Anual Uni Semana 09 - Química - Camila Darien

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QUÍMICA
P R O G R A M A A C A D É M I C O V I R T U A L
Ciclo Anual Virtual UNI
Docente: Jhon Silva
Semana: 9
PROPIEDADES 
PERIÓDICAS DE LOS 
ELEMENTOS 
QUÍMICOS
C R E E M O S E N L A E X I G E N C I AC U R S O D E Q U Í M I C A
𝐿𝑖(𝑠) 𝐾(𝑠)𝑁𝑎(𝑠)
… Hola.
… Recordaras que en el capitulo anterior 
estudiamos la descripción de la TPM.
… Y seguramente te habrás hecho 
muchas preguntas...
¿Porqué los metales tienden a oxidarse y formar 
cationes?
¿Porqué la reacción del potasio en el agua es 
más violenta que la del litio?
¿Porqué los no metales tienden a reducirse y formar 
aniones?
𝑳𝒊𝟏+ 𝑵𝒂𝟏+ 𝑲𝟏+
𝑶𝟐− 𝑭𝟏− 𝑵𝟑−
C R E E M O S E N L A E X I G E N C I AC U R S O D E Q U Í M I C A
OBJETIVOS
2. Analizar la relación que hay entre las 
propiedades periódicas y las propiedades 
físicas y químicas de los elementos 
químicos.
1. Definir las propiedades periódicas 
atómicas de los elementos químicos
3. Conocer como comparar la tendencia 
general para la variación de las 
propiedades periódicas en la tabla 
periódica moderna.
C R E E M O S E N L A E X I G E N C I A
C U R S O D E Q U Í M I C A
I. DEFINICIONES PREVIAS
¡NO olvides que…!
1. Fuerza eléctrica (𝑭𝑬)
⨁ ⊝𝑭𝑬
𝑭𝑬
... A mayor carga (Q o q) mayor 𝑭𝑬
... A mayor distancia (d) menor 𝑭𝑬
Sistema
(100 J)
Sistema
(100 J)
Absorbe o gana
40J
Libera o pierde
40J
Sistema
(140 J)
Sistema
(60 J)
2. Proceso Endotérmico 3. Proceso Exotérmico
𝒅
△𝐸 = 𝐸𝑓 − 𝐸𝑖
△ 𝐸 = 140 − 100
△ 𝐸 = + 40𝐽
△ 𝐸 = 𝐸𝑓 − 𝐸𝑖
△ 𝐸 = 60 − 100
△ 𝐸 = − 40𝐽
(△ 𝑬 > 𝟎) (△ 𝑬 < 𝟎)
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C U R S O D E Q U Í M I C A
II. PROPIEDADES PERIÓDICAS DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS
1. RADIO ATÓMICO (RA)
Para átomos metálicos, es la mitad de la distancia internuclear
entre dos núcleos atómicos idénticos y adyacentes. 
Para átomos no metálicos, el concepto es similar pero para su 
molécula diatómica (𝐻2 ; 𝑂2 ; 𝐶𝑙2; …).
d
RA RA
Ejemplo: Para el litio se ha determinado que d = 304pm
𝑅𝐴 𝐿𝑖 =
304𝑝𝑚
2
= 152𝑝𝑚
▪ "d" 𝑒𝑛 𝑝𝑚
▪ 1𝑝𝑚 = 10−12𝑚
… También podemos entender que a 
mayor radio atómico, mayor será el 
volumen atómico.
… Siempre debemos 
tener en cuenta que los 
radios atómicos están 
determinados en gran 
medida por la fuerza de 
atracción entre los 
electrones más externos 
y el núcleo atómico.
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… Ahora analizaremos la variación o tendencia del RA a largo de un grupo y periodo.
✓ En un GRUPO
𝑍=3𝐿𝑖:
𝑍=11𝑁𝑎:
1𝑠2 𝟐𝑠1
1𝑠2 2𝑠2 2𝑝6 𝟑𝑠1
⨁
⨁
RA
RA
Vemos que:
RA(Li) < RA(Na)
Z(Li) < Z(Na)
Concluimos: Para 
elementos de un mismo 
grupo, a mayor número 
atómico (Z) mayor será el 
radio atómico (RA).
𝒚
Ejemplo: Para elementos del grupo IA.
… de forma gráfica 
puedes recordar esto.
