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Apuntes Química. IES La Laguna. Manuel J Ruiz Mazo.
TEMA 7: SISTEMA PERIÓDICO.
Dimitri I. Mendeleiev.
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Apuntes Química. IES La Laguna. Manuel J Ruiz Mazo.
7.1 ¿Qué es un elemento químico?
Esta pregunta, que hoy está contestada de forma clara, no tenía una respuesta evidente en la antigüedad.
Ya los filósofos griegos especulaban con la idea de que la materia, que es muy diversa y de la que conocemos infinidad
de sustancias diferentes, estaba constituida en realidad por unas cuantas sustancias elementales que al combinarse daban
las demás.
Algunos filósofos pensaban que la materia básica o elemental era el agua, otros que el fuego, algunos hablaban de una
sustancia especial llamada apéiron... En la época de Aristóteles se pensaba que la materia estaba hecha de cinco
elementos: tierra, aire, agua, fuego y una quintaesencia. Los cuatro primeros formaban combinándose todos los
materiales que existían en la Tierra, el quinto elemento formaba los astros y no existía en la Tierra. Este modelo
explicaba las transformaciones químicas, desde luego podíamos pensar que si quitábamos algo de tierra al plomo y en
su lugar añadíamos agua lo podríamos convertir en mercurio. Mejor aún, quitando tierra del plomo y añadiendo fuego
lo podíamos convertir en oro. Los alquimistas pasaron siglos tratando de fabricar oro a partir de otros metales más
baratos basándose en el modelo de los cuatro elementos.
En los inicios de la Química los químicos aprendieron a descomponer sustancias. Por ejemplo, sabían que al calentar el
óxido de mercurio se desprendía un gas y se formaban gotas de mercurio, estaba claro que el óxido de mercurio era un
compuesto formado por dos sustancias, como el mercurio no podía descomponerse en sustancias más simples se podía
considerar como un elemento químico.
La primera definición moderna de elemento químico era la siguiente: 
"Un elemento es una sustancia que no puede descomponerse en otras más simples"
Claro que esta definición tiene un defecto: una sustancia que consideramos un elemento porque no sabemos
descomponerla puede dejar de serlo en el futuro si descubrimos un modo de hacer su descomposición.
Por ejemplo: durante mucho tiempo se consideró que el agua era un elemento químico, cuando se descubrió la técnica
de la electrólisis se vio que el agua podía ser descompuesta en hidrógeno y oxígeno, con lo que dejó de considerarse un
elemento y se vio que era un compuesto.
A mediados del S. XIX se conocían 63 elementos químicos seguros, más o menos la mitad de los que conocemos hoy:
Aluminio Cadmio Erbio Lantano Oro Rubidio Titanio
Antimonio Calcio Estaño Litio Osmio Rutenio Torio
Arsénico Carbono Estroncio Magnesio Oxígeno Selenio Uranio
Azufre Cerio Fósforo Manganeso Paladio Silicio Vanadio
Bario Cesio Helio Mercurio Plata Sodio Wolframio
Berilio Cloro Hidrógeno Molibdeno Platino Talio Yodo
Bismuto Cobalto Hierro Niobio Plomo Tántalo Ytrio
Boro Cobre Indio Níquel Potasio Telurio Zinc
Bromo Cromo Iridio Nitrógeno Rodio Terbio Zirconio
Usted, que es un lector sagaz ya habrá advertido que la tabla que le he ofrecido tiene un orden: los elementos están
ordenados alfabéticamente. Es que los de ciencias tenemos la manía de ordenar las cosas, nos gusta que haya un orden
subyacente. Pues bien, muchos químicos se plantearon este problema: ¿Hay un orden natural en los elementos
químicos?.
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7.2 Poniendo orden: las tríadas el cilindro y las octavas.
Una de las formas más evidentes de ordenar los elementos químicos conocidos, aparte del orden alfabético, era la masa
atómica. Estaba claro que el átomo más ligero era el hidrógeno (1 uma), y el más pesado el uranio (238 uma), entre
ambos se podían colocar los demás en función de su masa: H, He, Li...
En 1829 el químico alemán Döbereiner hizo un descubrimiento interesante: había algunos tríos de elementos químicos
que se parecían entre sí. A esos tríos les llamó tríadas. Por ejemplo, si nos fijamos en:
Cl (35,5 uma) - Br (80 uma) - I (127 uma)
Estos tres elementos químicos tienen propiedades químicas muy similares: tienen los mismos estados de oxidación,
todos son fuertemente oxidantes, sus óxidos producen ácidos oxácidos de características similares...Encima, sus masas
atómicas varían aproximadamente de 45 en 45 y por si fuera poco la media de las masas de los extremos nos da la masa
del elemento central.
Döbereiner identificó dos tríadas similares, no era suficiente para clasificar todos los elementos químicos conocidos,
sólo nueve se organizaban en tríadas.
En 1862 Chancourtois creó una clasificación
tridimensional de los elementos químicos. Construyó
un cilindro de papel y fue escribiendo los símbolos de
los elementos de menor a mayor masa atómica.
Curiosamente se las ingenió para que en la espiral los
elementos que quedaban en una línea vertical en la
superficie del cilindro tenían propiedades químicas
parecidas (números de oxidación, carácter oxidante o
reductor, reacciones químicas en las que participaban).
Esta clasificación, sin embargo, no tuvo mucho éxito,
pues era muy compleja y costaba representarla en un
papel, en dos dimensiones.
En 1864 Newlands (que además de químico era músico, cosa que es importante como verá) descubrió que si colocaba
los elementos químicos en grupos de siete (como las octavas de las notas musicales do - re - mi - fa - sol - la - si) y los
escribía así:
En orden creciente de masa atómica, en vertical quedaban alineados elementos químicos de propiedades similares. Pero
esta ordenación fallaba en elementos químicos pesados.
