Se exponen diapositivas sobre configuraciones electronicas, ley de Moseley, sistema periodico, grupos, periodos y propiedades periodicas como radios atomicos e ionicos, afinidad electronica, electronegatividad, caracter metalico, propiedades magneticas y ejercicios para lograr entender mejor los conceptos expuestos.

1. QUÍMICA BACHILLERATO
SISTEMA PERIÓDICO
Por
Francisco Magaña Carmona
Profesor de IES

2. ÁTOMOS POLIELECTRÓNICOS
En el átomo de H los niveles de energía permitidos para el e-
dependen de n. En los átomos polielectrónicos la energía de un
orbital es menor cuanto mayor es la interacción entre el núcleo y
los e- de ese orbital, o sea cuanto más intensas sean las fuerzas
atractivas entre ellos. En estos átomos la carga neta sobre un e-
que es igual a la carga nuclear Z menos el efecto de apantalla-
miento ejercido por los e- internos se llama carga nuclear
efectiva Z*. Este efecto de apantallamiento depende del tipo de
orbital en el que está el e- y por tanto el valor de l afecta
también a la energía.
La energía de los orbitales aumenta conforme aumenta el valor de
(n+l). Si la suma (n+l) es igual para dos orbitales distintos, tiene
menos energía el de menor n. Así en un átomo polielectrónico un
electrón 3p (n+l=3+1=4) tiene una energía menor que la de un
electrón 4s (n+l=4+0=4). Los orbitales que tienen el mismo valor
de n y l, ej. los orbitales 2p, 3d, 4f… etc. tienen la misma
energía y se les llama orbitales degenerados.
En el esquema representado a la derecha y arriba tenemos el
diagrama de Moeller, que es una regla práctica para el llenado de los
orbitales. En el esquema de la derecha se representan los orbitales
ordenados de menor a mayor energía. Este orden resulta de aplicar
la regla n+l y es: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s,
4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p, 8s.
1s DIAGRAMA DE
2s 2p MOELLER
3s 3p 3d
4s 4p 4d 4f
5s 5p 5d 5f
6s 6p 6d
7s 7p
5s
5p
6sn = 5
ENERGÍACRECIENTE

3. CONFIGURACIONES ELECTRÓNICAS
Se llama configuración electrónica a la distribución de los electrones de un átomo en los orbitales
correspondientes. La configuración más estable es aquella en la que los electrones se encuentran en los
estados de energía más bajos posibles, es decir en estado fundamental.
El llenado de orbitales con electrones sigue las siguientes reglas:
1.-Principio de aufbau o de construcción: Los electrones se añaden al átomo siguiendo el principio de
mínima energía, o sea ocupan los orbitales disponibles de menor a mayor energía.
2.-Principio de exclusión de Pauli: Cada electrón de un mismo átomo tiene asociado un conjunto único de
números cuánticos. En cada orbital solo caben dos electrones y como un orbital viene dado por los números
cuánticos { n,l,ml } , los dos electrones tienen que tener distinto número cuántico ms que para uno debe
valer +½ y para el otro -½.
3.-Principio de máxima multiplicidad o de Hund: Cuando se ocupan orbitales de igual energía, orbitales
degenerados, el estado de mínima energía se alcanza cuando el número de electrones con el mismo spin es
máximo, semiocupándose los orbitales en primer lugar, y luego se da la doble ocupación del orbital
emparejándose los spines.
Es útil representar un orbital atómico mediante un cuadrado, y un
electrón mediante una flecha hacia arriba o hacia abajo según sea su spin
+½ o -½.
En el esquema de la derecha y arriba vemos la configuración electrónica
del 12
6C [1s2 2s2 2px
1 2py
1] en su estado fundamental, y en la parte de
abajo vemos la del 12
6C [1s2 2s1 2px
1 2py
1 2pz
1] en su estado excitado,
representando los orbitales atómicos mediante cuadrados.
C en su estado fundamental
C en su estado excitado

