Prof. César Morales

1. SISTEMA PERIODICO
DE LOS ELEMENTOS
nConfiguración electrónica
nClasificación de los elementos
nPropiedades periódicas
César Morales
SSCC Viña

7. EFECTO
FOTOELECTRICO
n Ciertos metales, expuestos a la luz
con una frecuencia mínima (frecuencia
umbral) emiten electrones desde su
superficie.
n EINSTEIN:
Rayo de luz rayo de
partículas, FOTONES.

9. COMPORTAMIENTO DUAL DE LA LUZ
n La luz es materia
n Toda fuente de luz es una fuente de
energía.
n Se acepta que la luz se comporta como
onda y como partícula.
n La luz es una forma de energía radiante o
electromagnética
n Radiación electromagnética: movimiento
de campos eléctricos y magnéticos que
oscilan en forma de ondas, en planos
perpendiculares.

11. Ondas
B a j a F r e c u e n c i a
l A m p lit u d
l = l o n g i t u d d e o n d a
A l t a f r e c u e n c i a
l A m p l i t u d
n = frecuencia ( nu )
l = lambda
n l = c c = velocidad de la luz

12. n La frecuencia n es el número de ondas
que pasan en un segundo por un punto
determinado y se relaciona con la longitud
de onda
cm
c seg ondas
n= = =
l cm seg
onda

13. Teoría de Planck(1858-1947)
n A finales del siglo XIX los físicos estudiaban
un fenómeno conocido como radiación de
cuerpo negro que las leyes de la física
clásica no podía explicar.
n Max Planck fue capaz de explicar esta
radiación haciendo una consideración
radical.

14. n Planck postuló que las energías asociadas a
la radiación emitidas por un cuerpo negro no
son continuos. Propuso que la energía
solamente puede ser liberada en “paquetes”
de tamaño mínimo que llamó quantum.
n Consideró además, que la energía asociada
a un quantum era proporcional a su
frecuencia.
n E = h ­34
n
h = cte. de Planck, 6,626x10 Joule s

15. Hacia el modelo Mecano- Cuántico
El átomo de Bohr.
á
tomo de Bohr
n En 1913, el físico danés Niels Bohr(1885­
1962) teniendo en cuenta la física clásica y
los postulados de la Teor ía de los quantum
Teor í
fue capaz de postular un nuevo modelo para
el más sencillos de los átomos , el
hidrógeno.

16. Postulados de Bohr
1. Cuando el electrón se encuentra en
estado normal, gira en orbitas
estacionarias y no emite energía.
2. Si el electrón gira alrededor del núcleo,
se cumplirá que “ en todo momento la
fuerza centrífuga es igual a la fuerza de
atracción”
2 2
mv e
= 2
r r

17. 3. El producto de la cantidad de
movimiento(m v) del electrón a lo largo de
su órbita (2 p r ) habrá de ser múltiplo del
quantum de acción de Planck (n h)
mv × 2 p r = n h n = número entero

20. Naturaleza del comportamiento del
electrón
n En 1924 el físico francés Louis de Broglie
considerando la teoría ondulatoria y
corpuscular de la luz , propuso que la
materia, en ciertas condiciones, podría
mostrar propiedades de onda . De Broglie
sugirió que el electrón, en su trayectoria
alrededor del núcleo, tiene asociado una
longitud de onda particular.

21. n Propuso también que la longitud de onda
característica del electrón o cualquier otra
partícula depende de su masa m y de su
velocidad v :
h
l =
mv
n h = constante de Planck
n mv para cualquier objeto se llama
momento

22. n La hipótesis de De Broglie es aplicable a
todo objeto de masa m y velocidad v, sin
embargo para objetos de masa mediana
como una pelota de tenis tendrán
longitudes ondas muy pequeña imposibles
de observar empíricamente, pero no
ocurre lo mismo para partículas de masa
pequeña como el electrón

23. Ejemplo
n ¿Cuál el la longitud de onda característica
de un electrón con una velocidad de
6
5,97x10 m/s , cuya masa es de 9,11x10­28
g?
n Recordemos que la constante de Planck
­34
tiene un valor de 6,63x10 J­s y 1J = Kg
2 2
­m /s
h
l=
mv