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7.3 Entra de Mendeleiev y revoluciona la Química.
A principios de la década de los 60 del siglo XIX los químicos estaban convencidos de que existía algún orden en los
elementos químicos, de que ese orden tenía que ver con su masa atómica y con sus propiedades químicas, pero no lo
encontraban.
El químico ruso Dimitri Ivanovich Mendeleiev41 fue capaz de ordenar las investigaciones anteriores y llevarlas mucho
más allá, creando su famosísima tabla periódica.
Mendeleiev empezó a ordenar los elementos en orden creciente de masa atómica, como habían hecho otros antes que él.
Los elementos iban creciendo en masa en renglones horizontales, ahora bien, procuraba que en líneas verticales fueran
quedando elementos de propiedades parecidas, de este modo se iba creando una tabla en dos dimensiones, con
columnas y filas.
Hasta ahí el intento era parecido al que siete años antes había hecho Newlands, pero Mendeleiev introdujo dos cosas
nuevas y que resultaron ser la clave:
1. Al ordenar algunos elementos se dio cuenta de que quedaban en columnas que no les correspondían por
propiedades. Eso le pasó por ejemplo con el Indio y el Cadmio. Según el orden de masas atómicas el indio
tenía que ir antes y el cadmio después, pero haciendo eso quedaban en columnas disparejas. Por ejemplo, el
indio quedaba en la columna del Zinc, al que no se parece. Mendeleiev dijo que sin duda las masas atómicas de
Indio y Cadmio estaban mal medidas y que el orden tenía que ser al revés42, de modo que los puso al contrario
de lo que indicaban sus masas atómicas, así, como se lo estoy contando, vaya. Años después se descubrió que
Mendeleiev tenía razón y que las masas atómicas estaban mal, de hecho hoy sabemos, tras medidas más
exactas, que el Indio es más pesado que el Cadmio tal como Mendeleiev predijo..
2. En la época de Mendeleiev, después del Zinc el elemento más pesado era el Arsénico, y le correspondía ir a
continuación en la tabla, pero de nuevo haciéndolo así quedaba en una columna dispareja, pues se colocaba
debajo del Aluminio, con el que no tenía ningún parecido. Sin cortarse un pelo Mendeleiev se llevó al
Arsénico a la columna del Fósforo y dejó dos huecos en la tabla. Afirmó que en esos huecos había que colocar
dos elementos químicos que todavía nose habían descubierto43: uno debajo del Aluminio y otro debajo del
Silicio. No sólo eso, también predijo las propiedades de los elementos que faltaban. Por ejemplo, en el hueco
bajo el silicio tenía que ir un elemento de masa atómica 72, densidad 5,50 g/cc, con estado de oxidación
habitual 4 y que daría en contacto con el aire un óxido de color blanco. Diecisiete años después se descubre el
Germanio, y se ve que tiene una masa atómica de 72, una densidad de 5,47 g/cc, con estado de oxidación
habitual 4 y que producía un óxido de color blanco. No fue éste el único caso en que Mendeleiev hizo
predicciones exactas de propiedades de elementos que se descubrirían muchos años después.
Las predicciones de Mendeleiev y la utilidad de la tabla para indicar propiedades de los elementos hicieron que
triunfara en todo el mundo y desde entonces es una de las herramientas más importantes para los químicos.44
En 1913, seis años tras la muerte de Mendeleiev, el británico Henry Moseley descubre los números atómicos, es decir,
se descubre que cada elemento químico tiene un número de protones en el núcleo y que es este número de protones lo
que hace que cada elemento sea el que es. Si descubro que un átomo tiene 8 protones en su núcleo significa que ese
átomo es oxígeno. Pues bien, cuando se colocaron los números atómicos en cada elemento químico en la tabla periódica
se descubrió que Mendeleiev los había ordenado exactamente por sus números atómicos... 44 años antes de que se
descubrieran los números atómicos. Hoy sabemos que la propiedad que ordena los elementos químicos es su número
atómico.
41De los mejores químicos de la Historia. Merece la pena echar un vistazo a su biografía, créame. No sólo era un químico fenomenal,
también fue asesor del ministerio de Hacienda ruso por sus grandes conocimientos en economía, un buen músico. No le dejaron
ingresar en la Universidad por la pobreza de su familia y por prejuicios racistas (era siberiano) y aun así se las arregló para conseguir
con 23 años una plaza de profesor de Química en la Universidad que le había rechazado como alumno. Se cuenta que era un profesor
magnífico, muy didáctico en sus charlas y conferencias, eso sí, con un genio terrible. Una de las injusticias de los premios Nobel es que
no se le concediera el premio Nobel de Química, al parecer, su mala relación con Arrhenius, que influía en las decisiones del comité
Nobel, tuvo mucho que ver en que no se lo dieran.
42 No me negará que hay que tenerlos cuadrados para hacer eso en contra de toda la comunidad científica de la época.
43 Para hacer eso no hay que tenerlos cuadrados, hay que tenerlos cúbicos...
44 En honor a la verdad hubo un químico alemán, Lothar Meyer, que al mismo tiempo que Mendeleiev llegó a las mismas
conclusiones y creó una tabla parecida, pero no tuvo el mismo éxito, entre otras cosas porque no hizo las predicciones del ruso.
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Con todo la tabla periódica no es perfecta. Hay pequeñas irregularidades:
- No está claro en qué lugar debemos colocar el hidrógeno. De acuerdo con su configuración electrónica debería estar
en el grupo 1, pero este grupo es el de los metales alcalinos, con los que el hidrógeno tiene bastantes diferencias
químicas.
- En la época de Mendeleiev no se colocaron los gases nobles (grupo 18), que hoy sí están emplazados como el último
grupo de la tabla.
