1. PROPIEDADES PERIÓDICAS
• Las propiedades periódicas de los elementos son un reflejo de las
configuraciones electrónicas. Algunas de estas propiedades las
podemos clasificar en:
• 1) Relaciones de tamaño: volumen atómico, radio atómico y radio
iónico.
• 2) Relaciones de energía: potencial de ionización, electroafinidad y
electronegatividad.
2. RELACIONES DE TAMAÑO
• A) Volumen atómico (V. A.): se define como la cantidad de
centímetros cúbicos que corresponden a un átomo. Los mayores
volúmenes representan a los metales alcalinos (grupo 1).
En la tabla periódica, el volumen varía disminuyendo en un período de
izquierda a derecha y aumentando de arriba hacia abajo en un grupo
de acuerdo al incremento de su número atómico.
3. • B) Radio atómico (R.A.): se define como la mitad de la distancia de
dos átomos iguales que están enlazados entre sí.
El radio atómico en un grupo se incrementa al aumentar Z, ya que
existen más capas de energía. En un período, disminuye hacia la
derecha.
• C) Radio iónico (R.I.): Los radios iónicos son los radios de los aniones
y cationes en compuestos iónicos cristalinos. En general el radio
iónico aumenta a medida que se baja en un grupo.
4. • En el caso de elementos que se encuentren en distintos grupos, solo
es posible compararlos si son iones isoelectrónicos, es decir,
diferentes elementos iónicos que tienen la misma configuración
electrónica. Por ejemplo: S¯², Cl¯, Ar, Kᶧ, Caᶧ²
• Todos estos iones presentan la configuración electrónica del argón
• Si se comparan dos iones isoelectrónicos, como el Naᶧ y el F¯, se
encontrará que los cationes son más pequeños que los aniones.
5. • Si se comparan cationes isoelectrónicos, el radio irá disminuyendo a
lo largo de un período a medida que aumente su carga.
• Si se comparan aniones isoelectrónicos, el radio aumentará a medida
que el anión tenga mayor carga, es decir, disminuirá a medida que se
avance en el período.
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9. RELACIONES DE ENERGÍA
• A) Potencial de ionización (P.I.): se define como la energía que se
requiere para separar al electrón más débilmente retenido de un
átomo o ion de una muestra gaseosa. Estas magnitudes se miden
generalmente en electronvoltios/mol o en kcal/mol.
• Se puede expresar así: M(g) + Energía Mᶧ(g) + e¯
• En los elementos se pueden extraer más de un electrón, siendo el
segundo P.I. mayor que el primero, pues el volumen de un ion
positivo es menor que el del átomo y la fuerza de atracción entre el
núcleo y los electrones es mayor.
10. • Los potenciales varían en forma indirecta a los radios atómicos. Si es
menor el radio atómico, mayor será la atracción existente entre el
núcleo y el electrón, por lo tanto, mayor será la energía que se deba
aplicar para remover el último electrón del átomo. Al contrario, si
mayor es la distancia existente entre el núcleo y el electrón, menor
será la fuerza con que se atraen y por lo tanto menor será la energía
necesaria para extraer el electrón más débilmente retenido.
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12. • B) Electroafinidad (E.A.): Se define como la cantidad de energía que
se libera en una muestra gaseosa cuando se añade un electrón a un
átomo neutro.
• Se puede expresar así: X(g) + e¯ X¯(g) + Energía
• La E.A. es inversamente proporcional al tamaño del átomo. Mientras
más pequeño es el átomo, mayor energía liberará cuando este
adquiera un electrón.
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15. • C) Electronegatividad (E.N.): es la capacidad que tiene un átomo para
atraer hacia sí los electrones compartidos en un enlace químico.
• Los elementos de mayor electronegatividad son los no metales,
dentro de los cuales se distingue al flúor, que se encuetra en el grupo
17, en cambio, los elementos ubicados en el grupo 1 y 2 poseen
menores valores de E.N.