24. h = 6 , 63 x 10 - 34 J s
2
- 34 Kg - m
h = 6 , 63 x 10 2
s
s
- 28 - 31
m = 9 , x 10
11 g = 9 , x 10
11 Kg
Kg m 2
6 , 63 x 10 - 34 2
s
l = s
9 , x 10 - 31 Kg × 5 , 97 x 10 6 m
11
s
- 10
l = 1 , 22 x 10 m = 0 ,
122 nm

25. Problema
n ¿ A qué velocidad debe moverse un neutrón
a fin de que presente un de 500 pm? La
l
masa del neutrón es 1,67x10 g. ­24
2
n Respuesta: 7,92x10 m/s

26. Principio de Incertidumbre.
n Según el modelo de Bohr, el é del átomo de
hidrógeno gira entorno al núcleo en una
trayectoria bien definida, de modo que su
posición y la cantidad de movimiento son
cantidades que podrían calcularse con toda
precisión y en todo instante.

27. n Sin embargo en 1926 Werner Heisenberg
(1901­1976) sostuvo que:
“Es imposible conocer simultáneamente la
posición y el momento lineal de una
partícula. Cuanto más exacta sea la
determinación de una de ellas , más
inexacta será la de la otra”.

28. Números Cuánticos
n En 1926, Erwin Schrödinger describió el
comportamiento del electrón de un átomo de
acuerdo a consideraciones estadísticas.
n Schrödinger consideró que la trayectoria
definida del electrón según Bohr debe
sustituirse por la probabilidad de hallarlo en
una zona del espacio atómico.

29. Densidad electrónica
n Esta probabilidad es la
densidad electrónica,
de modo que las
regiones donde existe
una alta probabilidad
de encontrar al
electrón, son las zonas
de alta densidad
electrónica

30. n Bajo este planteamiento, los estados de
energía permitidos para el electrón en el
átomo (llamados orbitales y donde cada uno
de ellos tiene una energía característica y
una forma particular) quedan descritos por
medio de cuatro números cuánticos: el
principal(n ), el secundario (ll
principal( n ( ), el
magn ético (m ) y el esp ín (s ).
m í s
magn tico ( ) y el esp n ( ).
é

31. Teoría Cuántica
n Números cuánticos.
n
n Nú mero cu ántico principal (n ) se
N ú cu á n
(
relaciona directamente con la magnitud y
la energía de un orbital atómico. Este
número puede tener cualquier valor entero
y positivo n : 1,2,3,4,....
n : 1,2,3,4,....

32. n Cuando n aumenta, también aumenta al
n
energía y la distancia del electrón del
núcleo.
n El valor n no es una medida de distancia
n
ni de la energía del electrón, sino es un
número entero sencillo a partir del cual se
obtiene estos valores.

33. n
n Nú mero cu ántico secundario o azimutal
N mero cu
ú á
(ll
( ):
)
n A la luz de los resultados obtenidos en
espectrofotometría, se postuló que las
órbitas podrían ser no solo circulares sino
también elípticas. Para medir la
excentricidad de la órbita se define un
segundo número cuántico denominado
secundario o azimutal

34. n Los valores que toma el número cuántico
secundario dependen del valor de n,
según l=0,1,2...(n­1).
l n
n Si n = 3 entonces l toma los valores 0,1 y
2
n Los valores de l tienen su equivalentes en
letras,
n l
l 0 1 2 3 4
n Nombre s p d f g

35. Orbitales s

38. n Los orbitales que tienen el mismo n,
reciben el nombre de nivel o capa y los
orbitales que tienen igual n y l , subnivel
o subcapa.
n Determinemos los subniveles para los tres
primeros niveles,
Nivel n 1 2 2 3 3 3
l 0 0 1 0 1 2
Subnivel 1s 2s 2p 3s 3p 3d

39. n Número cuántico magnético m . Está
l .
relacionado con la orientación espacial del
orbital . Sus valores dependen de l y puede
tomar 2ll + 1 valores enteros, es decir
n + l,.....,0,.......­l
n Si ll
= 0 entonces m = 0
ll
n Si l = 1 entonces m = +1, 0, ­1 , de manera
l
que el subnivel p (l=1) contiene tres orbitales
que se designan como p , p , p
x y z