4. En las tablas que aparecen a
continuación se muestran las
configuraciones electrónicas en el
estado fundamental de los ele-
mentos en forma abreviada, es
decir, las configuraciones de los
elementos a partir de la del Gas
Noble anterior.
Z Elemento Configuración z Elemento Configuración
11 Na [Ne] 3s1 25 Mn [Ar] 3d5 4s2
12 Mg [Ne] 3s2 26 Fe [Ar] 3d6 4s2
13 Al [Ne] 3s2 3p1 27 Co [Ar] 3d7 4s2
14 Si [Ne] 3s2 3p2 28 Ni [Ar] 3d8 4s2
15 P [Ne] 3s2 3p3 29 Cu [Ar] 3d10 4s1
16 S [Ne] 3s2 3p4 30 Zn [Ar] 3d10 4s2
17 Cl [Ne] 3s2 3p5 31 Ga [Ar] 3d10 4s2 4p1
18 Ar [Ne] 3s2 3p6 32 Ge [Ar] 3d10 4s2 4p2
19 K [Ar] 4s1 33 As [Ar] 3d10 4s2 4p3
20 Ca [Ar] 4s2 34 Se [Ar] 3d10 4s2 4p4
21 Sc [Ar] 3d1 4s2 35 Br [Ar] 3d10 4s2 4p5
22 Ti [Ar] 3d2 4s2 36 Kr [Ar] 3d10 4s2 4p6
23 V [Ar] 3d3 4s2 37 Rb [Kr] 5s1
24 Cr [Ar] 3d5 4s1 38 Sr [Kr] 5s2
Z Elementos Configuración
1 H 1s1
2 He 1s2
3 Li [He] 2s1
4 Be [He] 2s2
5 B [He] 2s2 2p1
6 C [He] 2s2 2p2
7 N [He] 2s2 2p3
8 O [He] 2s2 2p4
9 F [He] 2s2 2p5
10 Ne [He] 2s2 2p6

5. Z Elemento Configuración Z Elemento Configuración Z Elemento Configuración
39 Y [Kr] 4d1 5s2 53 I [Kr] 4d10 5s2 5p5 67 Ho [Xe] 4f 11 6s2
40 Zr [Kr] 4d2 5s2 54 Xe [Kr] 4d10 5s2 5p6 68 Er [Xe] 4f 12 6s2
41 Nb [Kr] 4d3 5s2 55 Cs [Xe] 6s1 69 Tm [Xe] 4f 13 6s2
42 Mo [Kr] 4d4 5s2 56 Ba [Xe] 6s2 70 Yb [Xe] 4f 14 6s2
43 Tc [Kr] 4d5 5s2 57 La [Xe] 5d1 6s2 71 Lu [Xe] 4f 14 5d1 6s2
44 Ru [Kr] 4d6 5s2 58 Ce [Xe] 4f 1 5d1 6s2 72 Hf [Xe] 4f 14 5d2 6s2
45 Rh [Kr] 4d7 5s2 59 Pr [Xe] 4f 3 6s2 73 Ta [Xe] 4f 14 5d3 6s2
46 Pd [Kr] 4d8 5s2 60 Nd [Xe] 4f 4 6s2 74 W [Xe] 4f 14 5d4 6s2
47 Ag [Kr] 4d9 5s2 61 Pm [Xe] 4f 5 6s2 75 Re [Xe] 4f 14 5d5 6s2
48 Cd [Kr] 4d10 5s2 62 Sm [Xe] 4f 6 6s2 76 Os [Xe] 4f 14 5d6 6s2
49 In [Kr] 4d10 5s2 5p1 63 Eu [Xe] 4f 7 6s2 77 Ir [Xe] 4f 14 5d7 6s2
50 Sn [Kr] 4d10 5s2 5p2 64 Gd [Xe] 4f 7 5d1 6s2 78 Pt [Xe] 4f 14 5d9 6s1
51 Sb [Kr] 4d10 5s2 5p3 65 Tb [Xe] 4f 9 6s2 79 Au [Xe] 4f 14 5d10 6s1
52 Te [Kr] 4d10 5s2 5p4 66 Dy [Xe] 4f 10 6s2 80 Hg [Xe] 4f 14 5d10 6s2

