1. TEMA 5: ESTRUCTURA ELECTRÓNICA. RELACIONES
PERIÓDICAS.
1.- Tabla periódica
2.- Configuraciones electrónicas.
3.- Propiedades periódicas:
Radio atómico
Energía de ionización
Afinidad electrónica
Electronegatividad
Carácter metálico

2. Historia de la tabla periodica
• Los primeros intentos para ordenar los elementos de forma sistemática son
las llamadas triadas de Döbereiner, quien encontró para varios grupos de
tres elementos con propiedades similares que el elemento central tenía
como masa atómica la semisuma de la masa de los otros dos.
• Siguiendo con el criterio de ordenar según la masa atómica, Meyer y
Mendeleiev, de forma independiente llegaron a una tabla muy parecida a la
actual.
Mendeleiev propuso que si el peso atómico de un elemento lo situaba
en el grupo incorrecto, entonces el peso atómico debía estar mal
medido. Así corrigió las masas de Be, In y U.
Estaba tan seguro de la validez de su Tabla que predijo, a partir de
ella, las propiedades físicas de tres elementos que eran
desconocidos
• Finalmente, fue Moseley quien introdujo como criterio ordenador el número
atómico
“Existe en el átomo una cantidad fundamental que se incrementa en pasos
regulares de un elemento a otro. Numero atómico”

3. MENDELEIEV
• Nació el 8 Febrero de 1834 en Tobolsk, en una pequeña
localidad de Siberia (Rusia)
• Estudió química en la Universidad de San Petersburgo y
en 1859 el gobierno le dio una beca para ir a la
Universidad de Heidelberg,
• Escribió dos volúmenes de Principios de Química
(1868-1870).
• Murió en San Petersburg
• el 2 de febrero de 1907

4. TABLA PERIÓDICA ACTUAL
• En ella se encuentran los elementos conocidos,
ordenados según su número atómico creciente.
• Consta de 7 filas horizontales, llamadas periodos. El
periodo en que se encuentra un elemento coincide con
su último nivel electrónico.
• 18 columnas, llamadas grupos o familias.
– Las columnas 1, 2, 13, 14, 15, 16, 17 y 18 constituyen los
elementos representativos
– De las columnas 3 a la 10 se sitúan los llamados elementos de
transición
– Fuera de la tabla, en dos filas, se sitúan los elementos de
transición interna (lantánidos y actínidos)

6. Símbolo y Estado físico de los elementos
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
1 H • Sólidos ( Li) No metales He
• Gases (H)
2 Li Be • Líquidos (Hg) Metales B C N O F Ne
• Sintéticos (Tc)
3 Na Mg Semimetales Al Si P S Cl Ar
4 K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr
5 Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe
6 Cs Ba La Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn
*
7 Fr Ra Ac
**

7. Electrones de valencia: son los que se encuentran en la capa más externa del
átomo y participan en la formación de enlaces químicos.
• La tabla periodica es la herramienta química más útil para
organizar y recordar aspectos químicos.
• Los grupos o familias contienen elementos que tienen el
mismo número de electrones de valencia.
• Similitud en los electrones de valencia, conduce a
similitud en las propiedades de los elementos.
• Las tendencias observadas en las propiedades de los
elementos, permite la predicción de sus propiedades
químicas y su reactividad.

8. Nombres de los grupos
1 Alcalinos 13 Boroideos 16 Anfigenos
2 Alcalinoterreos 14 Corbonoideos 17 Halogenos
3-12 Metales de transición 15 Nitrogenoideos 18 Gases nobles
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
H He
Li Be B C N O F Ne
Na Mg Al Si P S Cl Ar
K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr
Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe
Cs Ba La Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn
*
Fr Ra Ac
**

9. • Una forma abreviada de escribir las configuraciones electrónicas es
escribir el gas noble que antecede al elemento estudiado, en la tabla
periódica e indicar solamente los electrones de valencia. En el caso
del flúor, corresponde al helio. Por lo tanto, la configuración
electrónica abreviada del flúor es:
(He) 2s2 2p5
Sustancias paramagnéticas y diamagnéticas
• Electrón desapareado es el que se encuentra solo en un orbital
• Las sustancias cuyos átomos tienen electrones desapareados son atraídas
por un campo magnético y se llaman paramagnéticas.
• En cambio, las sustancias que no tienen electrones desapareados se
denominan diamagnéticas y son repelidas por un campo magnético.