- Los lantánidos y los actínidos están colocados aparte y se pusieron después de la muerte de Mendeleiev. en realidad
tendrían que ir dentro de la tabla, pero se representan fuera por razones de espacio.
Esta es la tabla que usted conoce:
Y esta es la versión larga, con los lantánidos y los actínidos incluidos.
7.4 Vertical y horizontal. Grupos y períodos.
7.4.1 Grupos.
Cada columna (vertical) en la tabla se llama grupo.
En la actualidad, tomando como referencia la tabla corta que tiene los lantánidos y actínidos fuera, se numeran los
grupos de izquierda a derecha del 1 al 18. Se siguen empleando los nombres antiguos de algunos grupos:
Grupo 1 metales alcalinos.
Grupo 2 metales alcalino térreos.
Grupo 13 térreos.
Grupo 14 carbonoides.
Grupo 15 nitrogenoides.
Grupo 16 anfígenos.
Grupo 17 halógenos.
Grupo 18 gases nobles.
Grupos 3 - 12 metales de transición.
Tierras raras (metales de transición interna) lantánidos (1ª línea horizontal) - actínidos (2ª línea horizontal).
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7.4.2 Períodos. 
Llamamos así a las líneas horizontales que constituyen la tabla. En la tabla períodica hay siete períodos.
Período 1 2 elementos: H, He.
Períodos 2 y 3 8 elementos.
Períodos 4 y 5 18 elementos.
Períodos 6 y 7 32 elementos (teniendo en cuenta que se integran en los períodos las tierras raras, vea la tabla larga).
7.5 La tabla periódica y las configuraciones electrónicas.
Tomemos varios elementos de un mismo grupo y veamos sus configuraciones electrónicas, por ejemplo, en el grupo 2:
Be (Z = 4) 1s2 2s2
Mg(Z = 12) 1s2 2s2 2p6 3s2
Ca (Z = 20) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2
Verá rápidamente que la configuración electrónica de todos ellos termina igual. En este caso dos electrones en un
orbital “s”. Si se molesta en ver las configuraciones del resto de los elementos del grupo verá que terminan todas en ns2
donde “n” es el número del período.
Este mismo hecho es válido para todos los grupos de la tabla periódica. Así, por ejemplo, todos los elementos del grupo
de los halógenos (grupo 17) tienen una configuración electrónica terminada en ns2 np5, donde “n” es el número del
período del elemento.
Como resulta que las propiedades químicas de los elementos (por ejemplo sus números de oxidación) dependen en gran
medida de su configuración electrónica externa, ya sabemos por qué los elementos del mismo grupo tienen propiedades
químicas semejantes. Mendeleiev no conocía las configuraciones electrónicas, aun así, ordenando los elementos en base
a sus masas atómicas y propiedades, la tabla los agrupa de modo que en cada línea vertical las configuraciones
coinciden en su terminación.
Podemos emplear esta propiedad de la tabla para ver las configuraciones de los elementos en función de su posición en
la tabla y viceversa. 
La tabla quedaría dividida en las siguientes zonas:
(Fuente: Chang, Raymond – Química 11ª Edición).
Sabiendo la posición de un elemento sabemos en cómo termina su configuración.
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O más completa:
(Fuente: Faizi, Sarah)
Veamos unos ejemplos:
Manganeso. El Mn está en el período 4, es el quinto elemento de la zona “d”.
Su configuración será el kernel del gas noble anterior: [Ar] más el recorrido por el período hasta llegar a él, es decir:
[Ar] 4s2 3d5.
Mercurio: El mercurio está en la zona “d”, en el sexto período. Su kernel es [Xe], el gas noble anterior, y será:
[Xe] 6s2 5d10 
La realización de configuraciones electrónicas no responde a un algoritmo exacto. Hay algunas excepciones que se
salen de lo esperado.
Por ejemplo. Si usamos la tabla o el diagrama de Moeller para hacer la configuración del cobre nos va a salir:
[Ar] 4s2 3d9
Tendría 9 electrones en el orbital 3d. Sin embargo sabemos que la configuración real es [Ar] 4s
1
 3d
10
La explicación no está clara. La mayoría de científicos cree que los orbitales d con 10 electrones dan una estabilidad
mayor al átomo y un estado de menor energía, por eso la configuración no es la esperada. Estas anomalías afectan a
átomos con configuraciones d9 que pasan a d10 “robando” un electrón del orbital “s”. También sucede lo mismo con
átomos d4 que pasan a d5 (orbitales semillenos también parecen tener gran estabilidad) y sucede algo parecido con las
configuraciones f6 que pasan a f7 y f13 que van a f14
Otro problema se plantea en el caso de los metales de transición interna, de la zona “f”, las tierras raras.
Verá, la configuración del La (Z=72) es:
[Xe] 6s2 5d1
El siguiente es el Ce [Xe] 6s2 5d1 4f1
El siguiente es el Pr [Xe] 6s2 4f3 ¡! ydesaparece el orbital 5d.
En resumidas cuentas: los diagramas y la tabla dan configuraciones exactas en la zona s y p, en las zonas d y f hay
algunas excepciones a la norma.
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Aquí una tabla completa de configuraciones electrónicas que incluye las excepciones:
Fuente: Chang, Raymond. Química 11ª edición.
Las excepciones más importantes que debe recordar son:
Cr, Cu, Mo, Ag (orbitales “d” anómalos)
Gd, Lu, Pt, Au, Cm (orbitales “f” anómalos.
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También le dejo el esquema del libro de Química de Santillana, algo más simple, pero efectivo para aplicar las normas
generales de construcción de configuraciones electrónicas:
7.6 Apantallamiento y carga nuclear efectiva.
Resulta conveniente para la comprensión de la variación periódica de algunas propiedades que se conozca el concepto
de carga nuclear efectiva.
En los átomos la fuerza que mantiene a los electrones vinculados al núcleo es la atracción eléctrica entre cargas
positivas y negativas.