6. Z Elemento Configuración Z Elemento Configuración
81 Tl [Xe] 4f 14 5d10 6s2 6p1 93 Np [Rn] 5f4 6d1 7s2
82 Pb [Xe] 4f 14 5d10 6s2 6p2 94 Pu [Rn] 5f6 7s2
83 Bi [Xe] 4f 14 5d10 6s2 6p3 95 Am [Rn] 5f7 7s2
84 Po [Xe] 4f 14 5d10 6s2 6p4 96 Cm [Rn] 5f7 6d1 7s2
85 At [Xe] 4f 14 5d10 6s2 6p5 97 Bk [Rn] 5f8 6d1 7s2
86 Rn [Xe] 4f 14 5d10 6s2 6p6 98 Cf [Rn] 5f10 7s2
87 Fr [Rn] 7s1 99 Es [Rn] 5f11 7s2
88 Ra [Rn] 7s2 100 Fm [Rn] 5f12 7s2
89 Ac [Rn] 6d1 7s2 101 Md [Rn] 5f13 7s2
90 Th [Rn] 6d2 7s2 102 No [Rn] 5f14 7s2
91 Pa [Rn] 5f2 6d1 7s2 103 Lr [Rn] 5f14 6d1 7s2
92 U [Rn] 5f3 6d1 7s2

7. LEY DE MOSELEY
Moseley realizó espectros de rayos X de distintos elementos.
Los rayos X desplazan electrones muy próximos al núcleo y
los “huecos” que dejan se llenan con electrones más externos
que “caen” en ellos. En estas transiciones se emite energía en
forma de radiación electromagnética correspondiente a la
región de los rayos X.
Moseley descubrió experimentalmente la existencia de una
relación cuantitativa entre el número atómico Z y las
frecuencias f de los rayos X emitidos por los elementos. Esta
relación es: √f = a(Z-b)
siendo a y b dos constantes iguales para todos elementos.
Moseley indicó que el número atómico Z, era una propiedad
esencial de cada elemento que identificó con la carga
positiva del núcleo. Más tarde se supo que Z es el número
de protones existentes en el núcleo de los átomos. El
hallazgo de Z permitió asignar lugares definitivos en la Tabla
Periódica a los elementos químicos y llegar a la conclusión
que la periodicidad de las propiedades químicas de los
elementos son función del número atómico Z.
Abajo aparece la representación
gráfica de la ley de Moseley. Al
representar la √f frente a Z se
obtiene una línea recta.
√f
z

8. H
Li
Na
K
Rb
Cs
Fr
Be
Mg
Ca
Sr
Ba
Ra
Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn
Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd
La Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg
Ac Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Cn
B C N O F
Al Si P S Cl
Ga Ge As Se Br
In Sn Sb Te I
Tl Pb Bi Po At
Uut Fl Uup Lv Uus
He
Ne
Ar
Kr
Xe
Rn
Uuo
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu
Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr
SISTEMA PERIÓDICO DE LOS ELEMENTOS
El SP es una ordenación de los elementos en orden creciente de su número atómico Z. Al hacerlo así
podemos enunciar la ley periódica: Al colocar los elementos según número atómico creciente se
observa una variación periódica de las propiedades.
El SP consta de 18 grupos o columnas verticales para los elementos que tienen la misma configuración
electrónica externa, y de 7 períodos o filas horizontales.
1
2
3
4
5
6
7
6
7

