Este documento presenta información sobre la clasificación de los elementos químicos en la tabla periódica y sus propiedades periódicas. Explica que los elementos se clasifican según su configuración electrónica y que elementos del mismo grupo tienen configuraciones similares. También describe varias propiedades periódicas como el radio atómico, la energía de ionización, la afinidad electrónica y la electronegatividad, y cómo estas propiedades varían periódicamente en la tabla. El documento proporciona esta información fundamental sobre la estruct

1. Sesión 5
 Sistema periódico: clasificación de los elementos
(metales y no-metales). Propiedades periódicas:
electronegatividad y radio atómico. Enlace químico.
Definición. Enlace iónico. Enlace covalente.
Dr. Marcos Flores
Literatura sugerida: Química R. Chang 7º Ed. Cap. 8
“Relaciones periódicas de los elementos” y Cap. 9
“Enlace Químico I: conceptos básicos”.

2. La Tabla Periódica
Antigüedad
Edad Media
Evolución del descubrimiento de los elementos químicos

3. Los elementos de la tabla periódica se clasifican según los electrones que tengan
en su última capa, (últimos electrones) estos electrones se llaman Electrones de
Valencia.
Según el subnivel donde se encuentren los electrones de valencia, los elementos
se clasifican en:
Representativos: Sus electrones de valencia están en un orbital s o p.
De transición: Tienen sus electrones de valencia en los orbitales d , se
consideran de transición entre los metales y los no-metales.
De transición interna: Tienen sus electrones de valencia en los
orbitales f. (Lantánidos y actínidos)

4. La Tabla Periódica
Los elementos del mismo grupo tienen la misma configuración electrónica del
último nivel energético.
Bloques s y d: nº e valencia = nº grupo
Bloque p: nº e valencia = nº grupo - 10

5. Configuraciones electrónicas de los iones
Las configuraciones electrónicas del tipo gas noble (s2p6) son las
más estables, por lo que los iones tienden a poseer tal
configuración.
n s2p6
Cuando un átomo se ioniza, gana o
pierde electrones en el orbital de
mayor energía para alcanzar una
configuración de gas noble. El
sodio tiene que perder un
electrón o ganar siete electrones
para conseguir tal configuración.
Por ello, el ión Na+ es el estado
de oxidación más frecuente (y
único) de este metal.
gana 7 e
pierde 1 e

6. Configuraciones electrónicas de los iones
gana 1 e
pierde 7 e
En el caso del Cl, la consecución de la configuración de gas noble requeriría
perder siete electrones o ganar uno. Ello explica que el estado de oxidación más
frecuente sea –1, correspondiente al ión cloruro.

7. Clasificación de los elementos. La ley
periódica y la tabla periódica
 1869, Dimitri Mendeleev
Lother Meyer
Cuando los elementos se
organizan en orden creciente de
sus masas atómicas, algunos
conjuntos de propiedades se
repiten periódicamente.

8. Metales, no metales y sus iones
 Metales:
 Buenos conductores del calor y la electricidad.
 Son maleables y dúctiles.
 Sus puntos de fusión tienen valores moderados o altos.
 No metales:
 No conducen el calor ni la electricidad.
 Son frágiles.
 Muchos son gases a temperatura ambiente.

9. Los metales tienden
a perder electrones
Los no metales
tienden a ganar
electrones

10. Propiedades Periódicas
Ciertas propiedades características de los átomos, en particular el tamaño y las
energías asociadas con la eliminación o adición de electrones, varían
periódicamente con el número atómico. Estas propiedades atómicas son de
importancia para poder explicar las propiedades químicas de los elementos. El
conocimiento de la variación de estas propiedades permite poder racionalizar las
observaciones y predecir un comportamiento químico o estructural determinado
sin tener que recurrir a los datos tabulados para cada uno de los elementos. Las
propiedades periódicas que se van a estudiar son:
- Radio atómico y radio iónico.
- Energía de ionización.
- Afinidad electrónica.
- Electronegatividad.

11. Cargas Nuclear Efectiva
La fuerza de atracción entre un electrón y un núcleo depende de
la magnitud de la carga nuclear neta que actúa sobre el electrón y
de la distancia media entre núcleo y electrón.
La fuerza de atracción aumenta al aumentar la carga nuclear
La fuerza de atracción disminuye a medida que se aleja del núcleo
Átomo muchos
electrones
Electrón
es atraído
al núcleo
También es repelido
Por otros electrones

12. Átomo muchos
electrones
Electrón
es atraído
al núcleo
También es repelido
Por otros electrones
Se estima la energía de cada electrón considerando su
interacción con el entorno promedio creado por el núcleo
y los demás electrones.
Carga nuclear efectiva Z ef
Zef = Z (número de protones) – S (promedio de electrones)
Zef = Z - S
Magnesio nº atómico 12 [Ne] 3s2
Zef = +2