Elemento Z RA (pm)
H 1 37
Li 3 152
Na 11 186
K 19 227
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✓ En un PERIODO
𝑍=3𝐿𝑖: 1𝑠
2 𝟐𝑠1 ⨁
𝑍=7𝑁: 1𝑠
2 𝟐𝑠2 𝟐𝑝3
𝑒−
⨁
𝑒−
𝐹𝐸
𝐹𝐸
Z = 3𝑝+
𝑍 = 7𝑝+ RA
RA
Observamos que:
Por ello: 𝑅𝐴(𝐿𝑖) > 𝑅𝐴(𝑁)
𝑍(𝐿𝑖) < 𝑍(𝑁) 𝐹𝐸 Li < 𝐹𝐸 N
Concluimos: Para elementos de un mismo 
periodo, a mayor número atómico (Z) 
menor será el radio atómico (RA).
… de forma gráfica puedes recordar esto.
Ejemplo: Para elementos del segundo periodo.
ELEMENTO Li Be B C N O
Z 3 4 5 6 7 8
RA (pm) 152 111 88 77 75 73
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2. RADIO IÓNICO (RI)
El concepto es similar al del radio atómico, 
pero para átomos iónicos (iones). Es decir; nos 
proporciona el tamaño relativo de los átomos.
… Experimentalmente los radios 
atómicos y iónicos se miden de 
forma indirecta por técnicas de 
difracción de rayos X.
PARA UN MISMO ELEMENTO QUÍMICO
𝐸𝑋−𝐸𝑋+ 𝐸
NeutroCatión AniónRadio: < <
Ejemplos:
𝐶𝑎2+(𝑅𝐼 = 99𝑝𝑚)
𝐶𝑎 (𝑅𝐴 = 197𝑝𝑚)
𝑂2−(𝑅𝐼 = 140𝑝𝑚)
𝑂 (𝑅𝐴 = 73𝑝𝑚)
Para el calcio Para el oxígeno d
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PARA ESPECIES ISOELECTRÓNICAS
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𝑍=8𝑂
2−:
⨁
1𝑠2 𝟐𝑠2 𝟐𝑝6
𝑒−
⨁
𝑒−
𝐹𝐸
𝐹𝐸
Z = 8𝑝+
𝑍 = 13𝑝+ RA
RA
1𝑠2 𝟐𝑠2 𝟐𝑝6
𝑍=13𝐴𝑙
3+:
𝑍=10𝑁𝑒: 1𝑠
2 𝟐𝑠2 𝟐𝑝6 ⨁
𝑒−
𝐹𝐸
Z = 10𝑝+ RA
Observamos que:
𝑅𝐼 𝑂2− > 𝑅𝐴 𝑁𝑒 > 𝑅𝐼(𝐴𝑙3+)
𝑍 𝑂2− < 𝑍 𝑁𝑒 < 𝑍(𝐴𝑙3+)
𝑭𝑬 ∶ 𝑂
2− < 𝑍 𝑁𝑒 < 𝑍(𝐴𝑙3+)
Entonces:
Por ello:
Concluimos: Para especie 
isoelectrónicas, a mayor número 
atómico (Z) menor será el radio 
atómico (RI).
𝑅𝐼 = 140𝑝𝑚
𝑅𝐴 = 70𝑝𝑚
𝑅𝐼 = 53𝑝𝑚
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3. ENERGIA DE IONIZACIÓN O POTENCIAL DE IONIZACIÓN (EI)
𝐿𝑖(𝑔)
ENERGÍA
Se define como la mínima energía necesaria que se requiere para sustraer o remover un electrón del 
ultimo nivel de energía de un átomo gaseoso en su estado basal o fundamental.
𝐿𝑖(𝑔)
1+ + 1𝑒−+ 520 Τ𝑘𝐽 𝑚𝑜𝑙
Proceso 
Endotérmico
… La energía para quitar el primero electrón del 
átomo en su estado fundamental se denomina 
primera energía de ionización (𝐸𝐼1)
… Así, la energía para quitar el segundo electrón 
del átomo se denomina segunda energía de 
ionización (𝐸𝐼2)
𝐿𝑖(𝑔)
1+ + 7300 Τ𝑘𝐽 𝑚𝑜𝑙 → 𝐿𝑖(𝑔)
2+ + 1𝑒−
Primera energía de ionización (𝐸𝐼1 = + 520KJ/mol)
(𝐸𝐼2)
𝑬𝑰𝟏 < 𝑬𝑰𝟐 < 𝑬𝑰𝟑 < …
La energía de ionización siempre 
aumenta en el siguiente orden
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… La energía de ionización es una medida de que tan fuertemente esta unido un electrón a un átomo. Por 
ello su intensidad esta relacionada directamente a la fuerza con la que el núcleo atrae a los electrones más 
externos de un átomo.