9. d1 d2 d3 d4 d5 d6 d7 d8 d9 d10
p1 p2 p3 p4 p5
s1
s2
s2
p6
f1 f2 f3 f4 f5 f6 f7 f8 f9 f10 f11 f12 f13 f14
f1 f2 f3 f4 f5 f6 f7 f8 f9 f10 f11 f12 f13 f14
GRUPOS: Los elementos de los grupos 1 y 2, alcalinos y alcalinotérreos, que tienen por configuración externa ns1 y ns2 forman el
bloque s. Los elementos de los grupos 13 al 18, de configuración externa ns2 np1, ns2 np2, ns2 np3, ns2 np4, ns2 np5, ns2 np6 , grupos
del B, C, N, O, halógenos y gases nobles, forman el bloque p pues sus electrones externos o de valencia ocupan los orbitales p. A los
elementos de los bloques s y p se les llama elementos representativos.
Los elementos de los grupos 3 al 12 se caracterizan porque sus electrones externos ocupan los orbitales (n-1)d, son los elementos
del bloque d. Sus configuraciones externas varían desde (n-1)d1 ns2 para los elementos del grupo 3, hasta (n-1)d10 ns2 para los del 12.
A estos elementos se le llama elementos o metales de transición. Tenemos 3 series de elementos de transición para n = 4 la primera,
para n = 5 la segunda y para n = 6 la tercera.
Tenemos 2 series de 14 elementos cada una llamados elementos de transición interna o elementos del bloque f. En las dos series los
electrones externos ocupan los orbitales (n-2)f. Sus configuraciones externas varían desde
(n-2)f1(n-1)d1 ns2 hasta (n-2)f14(n-1)d1ns2 . Para n = 6 tenemos los lantánidos y para n =7 tenemos los actínidos.
GRUPOS
En el SP tenemos 18
grupos o columnas
verticales con los
elementos que tienen la
misma configuración
electrónica externa y
similares propiedades
químicas. Los elementos
del grupo 18 o de los
gases nobles de confi-
guración externa ns2 np6,
excepto el He que es 1s2,
tienen gran estabilidad.
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
1
2
3
4
5
6
7
6
7

10. PERIODOS: Tenemos 7 períodos o filas horizontales en donde están los elementos cuyos electrones
externos se alojan en mismo nivel electrónico.
El primer período es muy corto: En el se llena el orbital 1s y está formado por 2 elementos, el H y el He.
Los períodos segundo y tercero son períodos cortos: En el 2º período se llenan los orbitales 2s y 2p, y en el
tercero los 3s y 3p por lo que están formados por 2+6= 8 elementos cada uno.
Los períodos cuarto y quinto son períodos largos: En el 4º período se llenan los orbitales 4s, 3d y 4p y en el
quinto los 5s, 4d y 5p por lo que están formados por 2+10+6 = 18 elementos cada uno. Los 10 elementos que
llenan los orbitales los orbitales 3d, 4d y 5d se llaman elementos de transición. ( 1ª, 2ª y 3ª serie de
transición)
Los períodos sexto y séptimo o períodos muy largos: En el 6º período se llenan los orbitales 6s, 4f, 5d y 6p
y en el 7º los 7s, 5f, 6d y 7p por lo que están formados por 2+14+10+6 = 32 elementos cada uno. Los 14
elementos que llenan los orbitales 4f y 5f se llaman elementos de transición interna (lantánidos y actínidos).
EJERCICIO: Rellena los huecos de la tabla de la izquierda:
Símbolo 40Ca2+ 75As3-
Protones 20 35 80
Neutrones 42 45 120 127 138
Electrones 78 54 88
Carga Neta -1 -1 0
Símbolo 40Ca2+ 75As3- 80Br- 200Hg2+ 180I- 226Ra
Protones 20 33 35 80 53 88
Neutrones 20 42 45 120 127 138
Electrones 18 36 36 78 54 88
Carga Neta +2 -3 -1 +2 -1 0

11. EJERCICIO: El ion X2+ tiene la configuración electrónica 1s 2 2s2 2p6 3s 2 3p6 4s2 3d 10 4p6 .
Indica su número atómico, su símbolo, el grupo y periodo a que pertenece y el número de electrones
de valencia de X.
SOLUCIÓN
Z : El X2+ que es un ion dipositivo tiene 36 electrones, luego el número atómico Z es 36+2 = 38 y
su símbolo es Sr.
Como la configuración de X es 1s 2 2s2 2p6 3s 2 3p6 4s2 3d 10 4p6 5s2 , sus electrones de valencia están en
el orbital 5s, luego está en el período 5, y como en el orbital 5s hay 2 electrones, el número de e-
de valencia es 2 y está en el grupo 2 o de los alcalinotérreos.