10. CONFIGURACION ELECTRONICA es la distribución con que se ubican los
electrones en los diferentes orbitales atómicos. Las propiedades químicas de un
átomo están determinadas por su configuración electrónica.
Principio de Aufbau: es un conjunto de reglas por las que se obtiene la
configuración electrónica de la mayoría de los átomos polielectrónicos en su estado
fundamental (el de menor energía). Las reglas son:
C) Regla de las diagonales. Los electrones se van ubicando en los
orbitales de menor a mayor energía
A) Principio de Exclusión de Pauli “dos e no pueden tener sus cuatro
números cuánticos iguales”.
B) Regla de Hund o de la máxima multiplicidad de espin. Si dos
orbitales tienen la misma energía los electrones tienden a estar desapareados, es
decir, con igual número de espin.

11. Niveles de energía de orbitales en un átomo polielectrónico.
Se empieza con el orbital 1s y se continúa hacia abajo siguiendo la dirección
de las flechas. El orden de llenado es:
1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d <4p<5s<4d<5s

12. Configuraciones electrónicas y la tabla periódica
nsx ns2(n-1)dx ns2npx
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
s1 s2 d1 d2 d3 d4 d5 d6 d7 d8 d9 d10 p1 p2 p3 p4 p5 p6
1 H • Sólidos ( Li) No metales He
1 • Gases (H) 2
2 Li Be • Líquidos (Hg) Metales B C N O F Ne
3 4 • Sintéticos (Tc) 5 6 7 8 9 10
3 Na Mg Semimetales Al Si P S Cl Ar
11 12 13 14 15 16 17 18
4 K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr
19 20 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31 32 33 34 35 36
5 Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe
37 38 39 40 41 42 43 44 45 46 47 48 49 50 51 52 53 54
6 Cs Ba La Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn
55 56 * 72 73 74 75 76 77 78 79 80 81 82 83 84 85 86
7 Fr Ra Ac
86 87 **

13. Nombre del bloque y los grupos
Electrones de
Bloque Grupo Nombres
valencia
1 Alcalinos n s1
s
2 Alcalino-térreos n s2
13 Boroideos n s2 p1
14 Carbonoideos n s2 p2
15 Nitrogenoideos n s2 p3
p
16 Anfígenos n s2 p4
17 Halógenos n s2 p5
18 Gases nobles n s2 p6
d 3-12 Elementos de transición n s2(n–1)d1-10
El. de transición Interna
f n s2 (n–1)d1(n–2)f1-14
(lantánidos y actínidos)

14. Radio atómico. Modelo de Esferas
El radio atómico es la distancia media entre dos átomos.
Método común para determinar radios atómicos, suponiendo
a los átomos como esferas que se tocan cuando se enlazan
En sólidos elementales En moléculas diatómicas
d R
R =1/2 d
•Los radios atómicos permiten estimar las longitudes de los enlaces entre
los diferentes elementos de una molécula.

15. Variación del radio atómico en la tabla periódica
• Las variaciones en grupos y periodos son el resultado de dos factores:
el número cuántico principal (n) y la carga nuclear efectiva (Zefc).
– El incremento de n, incrementa el radio atómico.
– El incremento de Zefc , reduce el radio iónico.
Carga nuclear efectiva y constante de apantallamiento
Zefc = Z-σ
Z = carga nuclear;
σ = constante de apantallamiento. Cada electrón de un nivel inferior
apantalla a los de un nivel superior con un valor de aproximadamente “1”

16. Variación del radio atómico en un grupo
– n, aumenta al avanzar en el grupo.
– Zefc , pernanece constante.
Grupo 1
.

17. Variación del radio atómico en un periodo
– n, permanece constante.
– Zefc , aumenta, mayor carga nuclear efectiva más atracción electrón núcleo.
Periodo 2