… En general podemos señalar 
que, la energía de ionización 
varia en la TPM de forma inversa 
al atómico (RA).
AUMENTA EI A
U
M
EN
TA
EI
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… Los elementos de baja energía de ionización pierden con facilidad el electrón del 
ultimo nivel, por ello tiene mayor carácter metálico. 
Z
Aumenta
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4. Afinidad electrónica (AE)
…Así como hay elementos que 
tienden a perder electrones, 
también hay elementos que 
tienden a ganarlos y convertirse 
como anión.
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𝑭𝟏− 𝑶𝟐−
… El cambio de energía que se produce cuando un átomo gaseoso en 
su estado basal o fundamental gana un electrón para convertirse en 
un anión de denomina afinidad electrónica.
𝐹(𝑔) + 1𝑒
− → 𝐹(𝑔)
1− + 328 Τ𝑘𝐽 𝑚𝑜𝑙 (𝐴𝐸 = − 328 𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙)
Para muchos elementos químicos, la afinidad electrónica es negativa, 
que nos indica que el proceso es exotérmico (libera energía)
𝐿𝑖(𝑔) + 1𝑒
−→ 𝐿𝑖(𝑔)
1− + 59 Τ𝑘𝐽 𝑚𝑜𝑙
𝑆(𝑔) + 1𝑒
−→ 𝑆(𝑔)
1− +200 Τ𝑘𝐽 𝑚𝑜𝑙
(𝐴𝐸 = −59 𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙)
(𝐴𝐸 = −200 𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙)
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Z
Aumenta
… la tendencia de la afinidad electrónica en la TPM se puede 
registrar del siguiente modo.
AUMENTA AE A
U
M
EN
TA
A
E
… Los elementos de gran energía afinidad electrónica ganan 
con facilidad electrones, por ello tiene mayor carácter no 
metálico. Es el caso de los halógenos (VIIA)
… Si bien la tendencia de la afinidad 
electrónica es muy regular. Hay casos 
particulares donde la afinidad 
electrónica es positiva. Como es el caso 
de los gases nobles y algunos 
elementos del grupo IIA.
𝐵𝑒(𝑔) + 1𝑒
− + 241 Τ𝑘𝐽 𝑚𝑜𝑙 → 𝐵𝑒(𝑔)
1−
(𝐴𝐸 = + 241 𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙)
𝐴𝑟(𝑔) + 1𝑒
− + 35 Τ𝑘𝐽 𝑚𝑜𝑙 → 𝐴𝑟(𝑔)
1−
(𝐴𝐸 = + 35 𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙)
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… Esto nos puede explicar la baja 
actividad química que tienen los 
gases noles.
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5. Electronegatividad (EN)
… Es la fuerza relativa de atracción que 
generan los átomos sobre los electrones 
de enlace químico.
... Los elementos que tienen bajas energías de ionización y afinidad 
electrónica presentan valoresbajos de electronegatividad. Por lo 
que se les denomina electropositivos.
𝐗
𝐗𝐗
𝐗𝐗
𝐗
𝐗
+ 𝜹
− 𝜹
𝐸𝑁 𝐶𝑙 > 𝐸𝑁 (𝐻)
Según la escala de L. Pauling
La electronegatividad de los elementos se expresa 
según la escala de Linus C. Pauling (1932), quien 
demostró que esta propiedad depende en forma 
directa de la energía de enlace.
Elemento F O Cl C H
EN. 4,0 3,5 3,0 2,5 2,1
Z
Aumenta
AUMENTA EN A
U
M
EN
TA
EN
Tendencia general en la TPM de le electronegatividad 
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III. VARIACIÓN GENERAL DE PROPIEDADES PERIÓDICAS EN LA TPM
C U R S O D E Q U Í M I C A
IA
IIA
IIIB IVB VB VIB
VIIA
VIIIA
VIIB
VIIIB
IB IIB
IIIA IVA VA VIA
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
Según el orden de las flechas:
Aumenta:
AE; EI, EN y carácter no 
metálico.
Disminuye:
RA y carácter metálico
w w w . a c a d e m i a c e s a r v a l l e j o . e d u . p e