(4) Tabla Periodica

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TABLA PERIÓDICA
Profesor: Quím. Jorge C. Rojas Ramos
CICLO PREUNIVERSITARIO 2019 - 1
Al término de la sesión, el alumno estará en la capacidad de lo siguiente:
 Reconocer la ley periódica moderna de Henry Moseley, y describir la
tabla periódica en periodos y grupos.
 Ubicar los diversos elementos químicos en la tabla periódica moderna.
 Identificar las principales propiedades periódicas.
Logro
La actual tabla periódica es la consecuencia del trabajo de muchos científicos que han
logrado caracterizar los elementos químicos en sus propiedades y relaciones de
combinación con otros elementos químicos para formar compuestos.
Hasta el año 1800 ya se conocía la existencia de casi el 50 % de los elementos químicos
que conocemos en la actualidad; esto dio lugar a que muchos científicos hicieran
esfuerzos por sistematizar la información acumulada por otros científicos y se obtuviera
como resultado la tabla periódica que hoy conocemos.
A continuación se describe los intentos de clasificación mas importantes que sirvieron
como aporte en la construcción de la tabla periódica.
1. ANTECEDENTES
Dobereiner
(triadas)
1829
Newlands
(octavas)
1864
Mendeleiev
(tabla)
1869 1913
Moseley
(ley periódica moderna)
Modelo atómico
moderno
1. TRIADAS DE DÖBEREINER (1829) 
En 1829, el químico alemán Johann Döbereiner observó la existencia de grupos de tres
elementos químicos. Estos elementos se caracterizaban por tener propiedades físicas y
químicas semejantes o, en algunos casos, mostraban una variación gradual en sus
propiedades. Sobre la base de estas observaciones clasificó los elementos químicos en
grupos de tres, a los que llamó triadas.
Otro aspecto importante de las triadas de Döbereiner es que el peso atómico del
elemento químico central de cada triada era aproximadamente igual a la semisuma de
los pesos atómicos de los otros dos elementos químicos.
Hacia 1850, los químicos habían llegado a identificar a unas veinte triadas. Se descartó
esta forma de agrupar porque se descubrieron nuevos elementos cuyas propiedades no
cumplían con las triadas.
Li Na K
7 23 39
P.A (Na) = = 23,00
7 + 39
2
Primera triada
Peso atómico
Algunas triadas de Döbereiner son las siguientes:
Ca Sr Ba
40 87,6 137
P.A (Sr) = = 88,5
40 + 137
2
Segunda triada
Peso atómico
2. ORDENAMIENTO HELICOIDAL O TORNILLO TELURICO DE
CHANCOURTOIS (1862)
Geólogo francés, propone una clasificación periódica de los
elementos en forma de hélice que llamó CARACOL TELÚRICO. En un
cilindro trazó una hélice con un ángulo de 45o sobre la base y en ella
se fue colocando los elementos en función creciente de sus pesos
atómicos, de tal manera que la línea vertical (generatriz) del cilindro
intercepta a los elementos con propiedades semejantes.
generatriz
Peso 
atómico 
creciente
3. LEY DE OCTAVAS DE JHON NEWLANDS (1864) 
El inglés Jhon Alexander Newlands ordenó los elementos químicos con sus pesos
atómicos crecientes, formó grupos de siete elementos y observó que el octavo tenia
propiedades similares al primero, tal como se repite la octava nota de la escala musical.
A esta clasificación se le llamó ley de octavas. Actualmente, las octavas de Newlands se
pueden observar en la tabla periódica en el segundo y tercer periodo, exceptuando en
ambos casos a los gases nobles.
El aporte de Newlands radica en haber sido el primero en introducir el concepto de
periodicidad de las propiedades de los elementos químicos.
Esta propuesta de Newlands, 
conocida como las octavas, 
solo se cumplió en las dos 
primeras series.
4. TABLA DE LOTHAR MEYER (1869)
El químico alemán Lothar Meyer publicó en 1864 una tabla periódica incompleta, que
amplió en diciembre de 1869 hasta incluir 55 elementos, de los 63 existentes
ordenados en grupos, haciendo hincapié en sus propiedades físicas. Pone de manifiesto
que se obtienen curvas periódicas al representar frente al peso atómico diversas
propiedades tales como volumen atómico (consideró el volumen ocupado por
determinados pesos fijos de los diversos elementos), punto de fusión, punto de
ebullición, volatilidad, maleabilidad, fragilidad y comportamiento electroquímico.
Meyer publicó su trabajo en 1870, mediante gráficas.
I II III IV V VI VII VIII IX
B = 11,00 A l= 27,3 - - -
?In = 
113,4
- Tl = 202,7
C = 11,97 Si = 28 - Sn = 117,8 Pb = 206,4
Ti = 48 Zr = 89,7 -
N = 4,01 P = 30,9 As = 74,9 Sb = 122,1 Bi = 207,5
V = 51,2 Nb = 93,7 Ta = 182,2
O = 15,96 S = 31,98 Se = 78 Te = 128? -
Cr = 52,4 Mo = 95,6 W = 183,5
F = 19,1 Cl = 35,38 Br = 79,75 J = 126,5 -
Mn = 54,8 Ru =103,5
Os = 
198,6?
Fe = 55,9 Rh = 104,1 Ir = 196.7
Co=Ni=58
,6
Pd = 106,2 Pt = 196,7
Li = 7,01 Na = 22,99 K = 39,04 Rb = 85,2 Cs = 132,7 -
Cu = 63,3
Ag = 
107,66
Au = 
196,2
? Be = 9,3 Mg = 23,9 Ca= 63,3 Sr = 87,0 Ba = 136,8 -
Zn = 64,9 Cd = 111,6
Hg = 
199,8
Tabla Periódica de Julius Lothar Meyer, 1869
Lothar Meyer ordenó a los elementos según su peso atómico creciente
5. TABLA DE MENDELEIEV (1869)
Al igual que Meyer, un año antes el Ruso Mendeleiev (marzo, 1869) ya había publicado
su trabajo donde ordenó a los 63 elementos descubiertos secuencialmente de acuerdo
al orden creciente de sus pesos atómicos. Su tabla corta esta dividida en 8 columnas o
grupos, tal que el orden de cada grupo indica la máxima valencia del elemento, para
formar óxidos o hidruros. Así mismo su tabla está conformada por 12 filas o series.
a) Ventajas de su Tabla corta:
 En su tabla dejó espacios vacíos para los
elementos que todavía no se descubrían (44,
68, 72, etc.) prediciendo con exactitud
apreciable las propiedades físicas y químicas
de los mismos, donde Eka: primero o después;
Dvi: segundo
 Los elementos de un mismo grupo coinciden en sus propiedades químicas, como
en la valencia para formar óxidos o hidruros.