41. Relación entre n,l y ml para n=4
n l subnivel m l # de orbitales
en el subnivel
1 0 1s 0 1
2 0 2s 0 1
1 2p 1,0,­1 3
3 0 3s 0 1
1 3p 1,0,­1 3
2 3d 2,1,0,­1,­2 5
4 0 4s 0 1
1 4p 1,0,­1 3
2 4d 2,1,0,­1,­2 5
3 4f 3,2,1,0,­1,­2,­3 7

42. n Número cuántico de espín (m ). s
Corresponde al giro del electrón sobre su
propio eje, el cual puede tener dos
sentidos, en la dirección del puntero del
reloj o en el sentido contrario.
n El espín puede tomar valores de +1/2 y ­
1/2 que se simbolizan como y
respectivamente

44. n En rigor, el número cuántico de espín no
deriva de la ecuación de Schrödinger sino
que se introdujo para que la teoría estuviera
de acuerdo con los datos experimentales

45. n El Modelo Mecánico­Cuántico es una teoría
que, hasta el momento , explica con éxito la
periodicidad de los elementos químicos en la
tabla periódica, así como varias propiedades
químicas de los átomos.

46. Energía y capacidad de los orbitales
atómicos
n Los niveles de energía para el átomo de
hidrógeno dependen exclusivamente del
número cuántico n, de manera que todos los
subniveles tienen la misma energía.
n Para los átomo polielectrónicos, depende de
los números cuántico principal (n) y
secundario (l).

47. Nivel principal de Subnivel
energía
4d
n=4 5s
4p
3d
n=3 4s
Incremento de energía
3p
3s
n=2 2p
2s
n=1
1s

49. REGLA DE HUND

50. n Para obtener estos valores se supone que
que los número cuánticos que son válidos
para el átomo de hidrógeno son válidos
para los demás átomos. Así se tiene una
idea de la variación de los niveles de
energía.
n 1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p<6
s<4f<5d<6p<7s< ...........

51. REGLA DE LAS DIAGONALES
1s
2s 2p
3s 3p 3d
4s 4p 4d 4f
5s 5p 5d 5f
6s 6p 6d
7s 7p

52. n El comportamiento de cada uno de los
electrones queda descrito por un conjunto
único de cuatro números cuánticos .
n Wofgang Pauli fue el primero en observar
estos datos experimentales y hoy se
conoce como El Principio de Exclusión
de Pauli.

53. n “Dos electrones en un átomo no pueden
tener el mismo conjunto de números
cuánticos”. Al menos uno de los cuatro
números cuánticos debe ser diferente.
n Esta condición limita la capacidad de cada
orbital , puesto que dos electrones en un
orbital pueden tener igual n,l y m pero
l
deben tener diferente espín +1/2 y ­1/2

54. Configuración electrónica de los
átomos
n Se entiende por configuración electrónica del
átomo como la distribución de los electrones
en los diferentes orbitales atómicos.
n Para encontrar tal configuración se deben
seguir ciertas reglas

55. n Los electrones se ubican en los orbitales de
menor energía.
n Según Pauli, cada electrón de un átomo
tiene sus propios números cuánticos .
n Así un orbital tiene un máximo de dos
electrones con espín opuesto, lo que se
traduce que el subnivel s tiene como
capacidad máxima 2 electrones. El subnivel
p con tres orbitales, 6 electrones. El subnivel
d con cinco orbitales, 10 electrones y el
subnivel f con 7 orbitales, 14 electrones.

56. n Cuando un subnivel tiene más de un
orbital, los electrones van ocupando el
subnivel de manera que cada electrón
adicional que entra, se ubica en orbitales
diferentes con el mismo espín. Esta
condición se llama regla de Hund o regla
de máxima multiplicidad de espín.

57. n Configuraciones Electrónicas de algunos
átomos.
n Hidrógeno, H (Z=1). El único é del H se
ubica en el orbital de más baja energía,
sus números cuántico serán n=1, l = 0 y
ml=0 . Existen dos posibilidades para el
espín del é, +1/2 y ­1/2 . Por convención
tomaremos el valor de +1/2
n 1
La configuración para el H es 1s

58. n Una forma de sencilla de representar las
configuraciones es a través de diagrama
de orbitales donde cada cuadrado
representa a un orbital.
1
H 1s
n 1
He 1s
n 2 2
2 1
Li 1s 2s
n 3

59. Principio de Aufbau
n Cada átomo se “construye”
1) añadiendo el número apropiado de
protones y neutrones especificados por el
número atómico el el número de masa y
2) añadiendo la cantidad de electrones
necesarios en los orbitales de forma que
den energía total más baja para el átomo.

