIRA ALREDEDOR DEL NÚCLEO EN ÓRBITAS CIRCULARES CUYOS VALORES ESTÁN CUANTIZADOS. ESTAS ÓRBITAS SE CONOCEN COMO ESTACIONARIAS Y, EN ELLAS, EL ELECTRÓN NO ABSORBE NI EMITE ENERGÍA • BOHR DEDUJO LAS EXPRESIONES QUE DETERMINABAN EL RADIO Y LA ENERGÍA DE CADA NIVEL: • rn = 5,29·10-11·n2 m • En = -2,18·10-18/n2 J • Donde n = número cuántico principal

20. 5. MODELO ATÓMICO DE BOHR • MODELO ATÓMICO DE BOHR  SE BASA EN LA TEORÍA CUÁNTICA DE LA ENERGÍA • ELECTRÓN ABSORBE O EMITE ENERGÍA SI CAMBIA DE NIVEL • SI SALTA A UN NIVEL SUPERIOR DE ENERGÍA, ABSORBE UN FOTÓN • SI PASA A UN NIVEL INFERIOR, DESPRENDE UN FOTÓN

21. 5. MODELO ATÓMICO DE BOHR • MODELO ATÓMICO DE BOHR  SE BASA EN LA TEORÍA CUÁNTICA DE LA ENERGÍA

22. 5. MODELO ATÓMICO DE BOHR • EXPLICACIÓN DEL ESPECTRO ATÓMICO DEL HIDRÓGENO • SI EL ELECTRÓN SITUADO EN UN NIVEL DE ENERGÍA, PASA A UN NIVEL DE ENERGÍA SUPERIOR (ESTADO EXCITADO), AL VOLVER A SU NIVEL ORIGINAL, DESPRENDE LA ENERGÍA ABSORBIDA EN FORMA DE RADIACIÓN ELECTROMAGNÉTICA • ESTA RADIACIÓN TENDRÁ UNA FRECUENCIA f DETERMINADA QUE DARÁ LUGAR A UNA LÍNEA EN EL ESPECTRO ATÓMICO: • f = (Efinal – Einicial)/h

23. 5. MODELO ATÓMICO DE BOHR • CADA SALTO DESDE NIVELES SUPERIORES A UN NIVEL INFERIOR PRODUCE UNA LÍNEA EN EL ESPECTRO. • TODAS LAS LÍNEAS DE LOS SALTOS A UN DETERMINADO NIVEL FORMAN UN GRUPO O SERIE Serie de la región visible del espectro del hidrógeno

24. 6. MODELO mecanicocuántico del átomo • BOHR FUE EL PRIMERO EN APLICAR LA TEORÍA CUÁNTICA AL ÁTOMO: • LIMITACIONES: • NO PODÍA EXPLICAR ESPECTROS ATÓMICOS DE ÁTOMOS DE MÁS DE UN ELECTRÓN • EXISTÍAN ESPECTROS QUE MOSTRABAN QUE LÍNEAS TOMADAS COMO SIMPLES ERAN REALIMENTE VARIAS LÍNEAS MUY JUNTAS  EXISTENCIA DE SUBNIVELES • PARA EXPLICAR ESTOS HECHOS, DE BROGLIE, HEISENBERG Y SCHRÖDINGER DESARROLLARON EL MODELO MECANICOCUÁNTICO DEL ÁTOMO

25. 6. MODELO mecanicocuántico del átomo • HEISENBERG DEMOSTRÓ QUE NO ES POSIBLE CONOCER DE FORMA EXACTA POSICIÓN Y VELOCIDAD DE UN ELECTRÓN EN UN INSTANTE DETERMINADO • SÓLO PODEMOS CONOCER LA PROBABILIDAD DE QUE EL ELECTRÓN SE ENCUENTRE EN UNA REGIÓN DEL ESPACIO • POR ESTO SE CAMBIÓ EL CONCEPTO ÓRBITA DEL ELECTRÓN POR ORBITAL ATÓMICO, QUE SE DEFINIÓ COMO LA “REGIÓN DEL ESPACIO EN LA QUE EXISTE UNA GRAN PROBABILIDAD DE ENCONTRAR AL ELECTRÓN”