 Diseñó la primera tabla de divulgación en la comunidad científica, permitió tener
una visión más general de la clasificación periódica de los elementos al ordenarlos
por grupos y series.
 Corrigió algunos pesos atómicos de los elementos.
b) Desventajas de su Tabla corta:
Son varias, si la comparamos con las características actuales que se manifiestan para
cierto grupo de elementos, así tenemos:
 Los metales y no metales no se encuentran bien diferenciados.
 Se asigna valencia única para cada elemento; actualmente se sabe que algunos
elementos tienen mas de una valencia.
 Ciertos elementos no cumplían el orden creciente del peso atómico, por lo que
Mendeleiev permutó arbitrariamente algunos elementos de un grupo a otro.
La tabla de Mendeleiev se basó principalmente en las propiedades químicas (tipo de
óxido, tipo de hidruro, valencia, etc.) y algunas propiedades físicas. Tras el
descubrimiento del Sc, Ga, Ge entre 1874 y 1885, que demostraron la gran exactitud de
las predicciones de Mendeleiev, su TP fue aceptada por la comunidad científica.
 El hidrógeno no tiene posición definida, además no consideró a los gases nobles en
su primera tabla.
Su segunda tabla,
presentada en 1871
estableció que el principio
más importante era la
valencia y una valencia
cero encajaría claramente
en esa región de la tabla.
El argón pertenecería, por
tanto, a un nuevo grupo
de elementos, los
llamados en su tiempo
gases inertes de valencia
igual a cero.
La tabla se completó años más tarde (1871) con un grupo llamado grupo cero, más
conocido como los gases nobles, que habían sido descubiertos recientemente en el
aire; a pesar que Mendeleiev no quería aceptar el descubrimiento, pues no sabía
dónde colocar dicho grupo dentro de su tabla periódica, luego de pensarlo bien y
analizar el grupo; decidió insertar otro grupo a su tabla periódica, llamado el grupo
cero (por su valencia).
6. TABLA PERIÓDICA ACTUAL (forma larga)
Contiene los 118 elementos químicos conocidos hasta la actualidad; su contribución se
fundamenta en el trabajo realizado por Mendeleiev, Werner, Henry Moseley y Seaborg.
En 1905, el químico suizo Alfred Werner presentó la
tabla periódica
larga, la que actualmente utilizamos con algunas adaptaciones. Fue el
primer sistema periódico con las estructura larga que permite agrupar
los elementos químicos en las familias A y B. La colocación de
elementos químicos dentro de la tabla periódica coincide con sus
respetivas configuraciones electrónicas.
6.1 LEY PERIÓDICA MODERNA DE LOS ELEMENTOS
En 1913, el científico ingles Henry Jeffreys Moseley, luego de realizar
trabajos de investigación con los rayos X generados por diversos
metales (generalmente pesados), descubre la ley natural de los
elementos que establece lo siguiente:
Muchas de las propiedades físicas y químicas de los elementos químicos es una función
periódica de su número atómico (Z); es decir, varían en forma sistemática o periódica
con la carga nuclear.
Henry Moseley en 1913 introdujo el concepto de número
atómico, estableciendo su significado. Determinó la ley
periódica actual al graficar la raíz cuadrada de la
frecuencia de los rayos X de los elementos versus el
número atómico (Z).
Rayos catódicos
Rayos X
Ánodo
Cátodo
El físico estadounidense Glenn Theodore Seaborg tras participar en
el descubrimiento de 10 nuevos elementos, en 1945 sacó 14
elementos de la estructura principal de la T.P proponiendo su
actual ubicación debajo de la serie de los lantánidos, siendo desde
entonces conocidos como actínidos. Con el establecimiento de los
actínidos la tabla alcanzó su aspecto actual.
La nueva disposición permitió predecir las propiedades de muchos elementos químicos.
Seaborg fue merecedor del Premio Nobel de Química de 1951 y en su honor el elemento
106 se denominó seaborgio (Sg).
Actualmente la tabla periódica es un instrumento que nos permite clasificar u
ordenar los diferentes elementos de acuerdo a sus propiedades y sus
configuraciones electrónicas. Según la IUPAC está constituida por 7 filas
horizontales denominadas periodos y 18 columnas verticales denominadas
grupos.
Cabe indicar que tradicionalmente la denominación de los grupos se realizaba
utilizando números en romano, del IA al VIIIA y del IB al VIIIB conformándose
así un total de 16 grupos.
IIIB
IIA IIIA IVA VA VIA VIIA
VIIIAIA
IVB VB VIB VIIB
VIIIB
IB IIB
TABLA PERIÓDICA ACTUAL
(1)
(2) (13) (14) (15) (16) (17)
(18)
(3) (4) (5) (6) (7)
(8) (9) (10)
(11) (12)
Lantánidos
Actínidos 
1
2
3
4
5
6
7
Elementos de transición interna
Elementos de transición
Elementos representativos
Elementos 
representativos
IIIB
ORDENAMIENTO DE LOS ELEMENTOS
Periodos Grupos Bloques
Se ordenan
Horizontalmente En columnas
Se ordenan
poseen
Igual número de 
niveles o capas
Igual número de 
electrones de 
valencia
poseen
en
Propiedades 
físicas y químicas 
diferentes
Propiedades físicas 
diferentes pero 
propiedades químicas
similares
presentan
presentan
en
Se consideran
Distribución electrónica final
para
Elementos 
representativos
Elementos de 
transición
finalizan finalizan
En subniveles
s o p
En subniveles
d o f
son son
Elementos del 
grupo A
Elementos 
del grupo B
S
d
p
f
S
• En el año 2016 se confirmó el descubrimiento de los últimos 4 elementos químicos,
con lo cual la fila 7 de la tabla periódica esta completa.
Elemento 113: nihonio (Nh)
Elemento 115 : moscovio (Mc)
Elemento 117: tenesino (Ts)
Elemento 118: oganeso (Og)
• Todos los elementos de los bloques s (excepto el hidrógeno) d y f son metálicos.
• Los grupos B (entre los que se encuentran los elementos del grupo IIIB) se
caracterizan (a excepción de los grupos IB, IIB) por tener los subniveles d sin
completar (menos de 10 electrones).
• Los lantánidos (y actínidos) son elementos que utilizan los subniveles 4f y 6s. Los
subniveles 4f no están totalmente llenos.
En la tabla periódica moderna los elementos se ordenan en función al número atómico creciente. El
hidrógeno no tiene grupo (no tiene familia), pero por su configuración electrónica (semejante a la
de los alcalinos) se ubica en el grupo IA, recuerde que el hidrógeno es un no metal. Además los
gases nobles son las que tienen todas sus capas llenas.