En especies con un solo electrón (como el átomo de H o el ion He+) la fuerza depende de la magnitud de la carga
nuclear y de la distancia directamente, pero cuando hay varios electrones la relación no es tan sencilla. Esto es debido a
que la atracción del núcleo debe competir con las fuerzas de repulsión de unos electrones hacia otros. En particular, los
electrones internos de los átomos repelen a los electrones externos y el resultado es que la atracción del núcleo es menor
de lo normal. Se dice que los electrones producen un efecto de apantallamiento de la carga nuclear.
Si un núcleo tiene una carga nuclear Z, una parte de dicha carga estará apantallada o neutralizada por los electrones de
la corteza, de esta forma la carga efectiva que actuará sobre un electrón Z' será menor que la carga total. Escribiremos
que 
Z '=Z−A
donde "A" se denomina apantallamiento. Esta expresión indica que la carga efectiva que atrae a un electrón hacia el
núcleo es igual a la carga total menos el factor de apantallamiento debido al resto de los electrones del átomo.
El cálculo del apantallamiento es muy complejo, pero podemos hacer cálculos aproximados que nos servirán para
estudiar las propiedades periódicas de los átomos, al menos de forma cualitativa. Para calcular el apantallamiento y la
carga nuclear efectiva se sigue esta valoración:
PASO 1 PASO 2
Electrón considerado Electrones mismo nivel Electrones niveles inferiores
1s 0,30 -
ns, np 0,35 1
nd, nf 0,35 1
Estos valores se conocen como reglas de Slater para el cálculo del apantallamiento. En realidad son una versión muy
simplificada de estas reglas.
Ejemplo:
Calcule el apantallamiento y las cargas nucleares efectivas sobre el electrón más externo de los siguientes
átomos: 
Para mayor claridad en la exposición pondré los electrones del kernel entre paréntesis.
a) Li , Na, K
Se trata de elementos del mismo grupo: metales alcalinos.
Li (1s2) 2s1
PASO 1 0· 0,35 = 0
PASO 2 2 · 1 = 2
A = 0 + 2 = 2 ; Z' = Z - A = 3 - 2 = 1
El electrón más externo del Li experimenta una atracción similar a la que haría una carga positiva de +1.
Na (1s2 2s2 2p6) 3s1
PASO 1 0· 0,35 = 0
PASO 2 10 · 1 = 10
A = 0 + 10 = 10 ; Z' = Z - A = 11 - 10 = 1
El electrón más externo del Na experimenta una atracción similar a la que haría una carga positiva de +1.
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Na (1s2 2s2 2p6 3s2 3p6) 4s1
PASO 1 0· 0,35 = 0
PASO 2 18 · 1 = 18
A = 0 + 18 = 18 ; Z' = Z - A = 19 - 18 = 1
El electrón más externo del K experimenta una atracción similar a la que haría una carga positiva de +1.
b) F, Cl, Br
F (1s2) 2s2 2p5
PASO 1 6· 0,35 = 2,1
PASO 2 2 · 1 = 2
A = 2,1 + 2 = 4,1 ; Z' = Z - A = 9 - 4,1 = 4,9
El electrón más externo del F experimenta una atracción similar a la que haría una carga positiva de +4.9.
Cl (1s2 2s2 2p6) 3s2 3p5
PASO 1 6· 0,35 = 2.1
PASO 2 10 · 1 = 10
A = 2.1 + 10 = 12,1 ; Z' = Z - A = 17 - 12,1 = 4,9
El electrón más externo del Cl experimenta una atracción similar a la que haría una carga positiva de +4,9.
Br (1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10) 4s2 4p5
PASO 1 6· 0,35 = 2,1
PASO 2 28 · 1 = 28
A = 2,1 + 28 = 30,1 ; Z' = Z - A = 35 - 30,1 = 4,9
El electrón más externo del Br experimenta una atracción similar a la que haría una carga positiva de +4,9.
De los ejemplos anteriores habrá extraído la siguiente conclusión: La carga nuclear efectiva sobre los electrones más
externos no varía prácticamente45 en átomos del mismo grupo.
H, He, Li, Be, B, C, N, O, F, Ne, Na.
Hemos elegido estos átomos porque son los que forman los dos primeros períodos de la tabla periódica más el sodio,
que inaugura el tercer período.
H 1s1 
PASO 1 0· 0,35 = 0
PASO 2 --
A = 0 ; Z' = Z - A = 1 - 0 = 1
En el hidrógeno sólo hay un electrón, por lo tanto no hay apantallamiento y la carga nuclear que actúa sobre ese único
electrón es la total del núcleo: +1.
He 1s2 
PASO 1 1· 0,30 = 0,30
PASO 2 --
A = 0,30 ; Z' = Z - A = 2 - 0,30 = 1,70
En el helio la presencia de un electrón en el mismo orbital produce un apantallamiento de la carga nuclear, aun así como
el núcleo tiene dos cargas, la carga nuclear efectiva es 1,70. Conclusión: el helio atrae a sus electrones con mayor fuerza
que el hidrógeno. Cabe esperar que resulte más difícil quitar un electrón a un átomo de helio que hacer lo mismo con
uno de hidrógeno.
45En realidad sí varía un poco. En los cálculos que hacemos en estos apuntes hemos adoptado una versión demasiado simple de las
reglas de Slater. Si aplicamos las reglas de una forma más precisa si veremos variación, pero es pequeña en cualquier caso.
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Li (1s2) 2s1
PASO 1 0· 0,35 = 0
PASO 2 2 · 1 = 2
A = 0 + 2 = 2 ; Z' = Z - A = 3 - 2 = 1
El electrón más externo del Li experimenta una atracción similar a la que haría una carga positiva de +1. Recuerde que
la del He es 1,70. Al cambiar de período baja la carga nuclear efectiva.