26. 6. MODELO mecanicocuántico del átomo • ORBITALES ATÓMICOS

27. 6. MODELO mecanicocuántico del átomo • NÚMEROS CUÁNTICOS: PERMITEN DESCRIBIR LOS ORBITALES ATÓMICOS. SE CLASIFICAN EN: • NÚMERO CUÁNTICO PRINCIPAL (n)  Determina el tamaño y la mayor parte de la energía del orbital • Puede tomar cualquier valor entero positivo (1, 2, 3, …) • Los orbitales con el mismo valor de n pertenecen al mismo nivel o capa

28. 6. MODELO mecanicocuántico del átomo • NÚMEROS CUÁNTICOS: PERMITEN DESCRIBIR LOS ORBITALES ATÓMICOS. SE CLASIFICAN EN: • NÚMERO CUÁNTICO SECUNDARIO (l)  Determina la forma del orbital • Su valor viene condicionado por el valor de n (toma valores enteros entre 0 y n-1) • Los orbitales con mismos valores de n y l pertenecen a un mismo subnivel • l = 0  orbital s • l = 1  orbital p • l = 2  orbital d • l = 3  orbital f

29. 6. MODELO mecanicocuántico del átomo • NÚMEROS CUÁNTICOS: PERMITEN DESCRIBIR LOS ORBITALES ATÓMICOS. SE CLASIFICAN EN: • NÚMERO CUÁNTICO MAGNÉTICO (ml)  Determina la orientación del orbital en el espacio • Puede tomar cualquier valor entero entre l y –l • Determina el número de orbitales de un mismo tipo que hay en un determinado subnivel

30. 6. MODELO mecanicocuántico del átomo • CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA: REPRESENTACIÓN DE LA DISTRIBUCIÓN DE LOS ELECTRONES DE UNÁTOMO EN LOS DIFERENTES ORBITALES ATÓMICOS • SE ESTABLECE SIGUIENDO LAS SIGUIENTES REGLAS: • PRINCIPIO DE EXCLUSIÓN DE PAULI • PRINCIPIO DE CONSTRUCCIÓN O AUFBAU • PRINCIPIO DE MÁXIMO DESAPAREAMIENTO

31. 6. MODELO mecanicocuántico del átomo • PRINCIPIO DE EXCLUSIÓN DE PAULI  INDICA QUE CADA ORBITAL SÓLO PUEDE CONTENER DOS ELECTRONES COMO MÁXIMO • ESTO LIMITA EL NÚMERO DE ELECTRONES QUE CABEN EN CADA SUBNIVEL Y, POR TANTO, EN CADA NIVEL • En el subnivel s caben 2 electrones, en el p 6, en el d 10 y en el f 14 electrones • Para cada nivel se cumple 2n2

32. 6. MODELO mecanicocuántico del átomo • PRINCIPIO DE CONSTRUCCIÓN DE AUFBAU  INDICA QUE LOS ELECTRONES VAN LLENANDO SUBNIVELES DE MENOR A MAYOR ENERGÍA • EL SUBNIVEL DE MENOR ENERGÍA ES EL QUE TIENE MENOR LA SUMA n + l. EN CASO DE IGUALDAD, EL QUE TIENE MENOR n • 1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 4f < 5d < 6p < 7s < 5f < 6d < 7p

33. 6. MODELO mecanicocuántico del átomo • PRINCIPIO DE MÁXIMO DESAPAREAMIENTO INDICA QUE LOS ELECTRONES QUE LLENAN UN SUBNIVEL DONDE EXISTE MÁS DE UN ORBITAL SE DISTRIBUYEN DE FORMA QUE OCUPEN EL MÁXIMO NÚMERO DE ORBITALES, MINIMIZANDO ASÍ REPULSIONES ENTRE ELLOS

34. 7. TABLA PERIÓDICA MODERNA

35. 7. TABLA PERIÓDICA MODERNA • ELEMENTOS ORGANIZADOS POR NÚMERO ATÓMICO CRECIENTE • 7 PERÍODOS (FILAS) • 18 GRUPOS (COLUMNAS) • AGRUPADOS POR LA PERIODICIDAD DE SUS PROPIEDADES  REFLEJO DE LA REGULARIDAD DE SU CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA • ELEMENTOS DE UN MISMO PERÍODO TIENEN EL MISMO NÚMERO DE NIVELES (CORRESPONDE AL NÚMERO n) • ELEMENTOS DE UN MISMO GRUPO TIENEN LA MISMA CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA DEL NIVEL MÁS EXTERNO (excepto He)