12. EJERCICIO: a) Ordena en forma creciente de energías los siguientes orbitales: 4f, 3d, 5s y 4p.
b) Un elemento cuyo electrón diferenciador tiene los siguientes números cuánticos (3,2,0,+½), ¿Es un
elemento representativo? ¿En qué periodo se encuentra?. Razónese.
c) Ordenar razonadamente de forma creciente en tamaño los siguientes iones: Cl-, Na+ , S2- , Mg2+ y
Al3+. Datos: Números atómicos: Cl = 17 Na = 11 S = 16 Mg = 12 y Al = 13.
SOLUCIÓN
a) La energía de los orbitales aumenta al aumentar (n + l) y a igual valor de (n + l) tiene mayor energía el que
tiene mayor n. Por tanto:
4f  (n + l) = 4 + 3 = 7 3d  (n + l) = 3 + 2 = 5
5s  (n + l) = 5 + 0 = 5 4p  (n + l) = 4 + 1 = 5
luego : 3d < 4p < 5s < 4f
b) No es un elemento representativo sino un elemento de transición. Al ser l = 2, este electrón está en un
orbital d ; Los elementos de transición son aquellos en los que los orbitales (n – 1)d se van llenando. Al ser
n – 1 = 3 entonces n = 4, luego este elemento está en el periodo 4 y en concreto, el orbital en el que está el
electrón (3,2,0,+½), es en el 3d, en el que caben 10 electrones. Se trata de electrón 3d3 .
c) Los iones Na+, Mg2+ y Al3+ tienen 10 electrones (son isoelectrónicos) . Al tener el Mg2+ un protón más
que el ion Na+ su tamaño será menor ya que los 12 p+ del núcleo del Mg2+ atraerán con mayor fuerza a los 10
e-  tamaño del Mg2+ < tamaño del Na+
Al tener el Al3+ un protón más que el ion Mg2+ su tamaño será menor ya que los 13 p+ del núcleo del Al3+
atraerán con mayor fuerza a los 10 e-  tamaño del Al3+ < tamaño del Mg2+
Los iones Cl- y S2- tienen 18 electrones (son isoelectrónicos). Al tener el Cl- un protón más que el ion S2- su
tamaño será menor ya que los 18 p+ del Cl- atraerá con mayor fuerza a los 18 e-  tamaño Cl- < tamaño S2-
Luego en orden creciente de tamaños es: Al3+ < Mg2+ < Na+ < S2- < Cl-

13. PROPIEDADES PERIÓDICAS: RADIOS ATÓMICOS E IÓNICOS
De acuerdo con la mecánica cuántica los átomos e iones no tienen un tamaño definido
pues sus orbitales no ocupan un volumen con límites determinados. Es útil asignar a cada
átomo un radio atómico que represente el valor de su tamaño relativo.
El radio atómico aumenta al descender en un grupo: Al descender en un grupo
aumenta el número atómico Z, y cada período descendido añade una capa electrónica
más aumentando el radio atómico.
El radio atómico disminuye al avanzar en un período: Al avanzar en un período se
produce el llenado de orbitales sin adición de nuevos orbitales por lo que no se origina
un aumento importante de tamaño, pero como la carga nuclear aumenta al pasar de un
elemento al siguiente, los electrones son más fuertemente atraídos por el núcleo
originando una disminución del radio atómico.
Los iones positivos, cationes, tienen menor radio que el de los átomos neutros de
los que se forman: Al formarse un ion positivo se pierden electrones externos y los
electrones que quedan, que son menos, atraídos por los mismos protones núcleo originan
una disminución del radio del catión.
Los iones negativos, aniones, tienen mayor radio que el de los átomos neutros de
los que se forman: Al formarse un anión se ganan electrones. El aumento de las
fuerzas de repulsión por parte de los electrones internos origina una aumento de su
radio.
Distancia
internuclear
Átomo de Na Ion Na+
Ion Cl-
Átomo de Cl