Be (1s2) 2s2
PASO 1 1· 0,35 = 0,35
PASO 2 2 · 1 = 2
A = 0,35 + 2 = 2,35 ; Z' = Z - A = 4 - 2,35 = 1,65
En el berilio la carga nuclear efectiva es mayor que en el litio.
B (1s2) 2s2 2p1
PASO 1 2· 0,35 = 0,70
PASO 2 2 · 1 = 2
A = 0,70 + 2 = 2,70 ; Z' = Z - A = 5 - 2,70 = 1,80
En el boro aumenta ligeramente la carga nuclear efectiva.
C (1s2) 2s2 2p2
PASO 1 3· 0,35 = 1,05
PASO 2 2 · 1 = 2
A = 1,05 + 2 = 3,05 ; Z' = Z - A = 6 - 3,05 = 2,95
Nuevo aumento de carga nuclear efectiva.
N (1s2) 2s2 2p3
PASO 1 4· 0,35 = 1,40
PASO 2 2 · 1 = 2
A = 1,40 + 2 = 3,40 ; Z' = Z - A = 7 - 3,40 = 3,60
Aumenta de nuevo.
O (1s2) 2s2 2p4
PASO 1 5· 0,35 = 1,75
PASO 2 2 · 1 = 2
A = 1,75 + 2 = 3,75 ; Z' = Z - A = 8 - 3,75 = 4,25
Aumenta de nuevo.
F (1s2) 2s2 2p5
PASO 1 6· 0,35 = 2,10
PASO 2 2 · 1 = 2
A = 2,10 + 2 = 4,10 ; Z' = Z - A = 9 - 4,10 = 4,90
La carga nuclear efectiva sobre un electrón externo del Flúor se acerca ya a cinco unidades.
Ne (1s2) 2s2 2p6
PASO 1 7· 0,35 = 2,45
PASO 2 2 · 1 = 2
A = 2,45 + 2 = 4,45 ; Z' = Z - A = 10 - 4,45 = 5,55
La carga nuclear efectiva sobre un electrón del Ne es superior a cinco. El Ne atrae fuertemente a sus electrones
externos.
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Puede que piense que cuando pasemos al sodio la carga nuclear crecerá aún más, pues bien:
Na (1s2 2s2 2p6) 3s1
PASO 1 0· 0,35 = 0
PASO 2 10 · 1 = 10
A = 0 + 10 = 10 ; Z' = Z - A = 11 - 10 = 1 (¡sorpresa!)
Cuando cambiamos de período, pasando de un gas noble a un metal alcalino, la carga nuclear se desploma de nuevo, de
hecho en un período la carga nuclear efectiva crece conforme avanzamos, y al cambiar de renglón se desplomay vuelta
a empezar. La carga nuclear efectiva varía PERIÓDICAMENTE ¿entiende ahora por qué se llama tabla
PERIÓDICA?.
Variación de la carga nuclear efectiva que actúa sobre el electrón externo. En los grupos varía poco. En los períodos
crece siendo mínima en el grupo 1 (metal alcalino) y máxima en el grupo 18 (gas noble). Al cambiar de período se
desploma y vuelve a empezar. (Fuente: www.prepararselectividad.com).
7.7 Tamaño de los átomos.
7.7.1 Radio atómico.
Suponiendo que el átomo tiene una forma más o menos esférica podríamos definir un "radio atómico". En realidad no
es tan sencillo: recuerde que los electrones no tienen órbitas definidas, sino que se mueven en torno al núcleo de una
forma que no podemos definir con exactitud, así resulta difícil definir el radio atómico.
Una definición aceptada en general consiste en medir la distancia entre dos núcleos atómicos
en una molécula diatómica homonuclear (como Cl2, H2, N2...) y definir el radio como la mitad
de esa distancia.
Teniendo esta definición en mente podemos estudiar cómo varía el radio de los átomos en un
grupo y en un período de la tabla.
Variación en un grupo.
Como vimos en el apartado 7.6 la carga nuclear efectiva en un grupo se mantiene más o menos constante. Eso significa
que al descender en un grupo los electrones externos se ven atraídos siempre con una fuerza más o menos constante,
pero cada vez que bajamos una casilla aumenta el número cuántico principal o nivel. Por lo tanto:
Al descender en un grupo el radio atómico aumenta debido a que aumenta el nivel pero se mantiene casi
constante la carga nuclear efectiva.
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Variación en un período.
Conforme recorremos un período hacia la derecha, en orden creciente de número atómico, los electrones se van
añadiendo en el mismo nivel, y al mismo tiempo aumenta la carga nuclear efectiva. Al aumentar la carga los electrones
externos se ven más atraídos y tienden a acercarse al núcleo. El resultado es una disminución del radio atómico.
En un período el primer átomo (un metal alcalino) es el de mayor radio, conforme recorremos el período el radio
atómico va disminuyendo, el átomo menor es el del último grupo del período (un gas noble). Al pasar al período
siguiente aumentamos el nivel y el radio atómico, y así sucesivamente.
Hay dos salvedades:
En los metales de transición se observa que el radio atómico casi no varía en el período, porque en estos metales la
carga nuclear efectiva es casi constante.
En los lantánidos y actínidos los electrones van ocupando los orbitales "f" y se observa una fuerte disminución en el
radio conforme avanzamos en el período. Este fenómeno se conoce como "contracción lantánida".
Variación del radio atómico en la tabla periódica.
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7.7.2 Radio iónico.
Un átomo -neutro- puede ganar electrones o perderlos. En el primer caso se transforma en un ion negativo o anion, en el
segundo en un ion positivo (o catión). En esa transformación se puede producir un cambio importante en su tamaño.
Cationes.