36. 7. TABLA PERIÓDICA MODERNA • SEGÚN LA CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA DE LA CAPA DE VALENCIA (LA MÁS EXTERNA), LOS ELEMENTOS DE LA TABLA SE CLASIFICAN EN 4 BLOQUES: • BLOQUE s  ELEMENTOS DEL GRUPO 1 Y 2 Y EL He (DEL GRUPO 18) • BLOQUE p  ELEMENTOS DE LOS GRUPOS 13 AL 18 • BLOQUE d ELEMENTOS DE TRANSICIÓN • BLOQUE f  ELEMENTOS DE TRANSICIÓN INTERNA

37. 8. PROPIEDADES PERIÓDICAS • TAMAÑO DE LOS ÁTOMOS  Es el volumen de la corteza electrónica. Podemos distinguir entre: • RADIO ATÓMICO • GRUPO: el radio atómico aumenta al descender por el grupo, puesto que aumenta el número de niveles electrónicos • PERÍODO: el radio atómico disminuye al avanzar hacia la derecha, puesto que el núcleo ejerce una fuerza de atracción mayor, por lo que el radio disminuye • RADIO IÓNICO • CATIONES: han perdido electrones  son más pequeños que el átomo neutro • ANIONES: han ganado electrones  son más grandes que el átomo neutro

38. 8. PROPIEDADES PERIÓDICAS • ENERGÍA DE IONIZACIÓN (EI)  ES LA ENERGÍA MÍNIMA QUE HAY QUE APORTAR PARA ARRANCAR UN ELECTRÓN A UN ÁTOMO AISLADO • INDICA LA FUERZA DE LA UNIÓN DEL ELECTRÓN AL ÁTOMO • SE EXPRESA EN KJ/mol • VARIACIÓN EN LA TABLA PERIÓDICA: • GRUPO: EI disminuye al descender por el grupo porque el tamaño aumenta  electrones externos cada vez más alejados del núcleo (fuerza de atracción más débil) • PERÍODO: EI aumenta al avanzar hacia la derecha porque disminuye el radio atómico (los electrones están más cercanos al núcleo y, por tanto, más fuertemente atraídos)

39. 8. PROPIEDADES PERIÓDICAS • AFINIDAD ELECTRÓNICA (AE)  ES LA ENERGÍA DESPRENDIDA (O A VECES ABSORBIDA) CUANDO UN ÁTOMO AISLADO GANA UN ELECTRÓN • SE EXPRESA EN KJ/mol • VARIACIÓN EN LA TABLA PERIÓDICA: • GRUPO: AE disminuye al descender por el grupo porque el tamaño aumenta  electrones externos cada vez más alejados del núcleo (desprendimiento de energía más débil) • PERÍODO: AE aumenta al avanzar hacia la derecha porque disminuye el radio atómico (los electrones están más cercanos al núcleo y, por tanto, más fuertemente atraídos)

40. 8. PROPIEDADES PERIÓDICAS • ELECTRONEGATIVIDAD (EN)  CAPACIDAD DE UN ÁTOMO DE ATRAER HACIA SÍ PARES DE ELECTRONES COMPARTIDOS • ESCALA DE ELECTRONEGATIVIDAD DE PAULING  ASIGNA UN VALOR 4 AL ELEMENTO MÁS ELECTRONEGATIVO (EL FLÚOR). LA EN DEL RESTO DE ELEMENTOS SE CALCULA TOMANDO COMO REFERENCIA LA DEL FLÚOR • VARIACIÓN EN LA TABLA PERIÓDICA: • GRUPO: EN disminuye al descender por el grupo porque el tamaño aumenta  mayor distancia al núcleo • PERÍODO: EN aumenta al avanzar hacia la derecha porque disminuye el radio atómico (los electrones están más cercanos al núcleo y, por tanto, más fuertemente atraídos)

41. 8. PROPIEDADES PERIÓDICAS • CARÁCTER METÁLICO RELACIONADO CON LAS PROPIEDADES FÍSICAS Y QUÍMICAS DE LOS METALES (brillo, conductividad eléctrica y térmica, maleabilidad, …) • EL CARÁCTER METÁLICO ESTÁ RELACIONADO CON LA ELECTRONEGATIVIDAD: • ELEMENTOS METÁLICOS TIENEN TENDENCIA A PERDER ELECTRONES CON FACILIDAD (SON ELECTROPOSITIVOS) • ELEMENTOS NO METÁLICOS TIENEN TENDENCIA A GANAR ELECTRONES (SON ELECTRONEGATIVOS) • ELEMENTOS SEMIMETÁLICOS TIENEN PROPIEDADES INTERMEDIAS ENTRE METALES Y NO METALES