14. .
RADIOS ATÓMICOS E IÓNICOS
A efectos prácticos, se define radio atómico como la mitad de la distancia entre los dos núcleos, que unidos por
un enlace covalente puro forman una molécula diatómica del elemento.
La gráfica que aparece abajo a la izquierda muestra como disminuye el radio atómico a lo largo del segundo
período. A lo largo de un periodo al aumentar carga nuclear efectiva, los electrones son más atraídos hacia
el núcleo y el radio atómico disminuye.
En el esquema de abajo a la derecha vemos como varían los radios del O, F y Na y los de sus iones O2-, F – y
Na+ . Al captar un átomo de O dos electrones, se transforma en el ion O2- de configuración 1s2 2s2 2p6. La misma
configuración adquiere el F cuando capta un electrón y se transforma en el ion F -, y el Na al perder un electrón y
transformase en el ion Na+ . Los iones O2-, F – y Na+ son isolectrónicos y sus radios valen respectivamente 140,
136 y 95 pm (1pm = 10-12 m). Esta disminución del radio iónico al aumentar Z se debe al aumento de carga nuclear,
ya que los electrones son más atraídos hacia el núcleo y el radio iónico disminuye.
. .3 6 9
Número atómico (Z)
Radioatómico
*
Li
*
C
*
*
Be
B
*
* *
N
O
F
2º PERIODO
O F
Na
O2-
F-
Na+
+2e- +1e-
-1e-

15. EJERCICIO
a) Compara la energía de ionización del elemento de número atómico 53 con las energías de ionización de los
elementos de números atómicos 52 y 17.
b) ¿Cuántos átomos de potasio gaseoso, en su estado fundamental, se pueden ionizar con la energía
desprendida en la combustión de 1 mol de butano?
Datos: Energía de ionización del K = 418,4 kJ/mol ΔHcombustión [C4H10 (g)] = 2219,8 kJ/mol
SOLUCIÓN
a) La configuración electrónica del elemento de Z = 53 es: 1s 2 2s2 2p6 3s 2 3p6 4s2 3d 10 4p6 5s2 4d 10 5p5 como
su configuración electrónica externa es 5s2 5p5 este elemento está en el periodo 5 y en el grupo 17 (I).
La configuración electrónica del elemento de Z = 52 es: 1s 2 2s2 2p6 3s 2 3p6 4s2 3d 10 4p6 5s2 4d 10 5p4 , luego
este elemento está en el periodo 5 y en el grupo 16 (Te).
La configuración electrónica del elemento de Z = 17 es: 1s 2 2s2 2p6 3s 2 3p5 , luego está en periodo 3 y en el
grupo 17, es un halógeno (Cl).
Luego la EI del elemento de Z = 53 es mayor que la del Z = 52 (ambos en el periodo 5), pues sus e- son más
fuertemente atraídos por el núcleo al tener mayor carga nuclear. La EI mayor es la del elemento de Z = 17
pues al estar sus electrones externos en orbitales mucho más internos se necesitará mas energía para
arrancar un e-.
b) Como en la combustión de 1 mol de C4H10 (g) se desprenden 2219,8 kJ, se pueden ionizar:
2219,8 kJ/418,4 kJ/mol = 5,305 moles de átomos de K
5,305 moles . 6,023.1023 átomos/mol = 3,195.1024 átomo de K.

16. PROPIEDADES PERIÓDICAS: AFINIDAD ELECTRÓNICA
Se define afinidad electrónica AE de un elemento, a la energía
intercambiada cuando un átomo neutro, gaseoso y en estado
fundamental de ese elemento capta un electrón y se transforma en un
ion mononegativo también gaseoso. Lo representamos así:
X(g) + 1e-  X-(g)
La AE puede ser positiva (proceso endotérmico) si hay que aportar
energía al átomo para que se transforme en su anión y negativa (proceso
exotérmico) si se libera energía al medio exterior al formarse el anión. Se
mide en eV/átomo o en kJ/mol.
En un grupo la AE aumenta al disminuir el radio, es decir hacia
arriba, ya que al disminuir el tamaño de los átomos se manifiesta más
intensamente la fuerza atractiva del núcleo. Los halógenos, de
configuración externa ns2 np5, tienen altos valores negativos de AE,
pierden energía al captar un electrón ya que, se estabilizan al adquirir la
configuración de gas noble ns2 np6. Sus AE valen 328, 349, 325 y 295
para el F, Cl, Br y I respectivamente. El valor anómalo del F se debe al
pequeño volumen de su capa externa (la 2ª) que origina una repulsión del
electrón entrante por parte de los demás.
En un período la AE (en valor absoluto) en general aumenta de
izquierda a derecha, ya que al pasar de un elemento al siguiente aumenta
la carga nuclear efectiva y por tanto la atracción hacia los electrones.
Los alcalinotérreos (ns2) y el grupo del N (ns2 np3), que tienen sus
orbitales llenos o semillenos (disposición electrónica estable) tienen
valores pequeños, positivos o negativos de AE. La adición de un 2º
electrón a un ion negativo es en general un proceso endotérmico.
Li
60
Be
0
B
27
C
122
N
0
O
141
F
328
Na
53
Mg
0
Al
44
Si
134
P
72
S
200
Cl
349
Afinidades electrónicas de algunos elementos