1. UBICACIÓN DE LOS ELEMENTOS EN LA TABLA PERIÓDICA ACTUAL
1.1 Elementos Representativos (CE ........s, p) → Grupo A
𝒏𝒔𝟐𝒏𝒑𝒙
Periodo: ↑ n
Grupo: (2 + x) A
Ejemplos:
1s2 2s2 2p6 3s2 
Periodo: 3
Grupo: IIA (2) Bloque: s
𝑒−de valencia : 2
1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 Periodo: 3
Grupo: VIIA (17) Bloque: p
𝑒−de valencia : 7
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p4
Periodo: 5
Grupo: VIA (16) Bloque: p
𝑒−de valencia : 6
113Nh: 86𝑅𝑛 7s
2 5f14 6d10 7p1
Periodo: 7
Grupo: IIIA (13) Bloque: p
𝑒−de valencia : 3
114Fl: 86𝑅𝑛 7s
2 5f14 6d10 7p2
Periodo: 7
Grupo: IVA (14) Bloque: p
𝑒−de valencia : 4
Periodo: 7
Grupo: VA (15) Bloque: p
𝑒−de valencia : 5
115Mc: 86𝑅𝑛 7s
2 5f14 6d10 7p3
118Og: 86𝑅𝑛 7s
2 5f14 6d10 7p6
Periodo: 7
Grupo: VIIIA (18) Bloque: p
𝑒−de valencia : 8
1.2 Elementos de Transición (CE ........... d) → Grupo B
𝒏𝒔𝟐 𝒏 − 𝟏 𝒅𝒙
Periodo: ↑ n
Grupo: (2 + x) B
Ejemplos:
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d2 
Periodo: 4
Grupo: IV B (4)
𝑒−de valencia : 4
Bloque: d
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d4
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s1 4d5
Periodo: 5
Grupo: VI B (6)
𝑒−de valencia : 6
Bloque: d
Observación:
𝒏𝒔𝟐 𝒏 − 𝟏 𝒅𝒙
Si 2 + x = 8 , 9, 10 → Grupo VIII B (8), (9), (10)
Si 2 + x = 11 → Grupo I B (11)
Si 2 + x = 12 → Grupo II B (12)
Ejemplos:
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d8
Periodo: 5
Grupo: VIII B (10)
𝑒−de valencia : 10
Bloque: d
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d7
Periodo: 5
Grupo: VIII B (9)
𝑒−de valencia : 9
Bloque: d
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d5 
Periodo: 6
Grupo: VII B (7)
𝑒−de valencia : 7
Bloque: d
41Nb: 1s
2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d3
41Nb: 1s
2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s1 4d4
Periodo: 5
Grupo: V B (5) Bloque: d
𝑒−de valencia : 5
EJEMPLO – 1: MATERIAL DE ESTUDIO CEPREUNI
El wolframio (Z = 74) es un metal gris y frágil en su forma natural. Tienen el más
alto punto de fusión (3410 oC), la menor presión de vapor y la mayor resistencia a
la fracción. No se amalgama con el mercurio a ninguna temperatura, pero se
disuelve en aluminio fundido. Con respecto al elemento wolframio, indique el valor
de verdad de las siguientes proposiciones, según corresponda.
I. El wolframio pertenece al sexto periodo de la tabla.
II. El wolframio pertenece a la familia de los metales de transición interna.
III. El wolframio pertenece al mismo grupo que el molibdeno (Z = 42).
A) VVV B) FVV C) VVF D) VFF E) VFV
Rpta: E
74W = [54Xe] 6s
2 4f14 5d4 
42Mo = [36Kr] 5s
1 4d5 
Periodo: 6 Grupo: VI B (6)
Periodo: 5 Grupo: VI B (6)
74W = 1s
2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d4 
42Mo = 1s
2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d4
EJEMPLO – 2 : MATERIAL DE ESTUDIO CEPREUNI
A principios del 2009, la IUPAC confirmó oficialmente el descubrimiento del
elemento con numero atómico 112 proponiéndose el nombre de copernicio y el
símbolo Cp en honor del científico y astrónomo Nicolás Copérnico. El 19 de febrero
de 2010, la IUPAC hizo oficial el nombre Cp por Cn, ya que este símbolo estaba
antiguamente asociado al cassiopium (cuyo nombre oficial es lutecio) y en química
orgánica ya existe el símbolo Cp para el ciclopentadieno. Indique el grupo de la
tabla periódica al cual pertenece el elemento Copernicio.
A) IIA B) IIIA C) IIB D) IIIB E) VIIIB
Rpta: C
112Cn = [86Rn] 7s
25f146d10 Periodo: 7
Grupo: II B (12)
112Cn = 1s
2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 5f14 6d10
1.3 Elementos de Transición Interna (CE …………f) → Grupo B
“Regla del By Pass”
………𝟔𝒔𝟐𝟒𝒇𝒙 ………𝟔𝒔𝟐𝟒𝒇𝒙−𝟏𝟓𝒅𝟏→
………7𝒔𝟐𝟓𝒇𝒙 ………7𝒔𝟐𝟓𝒇𝒙−𝟏𝟔𝒅𝟏→
Periodo: ↑ n
Grupo: III B
Tenemos:
Lantánidos
→ ....................4f 
Actínidos . → .....................5f 
(periodo 6)
(periodo 7)
Ejemplos:
66Dy = [54Xe] 6s
24f10 → 66Dy = [54Xe] 6s
24f95d1 periodo 6 , IIIB (lantánido)
61Pm = [54Xe] 6s
24f5 → 61Pm = [54Xe] 6s
24f45d1 periodo 6 , IIIB (lantánido)
94Pu = [86Rn] 7s
25f6 → 94Pu = [86Rn] 7s
25f56d1 periodo 7 , IIIB (actínido)
92U = [86Rn] 7s
25f4 → 92U = [86Rn] 7s
25f36d1 periodo 7 , IIIB (actínido)
Obs: El He es una excepción a la regla 2He = 1s
2 periodo 1, VIIIA (18)
EJEMPLO APLICATIVO : EXAMEN DE ADMISIÓN (UNI 2011-II)
La configuración electrónica del 58𝐶𝑒
3+ es:
A) 𝑋𝑒 5𝑠2 B) 𝑋𝑒 6𝑠1 C) 𝑋𝑒 5𝑑1
D) 𝑋𝑒 4𝑓1 E) 𝑋𝑒 5𝑝1
Rpta: D
58Ce = [54Xe] 6s
24f2 → 58Ce = [54Xe] 6s
24f15d1 
58Ce
3+ = [54Xe] 4f
1 
Algunos átomos no se ajustan a la configuración electrónica, según el principio de
Aufbau, como en el caso del cerio (Z = 58), que es un lantánido y cuya configuración
es:
Representa la carga que tendrá un átomo dentro de un compuesto si las fuerzas de
enlace fueran todas del tipo electrostático. Se asigna el 𝐸𝑂 según ciertas reglas. Son
números positivos o negativos.