Un átomo se convierte en un catión porque pierde electrones, pero la carga del núcleo permanece igual. Por lo tanto la
carga nuclear efectiva aumenta, porque al haber menos electrones el apantallamiento es menor. Por ello es de esperar
que el radio de un catión sea menor que el radio atómico. Este efecto es particularmente notable en el caso de los
cationes de los elementos alcalinos (Li+, Na+...) y alcalino térreos (Be2+, Mg2+) que pierden un nivel en su configuración
electrónica.
Aniones.
Un átomo se convierte en un anión cuando gana electrones. Por ello en un anión la carga nuclear efectiva sobre los
electrones es menor, y al estar menos atraídos hacia el núcleo se produce un aumento del radio respecto al radio
atómico.
7.8 Energía o potencial de ionización.
Se llama primer potencial de ionización a la energía mínima necesaria para que un átomo neutro en estado gaseoso y
configuración fundamental pierda un electrón y se convierta en un catión positivo en estado gaseoso y configuración
fundamental.
A (g) → A+ (g) + e-
Podemos hablar de segundo potencial de ionización para la energía necesaria para eliminar un electrón externo de un
catión positivo en estado gaseoso fundamental para convertirlo en un catión con dos cargas positivas en estado gaseoso
fundamental.
A+ (g) → A2+ (g) + e-
Lógicamente el segundo potencial es mayor que el primero, ya cada vez que extraemos un electrón la carga nuclear
efectiva se hace más fuerte por haber menos electrones y menos apantallamiento.
Pero a nosotros nos interesa el primer potencial de ionización.
El proceso de extracción de un electrón a un átomo neutro para transformarlo en un ion positivo siempre es
endotérmico. Hay que suministrar energía para conseguir arrancar un electrón del átomo.
7.8.1 Variación del potencial de ionización en un grupo.
Vimos que la carga nuclear efectiva no varía significativamente en un grupo. Pero conforme descendemos en el grupo
aumenta el valor del radio atómico. Por lo tanto, si la carga efectiva se mantiene aproximadamente igual y el tamaño es
cada vez mayor, significa que cuando bajamos en un grupo los electrones externos están atraídos más débilmente por
los núcleos, así que es menos costoso extraerlos. 
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El potencial de ionización disminuirá al descender por el grupo.
7.8.2 Variación del potencial de ionización en un período.
Al avanzar en el período en sentido de número atómico creciente la carga nuclear efectiva se hace mayor, y el radio
atómico disminuye o, como mucho, se mantiene casi igual. Por lo tanto la atracción sobre los electrones externos
aumenta al avanzar en el período y costará más trabajo extraerlos del núcleo. Por lo tanto:
El potencial de ionización aumentará al avanzar en el período.
7.8.3 Observaciones.
Los metales del grupo II tienen un segundo potencial de ionización menor del que se podía esperar, pues su
configuración electrónica es ns2, y al perder dos electrones el catión de dos cargas queda con una configuración igual
que la de un gas noble, que es muy estable.
Aquí dejamos una tabla periódica de las muchas que hay en la literatura científica donde se observa la variación del
primer potencial de ionización (en kJ/mol):
 
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7.9 Afinidad electrónica.
Los átomos pueden captar electrones convirtiéndose en aniones o iones negativos. En este proceso de captación se
implica una cierta cantidad de energía. 
Se llama afinidad electrónica a la cantidad de energía implicada en el proceso en el que un átomo neutro en estado
gaseoso y configuración electrónica fundamental capta un electrón y se convierte en un anión monovalente en estado
gaseoso y configuración electrónica fundamental.
El proceso es:
A (g) + e- → A- (g) 
En ocasiones este proceso de ionización es exotérmico y en ocasiones es endotérmico. 
Un proceso exotérmico tendría una afinidad electrónica negativa, cuanto más negativa sea indica que más fácil es que se
produzca. Los elementos con afinidades electrónicas negativas muestran una fuerte tendencia a captar electrones y
convertirse en aniones.
7.9.1 Variación en un grupo.
Cuando descendemos en un grupo la atracción hacia los electrones es menor, porque el radio atómico aumenta y no lo
hace la carga nuclear efectiva, por lo tanto, al atraer menos los electrones es de esperar que la afinidad electrónica se
haga más positiva, es decir, el átomo tiene menos tendencia a captar electrones.
Los átomos tendrán menos tendencia a captar electrones conforme
bajamos en el grupo.
7.9.2 Variación en un período.
Cuando recorremos el período de izquierda a derecha (en orden creciente de número atómico) aumenta la carga nuclear
efectiva y disminuye el radio atómico. Es de esperar que la capacidad de atracciónnuclear sobre los electrones aumente
y que por lo tanto los átomos tiendan a captar los electrones con mayor facilidad. Por lo tanto la afinidad electrónica
aumentará en valor absoluto.
Los átomos tendrán más tendencia a captar electrones conforme
avanzamos en el período hacia la derecha (orden creciente de Z).
No obstante, tenga en cuenta que las variaciones en afinidad electrónica son algo menos regulares que las variaciones en
el primer potencial de ionización. Por ejemplo, los gases nobles, que están al final del período tienen poca afinidad.
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7.10 Electronegatividad . 
Cuando dos átomos se enlazan entre sí mediante un enlace químico covalente comparten algunos de sus electrones.
Estos electrones, que estaban en orbitales atómicos, atraídos por sus respectivos núcleos, pasan a estar en orbitales
moleculares.
La tendencia a atraer los electrones compartidos en los enlaces se llama electronegatividad.
Hay una fórmula aproximada de Mullikan para calcular la electronegatividad:
Electronegatividad= potencial de ionización+afinidad electrónica
2
pero no es muy exacta.
Existen diversas escalas de electronegatividad, una de las más utilizadas es la de Pauling en la cual el F, el elemento
más electronegativo, tiene una electronegatividad de 4,0.
