1) El radio atómico generalmente decrece de izquierda a derecha a lo largo de un período y aumenta de arriba a abajo a lo largo de un grupo. 2) La energía de ionización tiende a aumentar de izquierda a derecha a lo largo de un período e incrementa al descender por un grupo. 3) La afinidad electrónica es mayor cerca de los no metales como oxígeno, azufre y halógenos, donde los electrones ocupan orbitales p cerca al núcleo.

1. Z*
Z*

2. CARGA NUCLEAR EFECTIVA
LOS ELECTRONES 1S2
APANTALLAN AL ELECTRON 2S1

3. PROPIEDADES PERIÓDICAS DE LA TABLA
SON TENDENCIAS
1. RADIO ATÓMICO :
• Nubes electrónicas no tienen fronteras muy
definidas => No existe verdaderamente un radio
atómico.
• Cuando los átomos se compactan en sólidos y
moléculas, sus centros son encontrados a
distancias definidas de uno a otro.
• => Radio atómico de un elemento : la mitad de la
distancia entre dos núcleos de átomos vecinos

4. RADIO ATÓMICO
2r
• El radio atómico de un metal es la mitad de la
distancia entre dos núcleos de dos átomos
adyacentes.
• Ej. La distancia entre los núcleos vecinos en el
cobre sólido es 256 pm, el radio del cobre es 128
pm.

5. RADIO ATÓMICO
• El radio covalente de una molécula diatómica es la
mitad de la distancia entre los núcleos de dos
átomos idénticos unidos por un enlace covalente
• Ej. La distancia entre los núcleos en una molécula
de Cl2 es 198 pm, así el radio covalente del cloro es
99 pm.
“EL RADIO ATÓMICO GENERALMENTE DECRECE DE
IZQUIERDA A DERECHA A LO LARGO DE UN PERIODO Y
AUMENTA DE ARRIBA PARA ABAJO A LO LARGO DE UN
GRUPO”

7. RADIO ATÓMICO
1. A LO LARGO DE UN PERIODO:
Los R.A. disminuyen porque de IZQ a DER aumenta
Z => aumenta la carga nuclear efectiva.
Los electrones más externos que se adicionan a la
capa de valencia, siempre están ocupando el
mismo nivel de energía y cada uno de ellos se
apantallan entre sí en forma muy poco eficaz.
Por lo tanto, son atraídos con más fuerza,
contrayendo la nube electrónica

8. RADIO ATÓMICO
2. A LO LARGO DE UN GRUPO:
Los R.A. aumentan con el aumento de Z dado que
los electrones van ocupando cada vez niveles de
energía más externos cuando pasamos de un
periodo a otro y el efecto de apantallamiento
también aumenta.
Li 157 Be 112 B 88 C 77 N 74 O 66 F 64
Na 191 Mg 160 Al 143 Si 118 P 110 S 104 Cl 99
K 235 Ca 197 Ga 153 Ge 122 As 121 Se 117 Br 114
Rb 250 Sr 215 In 167 Sn 158 Sb 141 Te 137 I 133
Cs 272 Ba 224 Tl 171 Pb 175 Bi 182 Po 167 At

9. RADIO IÓNICO
El R.I. de un elemento es su parte en la distancia
entre iones vecinos en un sólido iónico.
Las distancias entre los centros de un catión y un
anión vecinos es la suma de los radios iónicos.
ranión + rcatión
Ej. el R.I. del ion óxido (O2-)
es 140 pm y la distancia
entre los centros de los
iones vecinos Mg2+ y O2- es
- 212 pm, luego el radio del
+ ion Mg2+ = 212 - 140 = 72
pm

10. RADIO IÓNICO
Todos los cationes son menores que sus átomo
generadores porque pierden uno o más electrones
para formar el catión:
Li (1s2 2s1 = 157 pm); Li+ (1s2 = 58 pm)

11. RADIO IÓNICO
Todos los aniones son mayores que sus átomos
generadores , esto debido a que el # de electrones
crece en el nivel de valencia y por el efecto
repulsivo que ellos ejercen entre sí.