18. Variación radio atómico en grupos y periodos

19. Radio iónico

20. Energías de Ionización
• La energía de ionización de un átomo o de un ión es la
energía mínima requerida para arrancar un electrón de un
átomo en estado gaseoso y transformarlo en un ión en
estado gaseoso:
– Primera energía de ionización, ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑
Na(g) → Na+(g) + e- I1 = 496 kJ/mol
(Ne) 3s1 (Ne)
– Segunda energía de ionización. ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓
(Ne)
Na+(g) → Na2+(g) + e- I2 = 4560 kJ/mol
(Ne)
• Cuanto mayor es la energía de ionización, más difícil es
quitar un electrón:
I1 < I2 < I3 …

21. Variación de la Primera energía o potencial de ionización en
grupos y periodos de la tabla periódica
– Zefc , pernanece constante al avanzar en el grupo.
– n, aumenta al avanzar en el grupo.
– Zefc , aumenta al avanzar en el periodo.
– n, permance constante en un periodo.

22. Afinidad electrónica
• “Es la energía intercambiada cuando un átomo gaseoso
captura un e– y forma un anión en estado gaseoso”
Cl(g) + e- → Cl-(g) EA= -349 kJ/mol
[Ne]3s23p5 [Ne]3s23p6
En general el signo es (-) indica que la energía es
liberada en el proceso, como en el Cl, pero puede ser (+)
si el anión es de mayor energía.
Ar(g) + e- → Ar-(g) Aelc > 0 kJ/mol
[Ne]3s23p6 [Ne]3s23p64s1

23. Afinidad Electrónica elementos representativos

24. Electronegatividad y carácter metálico
• La electronegatividad mide la tendencia de un átomo en un
enlace a atraer los e– compartidos hacía sí.
• Pauling estableció una escala de electronegatividades entre
0’7 (Fr) y 4 (F).
• La electronegatividad y el carácter metálico son conceptos
opuestos (a mayor electronegatividad menor carácter
metálico y viceversa).
• La electronegatividad aumenta hacia arriba en los grupos y
hacia la derecha en los periodos.

25. Electronegatividad de los elementos representativos
Grupo 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
Período
H He
1
2.1
Li Be B C N O F Ne
2
1.0 1.5 2.0 2.5 3.0 3.5 4.0
Na Mg Al Si P S Cl Ar
3
0.9 1.2 1.5 1.8 2.1 2.5 3.0
K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr
4
0.8 1.0 1.3 1.5 1.6 1.6 1.5 1.8 1.9 1.8 1.9 1.6 1.6 1.8 2.0 2.4 2.8
Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe
5
0.8 1.0 1.2 1.4 1.6 1.8 1.9 2.2 2.2 2.2 1.9 1.7 1.7 1.8 1.9 2.1 2.5
Cs Ba Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn
6 Lu
0.7 0.9 1.3 1.5 1.7 1.9 2.2 2.2 2.2 2.4 1.9 1.8 1.9 1.9 2.0 2.2
Fr Ra Lr Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Uuu Uub Uut Uuq Uup Uuh Uus Uuo
7
0.7 0.9

26. Electronegatividad de los elementos de la tabla periódica
Grupo 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
Período
H He
1
2.1
Li Be B C N O F Ne
2
1.0 1.5 2.0 2.5 3.0 3.5 4.0
Na Mg Al Si P S Cl Ar
3
0.9 1.2 1.5 1.8 2.1 2.5 3.0
K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr
4
0.8 1.0 1.3 1.5 1.6 1.6 1.5 1.8 1.9 1.8 1.9 1.6 1.6 1.8 2.0 2.4 2.8
Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe
5
0.8 1.0 1.2 1.4 1.6 1.8 1.9 2.2 2.2 2.2 1.9 1.7 1.7 1.8 1.9 2.1 2.5
Cs Ba Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn
6 Lu
0.7 0.9 1.3 1.5 1.7 1.9 2.2 2.2 2.2 2.4 1.9 1.8 1.9 1.9 2.0 2.2
Fr Ra Lr Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Uuu Uub Uut Uuq Uup Uuh Uus Uuo
7
0.7 0.9

27. Resumen propiedades periodicas
Aumento en el radio atómico
Aumento de la energía o poptencial de ionización
Aumento de la afinida electrónica y electronegatividad
Aumento del carácter metálico