7.10.1 Variación en un grupo.
Conforme descendemos vemos que el potencial de ionización y la afinidad electrónica disminuyen, por lo tanto también
lo hace la electronegatividad.
La electronegatividad disminuye con carácter general al descender en
el grupo.
7.10.2 Variación en un período.
Conforme avanzamos en un período en sentido de número atómico creciente el potencial de ionización aumenta y así lo
hace la afinidad electrónica.
La electronegatividad aumenta con carácter general al avanzar en un
período.
Conviene recordar que la electronegatividad es una propiedad que implica enlace químico entre dos átomos. Por lo
tanto no tiene mucho sentido hablar de electronegatividad en los gases nobles.
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7.11 Algunos problemas resueltos.
PROBLEMA 1.Responda a las siguientes cuestiones, justificando la respuesta:
a) ¿Qué elemento, Mg o Na, tiene menor radio?
El Na y el Mg están en el mismo período de la tabla, en los grupos 1 y 2 respectivamente.
En el Mg la carga nuclear efectiva sobre los electrones será mayor y el número de niveles es el mismo, por lo
tanto el átomo de Mg tendrá menor radio que el Na.
b) ¿Qué ion, K+ o Cl -, posee mayor radio?
Las configuraciones iónicas de estos iones son iguales (son isoelectrónicos):
K+, Cl-: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
Como el K tiene mayor carga nuclear (Z =19 frente a Z=17 para el Cl) los electrones serán más atraídos por 
el átomo de K y así el ion de menor radio será el K+.
c) ¿Qué elemento, Na o S, posee mayor afinidad electrónica?
El Na y el S están en el mismo período. La carga nuclear efectiva del núcleo de S sobre los electrones es 
mayor que la ejercida por el Na. Por lo tanto es de esperar que el S tenga más tendencia a atraer los 
electrones. Tendrá más afinidad electrónica el S.
PROBLEMA 2. Razone si son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones:
a) El átomo de un elemento alcalino tiene mayor radio que el del halógeno del mismo periodo.
VERDADERO.
En los átomos alcalinos, primer grupo de la tabla, la carga nuclear efectiva es menor que la del halógeno del
mismo período. Además en el halógeno el electrón externo es el primero de su nivel. Todo esto hace que los
electrones externos sean menos atraídos por el núcleo y se alejen más del mismo. Así el radio atómico del
elemento alcalino debe ser mayor que el del halógeno del mismo período.
b) A medida que aumenta el número atómico en los elementos alcalinos disminuye la primera
energía de ionización.
VERDADERO
Al descender en un grupo la carga nuclear efectiva se mantiene más o menos constante, pero la distancia
Media al núcleo es mayor, por lo tanto la atracción sobre los electrones externos es más débil y el primer
potencial de ionización disminuye.
c) En los elementos alcalinotérreos el radio iónico es menor que el atómico.
VERDADERO.
Al perder un electrón la atracción sobre los restantes aumenta, ya que la carga nuclear total es la misma.
Además, al haber menos electrones hay menor apantallamiento. Por lo tanto los electrones restantes del ion
son más atraídos hacia el núcleo y el radio disminuye.
PROBLEMA 3. Conteste razonadamente:
a) ¿Qué elemento tiene mayor radio atómico, el de Z=13 o el de Z=15 ?
Las configuraciones electrónicas son:
Z = 13 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1
Z= 15 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3
Los dos elementos están en el mismo período (n = 3, tercer período de la tabla). A medida que avanzamos en
un período el radio atómico tiende a disminuir por efecto del aumento de la carga nuclear efectiva. Es de
esperar que el elemento de Z = 15 tenga menor radio.
b) ¿Cuál es el orden creciente de las primeras energías de ionización de los elementos Z=13 ,
Z=15 y Z = 37 ?
Ya hemos visto en el apartado anterior las configuraciones electrónicas de los dos primeros, la del tercero es:
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3 d10 4p6 5s1
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Claramente el de menor energía de ionización será el tercero por dos motivos:
- Es el que tiene mayor período. Al descender en la tabla la energía de ionización disminuye por el aumento 
del tamaño de los átomos, que aleja los electrones del núcleo disminuyendo así la atracción de éste.
- Su configuración electrónica indica que es un metal alcalino (el del período quinto es el Rb) que al perder 
un electrón adquiere una configuración electrónica igual a la del gas noble del período anterior, muy estable. 
Es de esperar que la pérdida del electrón sea así más fácil.
Entre los otros dos el de menor radio tendrá mayor potencial de ionización por estar los electrones más cerca 
del núcleo.
El orden es, pues MENOR PI Z =37 < Z = 13 < Z=15 
c) ¿Cuál es la configuración electrónica del ion más probable para el elemento de Z = 37 ?
Como hemos apuntado en el apartado (b) al perder un electrón la configuración electrónica del ion Rb+ será:
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3 d10 4p6, idéntica a la del gas noble Kr.
PROBLEMA 4. Sea el elemento de Z 30:
a) Indique, en base a la configuración electrónica, el grupo y el periodo en el que se encuentra.
La configuración electrónica es: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 
Es un metal de transición del período 4 (el máximo valor de n = 4) y está en la décima posición. Se 
trata de un elemento del período 4 y el grupo 12. Es el zinc (Zn).
b) Establezca una posible combinación de números cuánticos para el electrón diferenciador.
Este electrón está en el orbital 4s2. Hay dos electrones posibles de números cuánticos (4,0,0,1/2) y 
(4,0,0,-1/2)
c) Indique razonadamente cuál sería el ion más estable de este elemento.
El ion Zn2+ tiene una configuración con el último orbital lleno: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10
PROBLEMA 5. Tres elementos tienen las siguientes configuraciones electrónicas:
A 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
B 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1
C 1s2 2s2 2p6 3s2
La primera energía de ionización de estos elementos (no en ese orden) es: 419 kJ mol-1  ,
735 kJ mol-1, 1527 kJ mol-1, y los radios atómicos son 97, 160 y 235 pm ( 1 pm = 1·10-12 m)
a) Indique de que elementos se tratan A, B y C.