62. Problemas resueltos
n Escribir la configuración electrónica para el
fósforo, elemento 15
2 2
P 1s 2s 6
3p 2
3s 3
3p
15
-¯ -¯ -¯ -¯ -¯ -¯ - - -

63. n Escriba la configuración electrónica y el
diagrama de orbitales para los siguientes
elementos : 3 Li, 11 Na, 19 K, 12 Mg, 13 Al, 14 Si,
F , Cl, 35 Br, 18 Ar.
9 17
n ¿Que similitud encuentra en la
configuración electrónica del último nivel
de energía de los átomos Li ,Na ,K y
F, Cl, Br ?

64. Configuración electrónica de iones
+
Ion sodio Na
n Configuración para el átomo neutro
2 2 6 1
Na (1s 2s 2p 3s )
11
+
n Configuración para el ion Na
+ 2 2 6
Na ( 1s 2s 2p ) + 1e
11

65. ­
Configuración de ion cloruro Cl
n Configuración del átomo de cloro más un é
2 2 6 2 5
n 1e + Cl(1s 2s 2p 3s 3p )
n ­
Configuración electrónica del ion cloruro Cl
­ 2 2 6 2 6
n Cl (1s 2s 2p 3s 3p )

66. n 2+
Configuración electrónica de iones Zn y
2+
Sn
n 2 6 10 2
Zn(.......3s 3p 3d 4s )
2+ 2 6 10
Zn (.......3s 3p 3d ) + 2é
n 2 6 10 2 2
Sn( ...4s 4p 4d 5s 5p )
2+ 2 6 10 2
Sn (...4s 4p 4d 5s ) + 2é

67. Configuración electrónica abreviada
n Cuando el número atómico Z de los átomos
es elevado, su configuración electrónica
(c.e.) es extensa. Para evitar hacer toda la
c.e., tomaremos por sabida la c.e. del gas
noble inmediatamente anterior.

68. Ejemplo 1: Escribir c.e. del 13 Al
n El gas noble inmediatamente anterior es el
neón 10 Ne, luego la c.e. del Al debe ser
2 1
n [Ne] 3s 3p
Ejemplo 2: Escribir la c.e. del galio 31 Ga
n El gas noble inmediatamente anterior es el
Ar , luego la c.e. del galio será
18
2 10 1
n [Ar] 4s 3d 4p

69. Series isoelectrónicas
Entenderemos por tal aquellas configuraciones
que presenten la misma cantidad de
electrones.
Ejemplos:
+
n El ion Na tiene idéntica configuración que el
­
Ne y el ion Cl con el 18 Ar.
10
n El Al +3 es isoelectrónico respecto del Ne
10
n Una serie isoelectrónica estará constituída por
+ +2
Ne, Na ,Mg , Al +3.

70. Estructuras de Lewis
n En 1916 Lewis y Kossel, basándose en la
baja reactividad de los gases nobles
supusieron que la distribución electrónica de
los é más externos , constituían
configuraciones electrónicas más estables.

71. n Durante las reacciones químicas, los
átomos gana, ceden o comparten é con
otros átomos de forma tal que tienden a
adquirir estructuras electrónicas estables
como los gases nobles.
n Estos gases tienen 8 electrones en su
nivel de energía más externo a excepción
del He, con 2 é.

72. PROPIEDADES
PERIODICAS DE LOS
ELEMENTOS
Moseley, 1914.

73. Un poco de historia...
n Los químicos siempre han sentido la
necesidad de clasificar los elementos para
facilitar su estudio y el de los compuestos.
n Se intentaron varias clasificaciones, casi
todas con defectos.
n En 1914 HENRY MOSELEY propone una
clasificación sin los defectos de las
anteriores.

74. n Planteó la siguiente Ley Periódica: “Las
propiedades físicas y químicas de los
elementos son función periódica de la
configuración electrónica y varían con el
incremento de los números atómicos”.
n Para poner de manifiesto la reaparición de
las propiedades se acostumbra a colocar
a los elementos en la disposición llamada
TABLA O SISTEMA PERIÓDICO.