Para elementos representativos se cumple que:
2. ESTADOS DE OXIDACIÓN (𝑬𝑶)
𝐸𝑂𝑚𝑎𝑥 = número de grupo excepto para el F y O.
𝐸𝑂𝑚𝑖𝑛 = # grupo – 8 excepto para elementos del grupo IA, IIA y IIIA.
3. NOTACIÓN O FÓRMULA DE LEWIS
Es la representación convencional de los electrones de valencia
(electrones que intervienen en los enlaces químicos), mediante el uso de
puntos (∙) o aspas (x) que se colocan alrededor del símbolo del elemento
representativo. Ejemplos:
11Na = 1s
2 2s2 2p6 3s1 < > 
↑
3𝑠
→ Notación Lewis 
8O = 1s
2 2s2 2p4 < > 
↑↓
2𝑠
↑↓
2𝑝𝑥
↑
2𝑝𝑦
↑
2𝑝𝑧
→ Notación Lewis 
Observaciónes: El O tiene 𝐸𝑂𝑚𝑎𝑥 = +2 y 𝐸𝑂𝑚𝑖𝑛 = −2 El F solo tiene 𝐸𝑂 = −1
−4 −3 −2 −1
El H tiene 𝐸𝑂𝑚𝑎𝑥 = +1 y 𝐸𝑂𝑚𝑖𝑛 = −1
O
∙∙ ∙∙∙∙∙
Na
∙
Grupo IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA VIIIA
Notación de 
Lewis
𝐸𝑂𝑚𝑎𝑥
𝐸𝑂𝑚𝑖𝑛
------
------
EJEMPLO – 1 : MATERIAL DE ESTUDIO CEPREUNI
Indique con verdadero (V) o falso (F) según corresponda.
I. El estado de oxidación máximo de un elemento del grupo A es igual al número
de grupo siempre.
II. Los elementos alcalinos tienen estado de oxidación igual a +1 en sus
compuestos.
III. Se cumple que:
𝐸𝑂𝑚𝑖𝑛 = # grupo A − 8
(excepto para los elementos metálicos)
A) VVV B) VFV C) FVV D) FFV E) VVF
Rpta: C
EJEMPLO – 2 : MATERIAL DE ESTUDIO CEPREUNI
Indique con verdadero (V) o falso (F) según corresponda.
I. Los halógenos tiene número de oxidación mínimo −1 en sus compuestos.
II. Para el oxígeno por su ubicación en la tabla periódica, podemos decir que tiene
número de oxidación +6.
III. Los metales alcalino–térreos tiene número de oxidación +1 en sus compuestos.
A) VVV B) VFV C) VFF D) FFV E) VVF
Rpta: C
EJEMPLO – 3 : MATERIAL DE ESTUDIO CEPREUNI
Indique verdadero (V) o falso (F) con respecto a las proposiciones que están
referidos al elemento con la notación de Lewis mostrada.
I. Es un elemento que esta ubicado en el grupo 6 B.
II. Forma ion binegativo generalmente.
III. Para un elemento del periodo 4, su número atómico es 35.
A) FFV B) VVF C) VFF D) FVF E) VVV
Rpta: D
[18Ar] 4s
2 3d10 4p4 = 34E
𝐸𝑂𝑚𝑎𝑥 = +6
Tiene 6 electrones de valencia
𝐸𝑂𝑚𝑖𝑛 = −2
Periodo: 4
Grupo: VIA (16)
Grupo: VIA 
PROPIEDADES PERIÓDICAS ATÓMICAS
Energía de Ionización (𝑬𝑰)
Proceso endotérmico para
generar cationes.
𝑹𝑨 =
𝒅
𝟐
Influye en la variación de
Radio atómico (𝑹𝑨)
Relacionado con el tamaño de los
átomos
Afinidad electrónica (𝑨𝑬)
Proceso exotérmico o
endotérmico para generar
aniones.
Electronegatividad (𝑬𝑵)
Factor influyente en las
uniones químicas.
< > 𝑋𝛿+ − 𝑌𝛿−
𝛿: carga parcial
𝑿(𝒈) + 𝑬𝑰 → 𝑿(𝒈)
+ + 𝒆−
𝒀(𝒈) + 𝒆
− → 𝒀(𝒈)
− + 𝑨𝑬
d = distancia internuclear 
entre dos átomos
Si EN (𝑌) > EN (𝑋)
Según el modelo atómico moderno, es muy difícil definir el radio atómico, porque según
la mecánica ondulatoria, la densidad electrónica en torno al núcleo disminuye
progresivamente sin un limite definido, por lo que no podemos definir estrictamente el
nivel o capa externa, por lo tanto es erróneo definir el radio atómico como la distancia
del núcleo hasta el nivel externo, sin embargo, el radio atómico es muy importante para
explicar muchas propiedades de los elementos como por ejemplo la densidad,
temperatura de fusión, temperatura de ebullición, etc.
1. RADIO ATÓMICO (𝑹𝑨)
En los metales, los átomos están muy juntos,
entonces es adecuado definir el radio atómico
como la mitad de la distancia internuclear de
dos tomos idénticos unidos mediante un
enlace químico.
d
𝑅𝐴 = 
𝑑
2+ +
PROPIEDADES PERIÓDICAS DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS
Son propiedades que presentan los átomos y varían regularmente en la tabla periódica.
En caso de elementos no metálicos diatómicos (H2, Cl2, I2, Br2, etc.), el radio atómico se
llama radio covalente, que es la mitad de la distancia internuclear (longitud de enlace)
de átomos unidos mediante enlace covalente simple.
En general, el radio atómico (o volumen atómico) nos proporciona el tamaño relativo del
átomo.
Se define en forma análoga al radio atómico, pero en átomos ionizados, por lo tanto, nos
proporciona el tamaño relativo de los iones, ejemplo:
En general, para
cualquier elemento:
2. RADIO IÓNICO (𝑹𝑰)
3𝐿𝑖
+
3𝐿𝑖3𝐿𝑖
1−
anión
Átomo neutro catión
𝑅𝐼− > 𝑅𝐴 > 𝑅𝐼+
Para especies atómicas de un elemento, el anión es el que tiene mayor radio (radio
iónico), ejemplo:
Para especies atómicas isoelectrónicas el radio es inversamente proporcional a la carga
nuclear (Z), ejemplo:
Para iones de un mismo átomo y neutro se cumple: 𝑅𝐼 dp # 𝑒−, ejemplos:
26𝐹𝑒
2+ >26𝐹𝑒
3+
9𝐹
1− > 9𝐹
16𝑆
2− > 16𝑆 >16𝑆
2+>16𝑆
4+
7𝑁
3− > 8𝑂
2− > 9𝐹
1−> 11𝑁𝑎
1+> 12𝑀𝑔
2+
Aumenta RA y RI
Variación de radio atómico y radio iónico en la tabla periódica
La tendencia de la propiedad del radio atómico y del radio iónico es: esta propiedad aumenta de derecha a
izquierda en un mismo periodo y de arriba hacia abajo en un mismo grupo.