El elemento A pertenece al tercer período y, puesto que su configuración termina en p6 debe ser un gas 
noble, del grupo 18. Sin duda es el Ar.
El elemento B termina en 4s1 y es un metal alcalino situado en el grupo 1 período 4. Es el K.
El elemento C termina en 3s2 y eso lo sitúa en el período 3 grupo 2. Es un metal alcalino térreo, 
concretamente el Mg.
b) Relacione, de forma justificada, cada valor de energía con cada elemento
El K tendrá la menor energía de ionización, por estar en un período mayor y ser un metal alcalino. Le 
corresponden los 419 kJ/mol.
Los 735 kJ/mol son del Mg ya que el gas noble del mismo período tendrá mayor energía de ionizacióny así 
los 1527 kJ/kmol corresponden al Ar.
c) Asigne, de forma justificada, a cada elemento el valor del radio correspondiente.
El mayor radio atómico es sin duda el del K, por estar en el cuarto período. El Mg tiene un radio mayor que 
el del Ar, por estar ambos en el mismo período y el Ar tener mayor número atómico (más a la derecha en el 
período). 235 pm K / 160 pm Mg / 97 pm Ar.
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PROBLEMA 6. Un átomo tiene 34 protones y 44 neutrones y otro átomo posee 19 protones y 20 
neutrones.
a) Indique el número atómico y el número másico de cada uno de ellos.
A: Z = 34. A = 78 / B: Z = 19 A = 39
b) Escriba un posible conjunto de números cuánticos para el electrón diferenciador de cada
uno de ellos.
Para ello veamos sus configuraciones electrónicas:
A: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p4 (4, 1, 0, +1/2) Grupo 16 Período 4 es el Se
B: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 (4, 0, 0, +1/2) Grupo 1 Período 4 es el K.
c) Indique, razonadamente, cuál es el ión más estable de cada uno de ellos y escriba su
configuración electrónica.
Para el Se el ion más probable es el Se 2- con dos cargas negativas ha captado dos electrones 
adicionales y es isoelectrónico con el gas noble más cercano:1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6
Para el K el ion más estable, por la misma razón es el K+ 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 . Tiene un electrón menos 
que el átomo de K y es isoelectrónico con el gas noble más cercano.
PROBLEMA 7. Dados los elementos A(Z  9) y B(Z  25) :
a) Escriba las configuraciones electrónicas de los elementos neutros en estado fundamental y
justifique el grupo y el periodo de cada uno de los elementos.
Las configuraciones electrónicas son:
A: 1s2 2s2 2p5 Período 2 grupo 17. Es el F.
B: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s2 Período 4 grupo 7. Metal de transición Mn. 
b) Justifique el carácter metálico o no metálico de cada uno de los elementos en base a una
propiedad periódica.
En este caso la electronegatividad puede dar una idea del carácter metálico. A menor electronegatividad 
mayor carácter metálico. El F es el elemento más electronegativo de la tabla y es claramente un no metal. El 
Mn es un metal de transición.
c) Justifique el ión más estable de los elementos A y B.
En el caso del F el ion más estable es F- con una configuración de gas noble: 1s2 2s2 2p6
En el caso del Mn un ion más estable sería Mn2+ con el último orbital semilleno:
1s2 2s2 2p6 3s2 3d5.
PROBLEMA 8.Dados los elementos A(Z  19) y B(Z  36) :
a) Escriba las configuraciones electrónicas de los átomos en estado fundamental indicando
justificadamente el grupo y periodo al que pertenecen en el sistema periódico.
A 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 Período 4 Grupo 1 Se trata del potasio.
B 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 Período 4 Grupo 18. Es el kriptón.
b) Justifique si los siguientes números cuánticos podrían corresponder al electrón diferenciador
de alguno de ellos, indicando a cuál:
(5, 1, -1, -1/2) No es de ninguno de los dos. Es un electrón del quinto período, ambos átomos están en el 
cuarto período.
(4, 0, 0, -1/2) Es un electrón 4s1. Se trata del electrón diferenciador del K.
(4, 1, 3, -1/2) Es un electrón 4p. Se trata de un electrón diferenciador del Kr.
c) Justifique cuál de los dos elementos presenta menos reactividad química.
El Kr tiene una configuración electrónica muy estable. Por lo tanto no es reactivo, sino muy estable, como 
corresponde a un gas noble. El K en cambio es un metal alcalino, muy reactivo y con un ion estable K+.
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	TEMA 7: SISTEMA PERIÓDICO.
	7.1 ¿Qué es un elemento químico?
	7.2 Poniendo orden: las tríadas el cilindro y las octavas.
	7.3 Entra de Mendeleiev y revoluciona la Química.
	7.4 Vertical y horizontal. Grupos y períodos.
	7.4.1 Grupos.
	7.4.2 Períodos.
	7.5 La tabla periódica y las configuraciones electrónicas.
	7.6 Apantallamiento y carga nuclear efectiva.
	7.7 Tamaño de los átomos.
	7.7.1 Radio atómico.
	Variación en un grupo.
	Variación en un período.
	7.7.2 Radio iónico.
	Cationes.
	Aniones.
	7.8 Energía o potencial de ionización.
	7.8.1 Variación del potencial de ionización en un grupo.
	7.8.2 Variación del potencial de ionización en un período.
	7.8.3 Observaciones.
	7.9 Afinidad electrónica.
	7.9.1 Variación en un grupo.
	7.9.2 Variación en un período.
	7.10 Electronegatividad.
	7.10.1 Variación en un grupo.
	7.10.2 Variación en un período.
	7.11 Algunos problemas resueltos.