75. n El SISTEMA PERIÓDICO está representado de la
siguiente forma:
1. GRUPOS O FAMILIAS: ordenaciones verticales
de elementos.
a) Grupos Principales: I­II­III­IV­V­VI­VII­VIII ó 0
A A A A A A A A
b) Grupos Secundarios:I­II­III­IV­V­VI­VII­VIII­
B B B B B B B 1B
VIII­VIII
2B 3B

77. n Números romanos, indican los é de valencia o é
externos.
2. PERIODOS: ordenaciones horizontales. Se
identifican con los números 1....7 o con las letras
K, L, M, N, O, P, Q. Son los niveles de energía
de los átomos (número cuántico principal, n ).
n En general las propiedades dependen de la
configuración electrónica, al variar éstas, varían
las propiedades.
n De acuerdo a las semejanzas y diferencias entre
las configuraciones electrónicas, los elementos
se pueden clasificar en:

78. n 1. Elementos Representativos : el é diferencial
se acomoda en orbitales s ó p . Son IA al VIIIA.
n 2. Elementos de Transición Corta: el é
diferencial se acomoda en orbitales d . Son IB al
VIIIB(1B, 2B y 3B).
n 3. Elementos de Transición Larga: el é
diferencial se acomoda en orbitales f . Son 68 Ce
al 71 Lu y 90 Th al 102 Lw.

79. Ejercicio...
n De acuerdo a los criterios entregados
anteriormente, clasifique los siguientes
elementos: Cl, Cu, Sc, Ar, Zn, He, Po.

80. n Prestaremos nuestra atención al Sistema
periódico como herramienta para conocer las
propiedades de los átomos y por ende de los
elementos para entender adecuadamente sus
reacciones químicas.
n Las propiedades que representan regularidades
en el S.P. son:
n a) Volumen Atómico; b) Radio Iónico; c) Ratio
Atómico o Covalente; d) Potencial de Ionización;
e) Electronegatividad; f) Electroafinidad.

81. VOLUMEN ATÓMICO
n Si la masa de un elemento es m y su densidad
d, su volumen será V =m/d. a
m d V
a
Mg 24,32 1,74
Ca 40,08 1,55
Sr 87,63 2,60
Ba 137,36 3,75

82. Na Mg Al Si P S
m 23,0 24,32 26,98 28,09 30,97 32,06
D 0,97 1,74 2,7 2,33 1,82 2,07
V
a
n Complete los datos que faltan en el grupo y
en el periodo.
n Observe los valores obtenidos. Cómo varía
Va en un grupo y en un periodo. Generalice.
n Por que un aumento del volumen atómico
disminuye el punto de fusión.

83. RADIO ATOMICO
n Corresponde al tamaño efectivo de un átomo
cuando está formando un compuesto
covalente normal con otro átomo.
Li Be B C N O F
Car ga +3 +4 +5 +6 +7 +8 +9
nuclear (Z)
Nivel 1 2é 2é 2é 2é 2é 2é 2é
Nivel 2 1é 2é 3é 4é 5é 6é 7é
R.A. 1.34 0.90 0.82 0.77 0.75 0.73 0.72

84. Z n C .E . R .A.
L i +3 2 1,34
Na +11 3 1.54
K +19 4 1,96
R b +37 5 2,11
C s +55 6 2.25
n ¿Cómo varía el R.A en un Grupo?¿Y en un Periodo?.
n Explique ¿Cómo la configuración electrónica y la carga
nuclear influyen en las variaciones del R.A.
n ¿Por qué las variaciones son más pronunciadas en un
grupo.
n Exceptuando el caso del H, ¿Cuál es el átomo más
pequeño y cuál es el átomo más grande?.

86. RADIO IONICO
n El radio del ion aislado es difícil de definir y
de hacerlo puede considerarse infinito.
n El R.I. Describe la distancia más próxima que
hay a otro ion.
n Se entiende por ion a todo átomo o grupo de
átomos que presenta carga eléctrica.
n Un átomo neutro al ganar é se transforma en
un ion negativo y se llama anión.