3. ENERGÍA DE IONIZACIÓN (𝑬𝑰) O POTENCIAL DE IONIZACIÓN (𝑷𝑰)
Es la mínima energía requerida para quitar un electrón del nivel externo de un átomo en
estado gaseoso y transformarse a cationes.
Para un átomo (𝑋) : 𝑿(𝒈) + 𝑬𝑰 → 𝑿(𝒈)
+ + 𝒆−
El proceso es endotérmico 
porque absorbe o gana energía.
Generalmente se expresa en kJ/mol, esto es, la cantidad de energía en kJ que se necesita
para quitar un mol de electrones de un mol de átomos en estado gaseoso.
• La ionización de los átomos, no siempre debe ser progresivo; es decir es posible
quitar simultáneamente más de un electrón.
• Los no metales tienen mayores valores de energía de ionización que los metales.
• Los gases nobles poseen los más altos valores de energía de ionización.
• El elemento de más alta energía de ionización (más difícil de quitar el electrón) es el
helio.
• La magnitud de dicha energía es una medida de cuan fuertemente un electrón se
encuentra atraído al núcleo.
Características:
• Un átomo puede tener tantas 𝐸𝐼 como electrones posea.
Para átomos polielectrónicos, se considera la primera energía de ionización (𝐸𝐼1),
segunda energía de ionización (𝐸𝐼2), tercera energía de ionización (𝐸𝐼3), etc, para quitar
un primer, un segundo, un tercer electrón, etc., respectivamente. Ejemplo:
Después que un electrón se hay retirado de un átomo neutro, la fuerza de atracción
nuclear sobre los electrones que quedan aumenta porque la carga nuclear permanece
constante y el número de electrones disminuye, entonces se necesita mayor energía
para sacar otro electrón del catión, cuanto mayor es la carga del catión, mayor será la
energía de ionización; por lo que se cumple:
𝐸𝐼1 < 𝐸𝐼2 < 𝐸𝐼3 < 𝐸𝐼4 < 𝐸𝐼5 <………………..
Variación general de energía de ionización en la tabla periódica
Generalmente:
• En un periodo,
la energía de ionización (EI) es directamente proporcional al número
atómico o carga nuclear (Z).
• En un grupo, la energía de ionización (EI) es inversamente proporcional al numero
atómico (Z). También observamos que los metales tiene bajos valores de energía de
ionización, es decir, son fáciles de ionizarse para convertirse en cationes.
Aumenta la energía de ionización
Casos de excepción: 𝐸𝐼 (IIA) > 𝐸𝐼 (IIIA)
En el mismo periodo 
𝐸𝐼 (VA) > 𝐸𝐼 (VIA)
Los átomos neutros o ionizados, que poseen todos sus orbitales llenos o desapareados
en el subnivel de mayor energía relativa, poseen una estabilidad adicional; ósea, mayor
estabilidad.
4. AFINIDAD ELECTRÓNICA (𝑨𝑬) O ELECTROAFINIDAD
Es la energía emitida (generalmente) o energía absorbida (casos especiales) cuando una
especie química gana un electrón en estado gaseoso. Esta energía está relacionada
directamente con la capacidad del átomo para aceptar uno o más electrones.
Caso General: 𝒀(𝒈) + 𝒆− → 𝒀(𝒈)
𝟏− + 𝑨𝑬 proceso exotérmico 𝐴𝐸 = (−)
Ejemplos:
𝐹(𝑔) + e
− → 𝐹(𝑔)
1− + 333 kJ/mol ; 𝐴𝐸 = − 333 kJ/mol
𝐶𝑙(𝑔) + e
− → 𝐶𝑙(𝑔)
1− + 348 kJ/mol ; 𝐴𝐸 = − 348 kJ/mol
Observamos que la afinidad electrónica (en valor numérico) del cloro es mayor que la
del flúor; esto se debe a que el cloro tiene menor densidad electrónica en el nivel más
externo, por lo que el electrón que se añade ingresa con más facilidad, liberándose
mayor energía.
𝑆(𝑔) + e
− → 𝑆(𝑔)
1− + 200 kJ/mol ; 𝐴𝐸 = − 200 kJ/mol
Tanto la afinidad electrónica (AE) como la energía de ionización (EI) se especifican en
estado gaseoso porque no hay influencia de los átomos vecinos y no existen fuerzas
intermoleculares.
Cuando mayor es la energía liberada (más negativa es la afinidad electrónica), el anión
formado es más estable.
Caso Especial 𝒀(𝒈) + 𝒆− + 𝑨𝑬 → 𝒀(𝒈)
𝟏− proceso endotérmico 𝐴𝐸 = (+)
pertenece al grupo IIA, VIIIA o es un anión
𝐵𝑒(𝑔) + e
− + 241 kJ/mol → 𝐵𝑒(𝑔)
1− ; 𝐴𝐸 = +241 kJ/mol
Ejemplos: 
𝑀𝑔(𝑔) + e
− + 230 kJ/mol → 𝑀𝑔(𝑔)
1− ; 𝐴𝐸 = +230 kJ/mol
𝐶𝑎(𝑔) + e
− + 154 kJ/mol → 𝐶𝑎(𝑔)
1− ; 𝐴𝐸 = +154 kJ/mol
𝑁𝑒(𝑔) + e
− + 29 kJ/mol → 𝑁𝑒(𝑔)
1− ; 𝐴𝐸 = +29 kJ/mol
𝑋𝑒(𝑔) + e
− + 40 kJ/mol → 𝑋𝑒(𝑔)
1− ; 𝐴𝐸 = +40 kJ/mol
En la práctica, es difícil medir la afinidad electrónica de los elementos, razón por la
cual se han hallado la “AE” de pocos elementos; la mayoría son valores estimados
teóricamente.
Para el anión
𝑂1−(𝑔) + 870 kJ/mol → 𝑂(𝑔)
2− ; 𝐴𝐸2 = +870 kJ/mol
Variación general de afinidad electrónica en la tabla periódica
Generalmente:
• En un periodo, la afinidad electrónica aumenta conforme se incrementa la carga
nuclear y se disminuye el radio atómico.
• En un grupo, la afinidad electrónica aumenta al disminuir la carga nuclear y el radio
atómico.
Aumenta la afinidad electrónica
Los gases nobles tienen baja AE (son valores estimados), este bajo valor se debe a que
estos elementos tienen los subniveles externos “s” y “p” llenos, no tienen tendencia a
aceptar electrones.