17. PROPIEDADES PERIÓDICAS: ELECTRONEGATIVIDAD
La electronegatividad, EN, mide la atracción que ejerce un átomo
sobre el par de electrones de un enlace con otro átomo. La
electronegatividad está relacionada con la EI y la AE ya que son
magnitudes que marcan la tendencia de los átomos a captar o perder
electrones.
Pauling construyó una escala de EN asignando a cada elemento un valor
comprendido entre 0 y 4. En esta escala los metales tienen valores de
EN inferiores a 2 y los no metales superiores a 2. Los elementos más
electronegativos de la Química son el N (3,0), el O (3,5) y el F (4,0),
siendo este último es el más electronegativo de todos.
En un grupo la electronegatividad aumenta hacia arriba. Los
halógenos tienen los valores más elevados de EN en consonancia con su
tendencia a captar electrones para adquirir la configuración de GN.
Los metales alcalinos son los elementos que tienen menores valores de
EN en consonancia con la tendencia de los metales a perder
electrones.
En un período la electronegatividad aumenta de izquierda a
derecha. Al avanzar en un período pasamos de los metales que poseen
pequeños valores de EN, y que por su tendencia a perder electrones
los llamamos también elementos electropositivos a los no metales que
poseen elevados valores de EN y que por su tendencia a captar
electrones los llamamos elementos electronegativos.
Abajo se expone la variación
de la electronegatividad a lo
largo de un grupo y un
periodo.

18. EJERCICIO
Mulliken sugirió que la electronegatividad de un elemento es la media aritmética de su energía de ionización y
su afinidad electrónica. De acuerdo con Mulliken explica:
a) La variación de electronegatividad en un grupo.
b) La electronegatividad de los halógenos.
c) La electronegatividad de los alcalinos.
a) Al ascender en un grupo aumenta la energía de ionización ya que los electrones periféricos están más
próximos al núcleo y por tanto es necesario aportar más energía para arrancarlos. Así mismo al ascender
en un grupo la afinidad electrónica aumenta, puesto que al disminuir el tamaño de los átomos el nuevo
electrón es atraído con más fuerza. Dado que la EI y la AE aumentan hacia arriba en un grupo la
electronegatividad, media aritmética de ambas en la escala de Mulliken, también aumenta hacia arriba.
b) Los halógenos poseen energías de ionización muy elevadas. Las afinidades electrónicas de los halógenos
son muy altas ya que la captación de un electrón es un proceso exotérmico, dado que los aniones formados
tienen la configuración electrónica externa de gas noble. Dado que la EI y la AE de lo halógenos es muy
elevada la electronegatividad, media aritmética de ambas en la escala de Mulliken, es también muy alta.
c) La energía de ionización de los alcalinos es baja, pues es fácil arrancar un electrón ya el catión formado es
muy estable por tener configuración electrónica externa de gas noble. La afinidad electrónica de los
alcalinos es también baja pues desprenden poca energía al captan un electrón. Por tanto dado que la EI y la
AE de los alcalinos es muy baja la electronegatividad, media aritmética de ambas en la escala de Mulliken,
es también baja.