87. n Tanto al perder o ganar é el átomo que se
transforma en ion tiende a adquirir la
configuración de un gas noble:
Na ® +
Na + é
2 2 6 1
1s 2s 2p 3s 2 2 6
® 1s 2s 2p + é
2 2 6
c.e. Ne 1s 2s 2p
F + é ® ­
F
2 2 5
1s 2s 2p 2 2 6
1s 2s 2p
­
F tiene c.e. Del Ne
+ ­
n Se dice que Na y F son isoelectrónicos con el
Ne

88. Z ion R.I.
2+
Be 2 Be 0.31
2+
Mg 12 Mg 0.65
2+
Ca 20 Ca 0.99
Sr 38 Sr 2+
1.13
2+
Ba 56 Ba 1.35
O F Na Mg Al
Z 8 9 11 12 13
ion 2­ 1­ 1+ 2+ 3+
R.I. 1.4 1.36 0.95 0.65 0.5

89. n Escriba 4 iones isoelectronicos con el Ar
n Cómo varía el R.I. En un grupo. Cómo varía en
un periodo. De qué depende. Esta misma
variación se presenta para otros grupos.
Generalice.
n Por qué el ion positivo es más pequeño que su
respectivo átomo neutro.
n Por qué el ión negativo es más grande que su
respectivo átomo neutro.
n Por qué las variaciones son más pronunciadas
en un grupo.

91. POTENCIAL DE IONIZACION
n Corresponde a la energía necesaria para remover
el electrón más débilmente ligado de un átomo
gaseoso para convertirlo en un ion gaseoso (1°
P.I.).
n Se mide en Kcal/mol y e.V.
n+
M° ® M (g) + n é
(g)
n +
P. ej., Na° ® Na (g) + é DH=118,8 Kcal ó
(g)
5,133 e.V.

92. R.A. 1° P.I. (Kcal/mol) 1° P.I. (e.V.)
Li 1,55 124,3 5,39
Na 1,90 118,5 5,14
K 2,30 100,1 4,34
Na Mg Al Si P S Cl
R.A. 1.86 1.60 1.48 1.17 1.00 1.06 0.97
P.I. 5.14 7.64 5.98 8.15 11.0 10.36 13.01
Carga +11 +12 +13 +14 +15 +16 +17
nuclear

93. n La energía necesaria para sacar el 2° é se
llama 2° P.I., etc.
n Qué relación es posible encontrar entre
las variaciones del P.I y el R.A. En un
grupo. ¿Y en un periodo?.
n El Rb pertenece a esta misma familia con
un R.A. De 2,48. Prediga si tendrá mayor
o menor P.I. Que el potasio.

94. n El P.I. Se encuentra influenciado por el efecto
de pantalla, que corresponde a la interferencia
de los electrones internos sobre la fuerza de
atracción que el núcleo ejerce sobre los é
ubicados en el nivel más externo.
n Si aumenta el número de é internos, aumenta
este efecto.
n ¿Qué relación se puede establecer entre
aumento o disminución del efecto de pantalla
(S) sobre 1° P.I.?.

95. n También el P.I. Se encuentra influenciado por la
carga nuclear efectiva.
n La carga nuclear efectiva (Z ) corresponde a la
ef
carga neta con que el núcleo atrae a los
electrones externos y viene dada por la
diferencia entre la carga nuclear y el efecto de
pantalla: Z =Z­S
ef
n Establezca como un aumento o disminución de
Z influyen sobre P.I.
ef
n Predecir cuál de los siguientes elementos tiene
un mayor efecto de pantalla y un menor P.I.:
12 Mg Na
11 Al
13

97. ELECTROAFINIDAD
n Corresponde a la energía liberada cuando se
añade un electrón a un átomo gaseoso que
se encuentra en su estado de más baja
energía.
n Es el proceso inverso del P.I.
M° ­
+ é Ô M (gas)
(gas)

99. ELECTRONEGATIVIDAD
n Es la tendencia que tiene un átomo para atraer
hacia sí, un par electrónico o compartido con otro
átomo.
H
2 .1
L i B e B C N O F
0.97 1 .5 2.0 2 .5 2 .1 3 .5 4 .2
N a M g A l S i P S C l
0 .9 1 .2 1.5 1 .7 2 .1 2 .4 2 .8
K C a G a G e A s S e B r
0 .9 1 0 . 1 .5 1 .7 2 1 .8 2 2 .0 2 .2

100. n Cómo varía la E.N. En los periodos y en los
grupos.
n Ubique el elemento de menor E.N. El de
mayor E.N.
n Qué relación podría encontrar entre E.N. Y
R.A.
n Cómo son los valores de E.A. Para un átomo
de E.N. Elevado.