También observamos que los metales tienen bajo valor de afinidad electrónica; y los no
metales tienen alto. El máximo valor de afinidad electrónica lo presenta el cloro.
5. ELECTRONEGATIVIDAD (𝑬𝑵)
Es la fuerza relativa de un átomo para atraer hacia si los electrones
cuando forma un enlace químico dentro de una molécula.
La 𝐸𝑁 se puede calcular de manera indirecta a partir de otras
propiedades de los elementos. Linus Pauling realizó tales cálculos
para un gran número de elemento químicos que en la actualidad
se conoce como la escala de Pauling.
Los elementos que tienen grandes energías de ionización y grandes afinidades
electrónicas presentan valores altos de electronegatividad, por lo tanto son de alto
carácter no metálico.
Los elementos que tienen pequeñas energías de ionización y pequeñas afinidades
electrónicas presentan valores bajos de electronegatividad, por lo tanto son de alto
carácter metálico o electropositivos.
La electronegatividad tiene mucha utilidad para describir cualitativamente el tipo de
enlace químico entre los átomos. Ejemplo: para el enlace HCl
Par enlazante (P.E)
P.E atraída con más 
fuerza por el cloro
𝐸𝑁. (Cl) > 𝐸𝑁. (H)
Variación general de la electronegatividad en la tabla periódica
Generalmente:
• En un periodo, la electronegatividad aumenta conforme se incrementa la carga
nuclear (Z) .
• En un grupo, la electronegatividad aumenta al disminuir la carga nuclear.
Aumenta la electronegatividad
Además observamos que los metales tienen bajo valor de electronegatividad, los
mínimos valores le corresponden al Cs y Fr; los no metales tienen alto valor de
electronegatividad; el más electronegativo es el flúor.
La variación de electronegatividad de los elementos de transición no son tan
regulares; pero en general, son similares al de los elementos representativos.
Carácter metálico
(aumenta)
Carácter metálico
(aumenta)
Carácter no metálico
(aumenta)
Carácter no metálico
(aumenta)
Reductores más fuertes
oxidantes más fuertes
6. CARÁCTER METÁLICO (CM) Y CARÁCTER NO METÁLICO (CNM)
El carácter metálico llamado también electropositividad es la tendencia que tienen los
elementos químicos para ceder sus electrones (oxidación), siendo los elementos de
mayor carácter metálico los del grupo IA y IIA.
Por el contrario, el carácter no metálico esta relacionado con la capacidad que tienen
los elementos químicos para ganar electrones (reducción). Los elementos de mayor
carácter no metálico son de los grupos VIA y VIIA.
En cuanto al CM y CNM, se excluyen a los gases nobles porque ellos no reaccionan en las
condiciones ordinarias. Los únicos gases nobles que reaccionan para formar compuestos
a ciertas condiciones y con reactivos muy especiales son el xenón y Kriptón.
TENDENCIAS DE VARIACIÓN DE LAS PROPIEDADES PERIÓDICAS DE LOS ELEMNTOS
𝐸𝑁, 𝐸𝐼, 𝐴𝐸, 𝐶𝑁𝑀
𝐸𝑁, 𝐸𝐼, 𝐴𝐸, 𝐶𝑁𝑀
Reactividad del 
grupo VIA, VIIA y 
fuerza oxidante
𝑅𝐴, 𝑅𝐼, 𝑉𝐴, 𝐶𝑀
𝑅𝐴, 𝑅𝐼, 𝑉𝐴, 𝐶𝑀
Reactividad del 
grupo IA, IIA y 
fuerza reductora
Observación:
• En la escala de Linus Pauling los gases nobles no tienen electronegatividad.
• Los gases nobles no tienen carácter metálico ni radio iónico.
• La tendencia de variación del radio iónico que se indica es para cationes.
• El máximo valor de afinidad electrónica lo presenta el cloro.
• El proceso por el que átomo neutro gana un electrón (𝐴𝐸) no es el inverso del
proceso de ionización (𝐸𝐼). Los elementos con 𝐴𝐸 muy negativas ganan fácilmente
electrones para formar iones negativos (aniones).
EJEMPLO APLICATIVO – 1
Las aplicaciones más importantes del selenio (34Se) son: en el proceso de
fotocopiado, la decoloración de vidrios, teñidos por compuestos de hierro y también
se usa como pigmento en plásticos, pinturas, barnices, cerámica y tintes. marque la
secuencia de verdadero (V) o falso (F) sobre las propiedades periódicas del selenio.
I. Su radio atómico es menor que el del azufre (16S).
II. Tiene mayor electronegatividad que el galio (31Ga)
III. Tiene mayor energía de ionización que el calcio (20Ca).
IV. Tiene menor afinidad electrónica que el zinc (30Zn)
A) FVVF B) VFVV C) FFVF D) VVFV E) FFFF
Rpta: A
2
10
18
36
54
86
Se
S
GaZnCa
𝐸𝑁, 𝐸𝐼, 𝐴𝐸, 𝐶𝑁𝑀
𝐸𝑁, 𝐸𝐼, 𝐴𝐸, 𝐶𝑁𝑀
𝑅𝐴, 𝑅𝐼, 𝑉𝐴, 𝐶𝑀
𝑅
𝐴
,𝑅
𝐼,
𝑉
𝐴
,𝐶
𝑀
(F)
(V)
(V)
(F)
EJEMPLO APLICATIVO – 2
El agua potable es una mezcla que contiene sales minerales se sodio y calcio
principalmente, pero también encontramos otras sustancias que son contaminantes
caso del arsénico, cadmio, así como también compuestos de nitrógeno como nitratos
y nitritos. Con respecto a las propiedades periódicas de los elementos mencionados
marque la secuencia de verdadero (V) o falso (F) sobre las propiedades periódicas
del selenio.
I. El 11Na posee una mayor electronegatividad que el 7N.
II. El 33As tiene mayor carácter metálico que el 48Cd.
III. El 24Cr posee mayor afinidad electrónica que el 20Ca.
IV. El 33As presenta mayor energía de
ionización que el 20Ca.