19. Z
z Z Z Z
EJERCICIO
Las cuatro gráficas arriba expuestas muestran la variación de una propiedad periódica frente a Z. Indicar:
a) La gráfica que representa las electronegatividades del C, N, O y F.
b) La primera energía de ionización del Li, Na, K y Rb.
c) El radio iónico de los iones Li+ , Na+ , K+ y Rb+.
d) El radio iónico de los iones F- , Cl- , Br- y I-.
e) El número de electrones del Cl- , Ar, K+ y Ca2+ .
SOLUCIÓN
a) Como las electronegatividades aumentan del C al F la grafica que las representa es la cuarta.
b) Como las energías de ionización disminuyen al descender en un grupo la grafica que las representa es la segunda.
c) y d) Como el tamaño aumenta al descender en un grupo la gráfica que las representa es la cuarta.
e) Como el número de electrones de los iones Cl- , Ar, K+ y Ca2+ es el mismo, 18, la gráfica que lo representa
en la tercera.

20. PROPIEDADES PERIÓDICAS: CARÁCTER METÁLICO
Los metales se caracterizan por su facilidad para perder
electrones dando lugar a iones positivos o cationes.
En un período el carácter metálico aumenta de derecha a
izquierda, ya que al desplazarnos hacia la izquierda en un
periodo aumenta el radio atómico y disminuye la energía de
ionización por lo que resulta fácil arrancar electrones.
En un grupo el carácter metálico aumenta hacia abajo, ya
que al descender en un grupo aumenta el radio atómico y
disminuye la energía de ionización con lo que resulta fácil
perder electrones.
En general los metales son reductores siendo más enérgicos
los que están más a la izquierda en el Sistema Periódico
GRUPO 1 2 13
TERCER
PERÍODO
Na Mg Al
CUARTO
PERÍODO
K Ca Ga
Razona lo siguiente a la vista de la tabla de la izquierda:
a) El calcio es menos reactivo que le magnesio.
b) El sodio es menos reactivo que el aluminio.
SOLUCIÓN
a) Falso. El carácter metálico y la reactividad de los metales aumenta la
descender en un grupo. Ca y Mg están en el grupo 2, alcalinotérreos. Luego el
Ca es más reactivo que el Mg.
b) Falso. El carácter metálico y la reactividad de los metales aumenta en un grupo
hacia la izquierda. Na y Al están en el período 3. Luego el Na es más reactivo
que le Al.

21. En la gráfica de la izquierda
podemos ver la variación de
la energía de ionización, el
radio atómico, la afinidad
electrónica y el carácter
metálico en el Sistema
Periódico.
PROPIEDADES MAGNÉTICAS
Las sustancias diamagnéticas son repelidas por un
campo magnético, debido a que tienen todos sus
electrones apareados en sus orbitales. Los
elementos Be y Ne que aparecen en la tabla de la
derecha son diamagnéticos.
Las sustancias paramagnéticas son atraídas por un
campo magnético, debido a que poseen electrones
desapareados en sus orbitales. Los elementos Li, B, C,
N, O y F que aparecen en la tabla de la derecha son
paramagnéticos.
Z Elementos Configuración
3 Li [He] 2s1
4 Be [He] 2s2
5 B [He] 2s2 2px
1
6 C [He] 2s2 2px
1 2py
1
7 N [He] 2s2 2px
1 2py
1 2pz
1
8 O [He] 2s2 2px
2 2py
1 2pz
1
9 F [He] 2s2 2px
2 2py
2 2pz
1
10 Ne [He] 2s2 2px
2 2py
1 2pz
2

22. BIBLIOGRAFÍA Y REFERENCIAS
-Química, Curso Universitario de autores Mahan/Myers Cuarta Edición, editado por Addison-
Wesley Iberoamericana y de ISBN: 0-201-64419-3.
-Química 2º Bachillerato de Santillana, de autores Luis A. Oro, José Luis Andreu, Mª Cruz
Fernández y Jesús J. Pérez-Torrente de ISBN: 84-294-4904-3.
-Química 2º Bachillerato de SM, de autores José Ignacio del Barrio, Alicia Sánchez, Ana Isabel
Bárcena y Aureli Caamaño de ISBN:978-84-675-8722-7.