13. Tamaño de átomos e iones no tienen fronteras definidas
Define tamaño de un átomo con base en las distancias entre
átomos en diversas situaciones

14. Se define el radio metálico de un elemento metálico como la mitad de la distancia,
determinada experimentalmente, entre los núcleos de átomos vecinos del sólido. El
radio covalente de un elemento no metálico se define, de forma similar, como la
mitad de la separación internuclear de átomos vecinos del mismo elemento en la
molécula. El radio iónico está relacionado con la distancia entre los núcleos de los
cationes y aniones vecinos.
Radio atómico

15. Radio atómico
Aumenta el radio atómico Aumenta el
radio atómico
Radio (Å)
Variación del radio atómico en relación al número atómico.
Aumenta nº c
cuántico principal
Los e están mas
tiempo lejos del núcleo
Zef

16. Radios catiónicos
En iones de igual carga el tamaño iónico aumenta con el número quántico principal

17. Radios aniónicos
Las variaciones de los radios iónicos a lo largo de la Tabla periódica son
similares a las de los radios atómicos.
Además suele observarse que
rcatión < rátomo
Y
ranión > rátomo

18. Comparación de radios atómicos e iónicos

19. Energía de ionización
La energía de ionización de un elemento se define como la energía mínima
necesaria para separar un electrón del átomo en fase gaseosa:
A(g)  A+(g) + e-(g) DH = I1
Energía
de
ionización
(kJ/mol)
Numero atómico
período

20. Energía
de
ionización
(kJ/mol)
Aumenta E. Ionización
Aumenta E. Ionización
Energía de ionización
Primera energía de
ionización I3
Segunda I2
A mayor E. I = + difícil es quitar un e
Los metales alcalinos tienen E.I más baja
Zef aumenta (disminuye la distancia e al núcleo) aumenta atracción entre núcleo y
electrón = más difícil quitar e.

21. Se define la entalpía de ganancia de electrones como la variación de la energía
asociada a la ganancia de un electrón por un átomo en estado gaseoso:
A(g) + e-(g)  A-(g) DHge
La afinidad electrónica (AE) se define como la magnitud opuesta a DHge:
AE = - DHge
Afinidad electrónica
Valores de DHge

22. Afinidades electrónicas de un
segundo electrón
O(g) + e- → O-(g) AE = -141 kJ
O-(g) + e- → O2-(g) AE = +744 kJ

23. Propiedades magnéticas
 Átomos o iones diamagnéticos:
 Todos los electrones están apareados.
 Una especie diamagnética es débilmente repelida por
un campo magnético.
 Átomos o iones paramagnéticos:
 Tienen electrones desapareados.
 Los electrones desapareados inducen un campo
magnético que hace que el átomo o ion sea atraído
por un campo magnético externo.

24. Paramagnetismo

25. La electronegatividad (c) de un elemento es la capacidad que tiene un átomo
de dicho elemento para atraer hacia sí los electrones, cuando forma parte de
un compuesto. Si un átomo tiene una gran tendencia a atraer electrones se dice
que es muy electronegativo (como los elementos próximos al flúor) y si su tendencia
es a perder esos electrones se dice que es muy electropositivo (como los elementos
alcalinos).
La definición de electronegatividad de Pauling viene dada por la siguiente
expresión:
cA - cB  = 0.102 x  D
siendo D = EAB – ½ (EAA + EBB) (kJ/mol)
Electronegatividad

26. Electronegatividad
Disminuye la
electronegatividad
Disminuye la
electronegatividad

27. Propiedades reductoras de los
metales de los Grupos 1 y 2
2 K(s) + 2 H2O(l) → 2 K+ + 2 OH- + H2(g)
Ca(s) + 2 H2O(l) → Ca2+ + 2 OH- + H2(g)
I1 = 419 kJ
I1 = 590 kJ
I2 = 1145 kJ

28. Propiedades oxidantes de los
halógenos
2 Na + Cl2 → 2 NaCl
Cl2 + 2 I- → 2 Cl- + I2

29. Carácter ácido-base de los
óxidos de los elementos
 Óxidos básicos o anhídridos básicos:
Li2O(s) + H2O(l) → 2 Li+(aq) + 2 OH-(aq)
 Óxidos ácidos o anhídridos ácidos:
SO2 (g) + H2O(l) → H2SO3(aq)
 Na2O y MgO dan disoluciones acuosas básicas.
 Cl2O, SO2 y P4O10 dan disoluciones ácidas.
 SiO2 se disuelve en disoluciones muy básicas.
Consideramos al SiO2 un óxido ácido.

30. Resumiendo las Propiedades
periódicas de los elementos