A) VFVV B) VVVV C) VFFF D) FFVV E) VVFF
Rpta: D
I. El 11Na posee una mayor electronegatividad que el 7N.
II. El 33As tiene mayor carácter metálico que el 48Cd.
III. El 24Cr posee mayor afinidad electrónica que el 20Ca.
IV. El 33As presenta mayor energía de ionización que el 20Ca.
2
10
18
36
54
86
Cd
N
AsCr
Na
𝐸𝑁, 𝐸𝐼, 𝐴𝐸, 𝐶𝑁𝑀
𝐸𝑁, 𝐸𝐼, 𝐴𝐸, 𝐶𝑁𝑀
𝑅𝐴, 𝑅𝐼, 𝑉𝐴, 𝐶𝑀
𝑅
𝐴
,𝑅
𝐼,
𝑉
𝐴
,𝐶
𝑀
Ca
(F)
(F)
(V)
(V)
Rpta: D
EJEMPLO APLICATIVO – 3 (EXAMEN DE ADMISIÓN UNI 2018 – II)
Al ordenar los elementos en la tabla periódica, se simplifica el problema de
comprender la diversidad de los comportamientos químicos. Se pueden hacer
afirmaciones generales acerca de su naturaleza química. Al respecto, indique cuáles de
las siguientes proposiciones son verdaderas:
I. La electronegatividad del 17Cl, es mayor que la del 35Br.
II. El 3Li tiene menor afinidad electrónica que la del 11Na.
III. El radio iónico del 27Co
2+ es mayor que el del 27Co
3+.
A) Solo I B) Solo II C) Solo III D) I y III E) II y III
I. Verdadero: para 2 elementos que se encuentran en el mismo grupo, la
electronegatividad aumenta de abajo hacia arriba. El Cl y Br son del
grupo VIIA.
II. Falsa: la afinidad electrónica aumenta de abajo hacia arriba en un
grupo. El Li y Na son metales alcalinos del grupo IA.
III. Verdadero: para cationes del mismo elemento, presentará menor radio iónico
aquel que haya perdido mas electrones (mayor carga), debido a la disminución de
la zona extranuclear, porque la carga nuclear efectiva es mayor.
PROPIEDADES FÍSICAS DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS
Metales No metales Semimetales
Son sólidos en condiciones
ambientales, excepto el
mercurio, que es líquido.
En condiciones ambientales
algunos son sólidos, solo hay
un líquido (el bromo), y los
restantes son gaseosos.
- Sólidos: C, P, I2, S, …..
- Gases: He, N2, H2,…..
Su coloración es variada; así
tenemos al azufre de color
amarillo verdoso, el oxígeno
incoloro, el bromo rojizo,
etc.
Son buenos conductores del
calor y de la corriente
eléctrica (la Ag es el mejor
conductor).
Son malos conductores del
calor y de la corriente
eléctrica. Un caso
excepcional es el carbono,
que bajo la forma de grafito,
resulta muy buen conductor
eléctrico.
Son dúctiles y maleables,
siendo el oro el metal mas
dúctil y maleable.
Son elementos que poseen
propiedades intermedias
ente los metales y no
metales.
Se resalta en ellos su uso
como semiconductores, es
decir, pueden conducir la
corriente eléctrica mejor
que los no metales, pero
sin igualar a los metales.
Poseen muy baja
conductividad eléctrica; sin
embargo, a temperaturas
relativamente altas si son
buenos conductores
eléctricos.
Son 8 los elementos
semimetálicos: B, Si, Ge,
As, Sb, Te y Po
Sus temperaturas de fusión
son variables; por ejemplo, la
temperatura de fusión del
mercurio es -38oC (mín.) y del
wolframio, 3410 oC. (max.)
Presentan brillo metálico
(color plateado), excepto el
cobre que es rojizo y el oro
que es amarillo dorado.
PROPIEDADES FÍSICAS Y QUÍMICAS DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS
Metales No metales Semimetales
Algunos son blandos (como
el litio, sodio, etc) y otros de
alta dureza (como el hierro,
titanio)
En su mayoría son blandos,
excepto el carbono en su
forma de diamante que es el
material de mayor dureza.
Sus densidades son variables,
algunas son bajas y otras muy
altas (el osmio tiene la
densidad mas alta mientras
que el litio la más baja).
Poseen bajas temperaturas
de fusión.
Llamados también
metaloides, son muy útiles
para la fabricación de
dispositivos electrónicos
como chips y transistores
(componentes de radio,
TV, computadoras, etc.).
El metaloide mas usado
para este fin es el silicio,
que se encuentra en el
cuarzo o sílice (SiO2). Este
componente es muy
abúndate en la naturaleza
porque forma parte de la
mayoría de las rocas y
arena.
Al combinarse con los átomos
de otros elementos, tienden a
ceder sus electrones (se
oxidan) a diferencia de los no
metales que tienen tendencia
a ganar electrones (se
reducen).
Los gases nobles, en
general, no reaccionan con
casi ningún otro elemento.
El He, el Ne y el Ar no
reaccionan con ningún otro
elemento, pero el Kr y el Xe
en altas condiciones de
presión y temperatura
reaccionan con el oxígeno o
con el flúor para formar
algunos compuestos como
XeF4; XeF6; XeO2F4; KrF4; etc.
Preguntas Aplicativas
De acuerdo con la ley dada por Moseley, en la tabla periódica los elementos se
encuentran ordenados en filas y columnas según su número atómico (Z). Al respecto
determine la secuencia correcta de verdadero (V) o falso (F)
I. El número romano de los grupos representativos coincide con el número de
electrones en el nivel de valencia.
II. El número del periodo coincide con el número cuántico más alto del nivel de
valencia.
III. En la actualidad se consideran 18 grupos que se identifican con números
arábigos.
A) VVF B) VFV C) FVF D) VVV E) FFF
PREGUNTA – 1 
I. VERDADERO. El número romano de los grupos representativos coincide con el
número de electrones en el nivel de valencia, así por ejemplo los grupos IA, IIA,
IIIA tienen 1, 2 y 3 electrones en el nivel de valencia, respectivamente.
II. VERDADERO. El número del periodo coincide con el número cuántico más alto
del nivel de valencia, así por ejemplo un elemento cuya configuración termina en
3s estará en el periodo 3
III. VERDADERO. En la actualidad la IUPAC recomienda enumerar los grupos con
números arábigos desde el 1 hasta el 18
Rpta.: D 
El germanio (Z = 32) es un semimetal que pertenece a la familia del carbono. Es un
material importante en la electrónica, ya que se utiliza en la fabricación de transistores
y de amplificadores de guitarras eléctricas. Al respecto, determine en qué periodo y
grupo se encuentra este elemento.
A) 4, IVB (4) B) 4, IVA (14) C) 3, IVA (14)
D) 3, IVB (4) E) 3, IVB (14)
PREGUNTA – 2 
Rpta.: B 
El manganeso es un elemento utilizado como aditivo en algunos aceros y también es
importante en el metabolismo de los mamíferos ya que permite convertir los
residuos nitrogenados del organismo en urea, la cual es eliminada en la orina. Este
elemento se encuentra en el cuarto periodo y grupo VIIB (7). Al respecto, determine
la configuración electrónica del elemento y el número de orbitales semillenos que
posee.
A) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d5 , 5
B) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d5 , 5
C) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d7 , 5
D) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d5 , 7
E) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d6 , 7
PREGUNTA – 3 
El elemento metálico está en el cuarto periodo y grupo VIIB, la representación
general de su nivel de valencia es ns2(n-1)d5 específicamente 4s2 3d5. Luego su
configuración electrónica es:
Rpta.: A 
El cromo se encuentra en el 4to periodo y grupo VI B, en su forma iónica (3+) se
considera esencial en el organismo y se le relaciona con el metabolismo de los lípidos
y carbohidratos. Mientras que en su forma iónica (6+) es considerado cancerígeno.
Con respecto a cada uno de estos iones determine, respectivamente, el último
término de su configuración electrónica.
A) 3d2 y 3d1 B) 3d1 y 3p6 C) 3d3 y 4s1
D) 3d4 y 3p6 E) 3d3 y 3p6
PREGUNTA – 4 
Rpta.: E 
La notación de Lewis representa los electrones de valencia y se aplica comúnmente
para los elementos representativos, aunque en algunos casos también puede ser
utilizada en los elementos de transición. Indique la notación de Lewis para el
elemento que se encuentra en el 4to periodo y grupo III A.
PREGUNTA – 5 
El elemento metálico está en el cuarto periodo y grupo III A, la representación
general de su nivel de valencia es ns2 np1 específicamente 4s2 4p1. Por lo que
presenta 3 e- en su nivel de valencia y su notación de Lewis será
Rpta.: A 
En la tabla periódica algunos grupos tienen nombres propios, por ejemplo: alcalinos,
carbonoides, del oxígeno o anfígenos, halógenos, etc, a los que llamamos familia de
elementos. Indique la secuencia que relaciona correctamente elemento – familia
a) 5B ( ) térreos
b) 12Mg ( ) anfígenos
c) 34Se ( ) metal alcalino
térreo
d) 35Br ( ) halógeno
A) abcd B) acbd C) dcba D) bcad E) adbc
PREGUNTA – 6 
Rpta.: B 
PREGUNTA – 7 : MATERIA DE ESTUDIO CEPREUNI
Indique verdadero (V) o falso (F) según corresponda.
I. Mendeleiev predijo las propiedades físicas y químicas de algunos elementos
que en ese entonces aun no habían sido descubiertos.
II. Moseley enuncio la ley periódica actual “las propiedades de los elementos
químicos son una función periódica de sus números atómicos o cargas
nucleares”.
III. Tanto Mendeleiev como Meyer ordenaron los elementos de acuerdo a sus
radios atómicos.
IV. Meyer dió prioridad a las propiedades químicas mientras que Mendeleiev lo
hizo con las propiedades físicas.
A) VVFV B) VVFF C) VFVF D) FFVV E) FFVF
Rpta: B
PREGUNTA – 8: MATERIA DE ESTUDIO CEPREUNI
Considerando la tabla periódica actual responda que proposiciones son correctas.
I. Los elementos químicos son en total 118 y el último elemento con Z = 118 es
un gas noble.
II. En el mes de noviembre del 2016 la IUPAC incluyó en la TP los cuatro últimos
elementos que faltaban: Z = 113, 115, 117 y 118.
III. Los símbolos de los últimos cuatro elementos son : Nh, Mc, Ts, Og.
A) VVV B) VFV C) FVF D) FFV E) FFF
Rpta: A
PREGUNTA - 9 (Examen de Admisión UNI 2017-II)
Dados los siguientes elementos químicos:
Indique cuantos elementos químicos son metales.
A) 1 B) 2 C) 3 D) 4 E) 5
Rpta: C
PREGUNTA - 10 (Examen de Admisión UNI 2015-II)
La tabla periódica es un esquema gráfico que ordena a los elementos y nos permite
predecir algunas regularidades. Al respecto ordene los elementos de números
atómicos 8, 11, 15 y 19 según sus radios atómicos crecientes.
A) 8, 15, 11, 19
B) 8, 15, 19, 11
C) 19, 15, 11, 8
D) 8, 11, 19, 15
E) 19, 8, 11, 15
Rpta: A
PREGUNTA - 11 (Examen de Admisión UNI 2017-I)
Dados los siguientes procesos
𝐸1 = −349 𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙
Indique la proposición correcta:
A) La primera energía de ionización del cloro corresponde a un proceso exotérmico.
B) La segunda energía de ionización del cloro es menor que la primera.
C) Es mas fácil que el cloro pierda electrones que los gane.
D) La primera afinidad electrónica del cloro corresponde a un fenómeno endotérmico.
E) El ion 𝐶𝑙(𝑔)
− es más estable que el átomo de 𝐶𝑙(𝑔)
𝐸2 = +1251 𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙
Rpta: E
PREGUNTA - 12 (Examen de Admisión UNI 2016-II)
Respecto al tamaño de las especies químicas. ¿Cuáles de las siguientes proposiciones
son correctas?
I. El radio del 𝐹𝑒2+ es más grande que el radio del 𝐹𝑒3+
II. El ion 𝐻−es más grande que el átomo de hidrógeno.
III. El ion 𝑃3−es más grande que el 𝑁3−
Números atómicos:
H = 1; He = 2; N = 7; P = 15; Fe = 26
A) Solo I B) solo III C) solo III D) I y III E) I, II y III
Rpta: E
PREGUNTA - 13 (Segunda Prueba calificada CEPREUNI 2017-I)
PREGUNTA - 14 (Segunda Prueba calificada CEPREUNI 2017-II)
PREGUNTA - 15 (Segunda Prueba calificada CEPREUNI 2016-I)
PREGUNTA - 16 (Primer examen parcial CEPREUNI 2016-I)
PREGUNTA - 17 (Segunda prueba calificada CEPREUNI 2016-I)
Corrección
Rpta: C 
PREGUNTA - 18 (Segunda prueba calificada CEPREUNI 2015-I)
PREGUNTA - 19 (Primer examen parcial CEPREUNI 2015-I)
PREGUNTA - 20 (Segunda prueba calificada CEPREUNI 2015-II)
PREGUNTA - 21 (Segunda prueba calificada CEPREUNI 2014-II)
PREGUNTA - 22 (Segunda prueba calificada CEPREUNI 2018-I)
𝑉𝐻𝐶𝑙 = A. (d-x)
d
𝑉𝑁𝐻3= A. x
x
Bibliografía
 Brown, T. y Eugene L. (2009). química, la ciencia central. México: Pearson
Educación, 10(1).
 Chang, R. y Williams, C. (2003). química. Decima edición. México:
McGraw-Hill interamericana Editores.
 Petrucci, R y Harwood, S. (2003). química general. Prentice Hall. Decima
edición. México, 6(1).
 Withen, K. y Davis, R. (1998). química general. Editorial Mc Graw-Hill
interamericana. Madrid, 12(1).
Muchas gracias