12. RADIO IÓNICO
“EL RADIO IÓNICO GENERALMENTE DECRECE DE
IZQUIERDA A DERECHA A LO LARGO DE UN
PERIODO Y AUMENTA DE ARRIBA PARA ABAJO A
LO LARGO DE UN GRUPO”

13. RADIOS COVALENTE,
METÁLICO E IÓNICO
Comparación de los radios

14. ENERGÍA DE IONIZACIÓN (E.I.)
Energía necesaria para sacar un electrón de
un átomo aislado en fase gaseosa
(Potencial de Ionización) (KJ/mol)

15. ENERGÍA DE IONIZACIÓN (E.I.)
1era E. I. se parte de un átomo neutro:
Cu(g) → Cu+(g) + e- I1 = 785 kJ.mol-1
2da E. I., I2 de un elemento:
Energía necesaria para remover un electrón de
un catión gaseoso con carga unitaria =>
Cu(g) → Cu2+(g) + e- I2 = 1955 kJ.mol-1

16. ENERGÍA DE IONIZACIÓN (E.I.)
¿Por qué la sucesiva E.I. es mayor que el valor
anterior?
Se requiere mayor energía para remover un electrón
de un ion cargado positivamente que de un átomo
neutro.
En el caso de los elementos representativos
(alcalinos, alcalinos térreos y no metales) existen
tendencias simples en la Tabla periódica.

17. ENERGÍA DE IONIZACIÓN (E.I.)
ENERGÍA DE IONIZACIÓN CRECIENTE
ENERGÍA DE IONIZACIÓN CRECIENTE

18. ENERGÍA DE IONIZACIÓN (E.I.)
1. DENTRO DE UN GRUPO:
El aumento de n tiende a reducir la E.I. conforme
aumenta Z y esto debe a efectos combinados del
tamaño y del efecto de pantalla.
¿POR QUÉ?
Mientras más grande el átomo, el electrón se
encuentra más lejos del núcleo, o sea, su Z*
disminuye debido al efecto de apantallamiento de
los electrones más internos, disminuyendo la
atracción al núcleo y así su salida es más fácil.

19. ENERGÍA DE IONIZACIÓN (E.I.)
2. A LO LARGO DE UN PERIODO:
La E.l. tiende a aumentar ¿POR QUÉ?
Porque aumenta la carga nuclear efectiva al pasar
de izquierda a derecha en la tabla periódica.
Mayor Z* => mayor atracción núcleo – electrón

20. AFINIDAD ELECTRÓNICA (A.E.)
Es la energía liberada cuando un electrón es
adicionado a la capa de valencia de un átomo en
estado gaseoso.
e-

21. AFINIDAD ELECTRÓNICA (A.E.)
• Una afinidad electrónica alta significa que una
gran cantidad de energía ha sido liberada cuando
el e- ingresó en la capa de valencia (A.E. valores +)

22. AFINIDAD ELECTRÓNICA (A.E.)
La A.E. ya no es tan periódica, se puede decir que
tiene la tendencia de la E.I..
La A.E. es mayor en la esquina superior derecha de
la tabla, próximo al oxígeno, azufre y halógenos,
donde los e- ocupan orbitales p cerca al núcleo y
sienten una grande atracción.

23. AFINIDAD ELECTRÓNICA (A.E.)
CASO DE LOS ELEMENTOS DEL GRUPO 17:
• Sólo tienen una vacante en el nivel de valencia
• El 1er electrón que entra =>OK (F = +398 kJmol-1)
• El 2do electrón debe entrar en un nuevo nivel (lejos
del núcleo y con repulsiones de los otros e-)
• 2da A.E. de F fuertemente negativa
• Para F2- se requiere muchísima energía
• Compuestos iónicos de F2- no existen, sólo F1-.

24. ELECTRONEGATIVIDAD
La electronegatividad de un elemento mide su tendencia a atraer hacia sí
electrones, cuando está químicamente combinado con otro átomo.
Cuanto mayor sea, mayor será su capacidad para atraerlos.
Un átomo con una afinidad electrónica muy negativa y un potencial de ionización elevado, atraerá
electrones de otros átomos y además se resistirá a dejar ir sus electrones ante atracciones
externas; será muy electronegativo