T6 Tabla Periodica

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QUIMICA GENERAL I
 75 
TABLA PERIODICA DE LOS ELEMENTOS 
 
Uno de los aspectos más importantes de la teoría química es la ley periódica, 
que en su forma moderna establece que las propiedades de los átomos no son 
arbitrarias sino que dependen de su estructura y varían sistemáticamente con el 
número atómico. 
Durante el siglo XIX hubo numerosos intentos de clasificación de los elementos 
que culminaron con la clasificación periódica de Mendeléyev, la que sólo ha 
necesitado de pequeños retoques para convertirse en una clasificación natural casi 
perfecta. 
Mendeléyev tomó como base el peso atómico para clasificar los elementos y 
estableció que: 
“Las propiedades de los elementos y su valencia son funciones periódicas de 
sus pesos atómicos”. 
Esta tabla periódica fue formulada antes de que se tuviera conocimiento del 
electrón, del protón, de la estructura atómica, de las configuraciones electrónicas y 
del número atómico. 
Antes de conocerse la mecánica cuántica, Mendeléyev descubrió la 
periodicidad en las propiedades de los elementos. 
La tabla de Mendeléyev era una tabla de doble entrada, de manera que 
horizontalmente los elementos se sucedían por orden creciente de pesos atómicos y 
valencia. Verticalmente los elementos se ordenaban por propiedades similares. Tenía 
siete grupos verticales, divididos cada uno de ellos en dos subgrupos. Los metales Fe, 
Co y Ni; Ru, Rh y Pd; Os, Ir y Pt figuraban aparte. Los gases nobles no estaban incluidos 
porque en esa época no se conocían. 
La tabla que utilizamos actualmente no está basada en los pesos atómicos 
crecientes sino que los elementos están en orden de número atómico creciente. Esta 
tabla es ligeramente diferente a la de Mendeléyev ya que se ha expandido y muestra 
los elementos de transición como grupos. 
La tabla periódica está formada por columnas verticales llamadas “grupos” y filas 
horizontales llamadas “períodos”. 
Los elementos de un mismo grupo poseen la misma configuración electrónica 
externa y diferente valor de n. 
Ejemplos: 
 
Grupo IA Grupo IIA 
 3Li: [He]2 2s1 4Be: [He]2 2s2 
11Na: [Ne]10 3s1 12Mg: [Ne]10 3s2 
19K: [Ar]18 4s1 20Ca: [Ar]18 4s2 
37Rb: [Kr]36 5s1 38Sr: [Kr]36 5s2 
55Cs: [Xe]54 6s1 56Ba: [Xe]54 6s2 
 
TABLA PERIODICA DE LOS ELEMENTOS
 76 
Las propiedades químicas de los elementos dependen de la configuración 
electrónica externa y como los elementos de un mismo grupo tienen igual 
configuración electrónica externa, las propiedades químicas también serán periódicas. 
 
 
1 
IA 
TABLA PERIODICA DE LOS ELEMENTOS 
 
18 
VIIIA 
1 
1 
H 
1,0079 
 
2 
IIA 
 
13 
IIIA 
 
14 
IVA 
 
15 
VA 
 
16 
VIA 
 
17 
VIIA 
2 
He 
4,0026 
2 
3 
Li 
6,939 
4 
Be 
9,0122 
 5 
B 
10,811 
6 
C 
12,011 
7 
N 
14,007 
8 
O 
15,999 
9 
F 
18,998 
10 
Ne 
20,183 
3 
11 
Na 
22,989 
12 
Mg 
24,312 
 
3 
IIIB 
 
4 
IVB 
 
5 
VB 
 
6 
VIB 
 
7 
VIIB 
 
 8 9 10 
VIIIB 
 
11 
IB 
 
12 
IIB 
13 
Al 
26,981 
14 
Si 
28,086 
15 
P 
30,973 
16 
S 
32,064 
17 
Cl 
35,453 
18 
Ar 
39,948 
4 
19 
K 
39,102 
20 
Ca 
40,08 
21 
Sc 
44,956 
22 
Ti 
47,90 
23 
V 
50,942 
24 
Cr 
51,996 
25 
Mn 
54,938 
26 
Fe 
55,847 
27 
Co 
58,933 
28 
Ni 
58,71 
29 
Cu 
63,54 
30 
Zn 
65,37 
31 
Ga 
69,72 
32 
Ge 
72,59 
33 
As 
74,922 
34 
Se 
78,96 
35 
Br 
79,909 
36 
Kr 
83,80 
5 
37 
Rb 
85,47 
38 
Sr 
87,62 
39 
Y 
88,905 
40 
Zr 
91,22 
41 
Nb 
92,906 
42 
Mo 
95,94 
43 
Tc 
(98) 
44 
Ru 
101,07 
45 
Rh 
102,90
5 
46 
Pd 
106,4 
47 
Ag 
107,87 
48 
Cd 
112,40 
49 
In 
114,82 
50 
Sn 
118,69 
51 
Sb 
121,75 
52 
Te 
127,60 
53 
I 
126,90 
54 
Xe 
131,30 
6 
55 
Cs 
132,90 
56 
Ba 
137,34 
57 
La 
138,91 
72 
Hf 
178,49 
73 
Ta 
180,95 
74 
W 
183,85 
75 
Re 
186,2 
76 
Os 
190,2 
77 
Ir 
192,2 
78 
Pt 
195,09 
79 
Au 
196,96 
80 
Hg 
200,59 
81 
Tl 
204,37 
82 
Pb 
207,19 
83 
Bi 
208,98 
84 
Po 
(209) 
85 
At 
(210) 
86 
Rn 
(222) 
7 
87 
Fr 
(223) 
88 
Ra 
(226) 
89 
Ac 
(227) 
104 
Rf 
(261) 
105 
Db 
(262) 
106 
Sg 
(266) 
107 
Bh 
(264) 
108 
Hs 
(269) 
109 
Mt 
(268) 
110 
Ds 
(281) 
111 
Rg 
(272) 
112 
Cn 
(285) 
113 
Uut 
(284) 
114 
Uuq 
(289) 
115 
Uup 
(288) 
116 
Uuh 
(293) 
117 
Uus 
(291) 
118 
Uuo 
(294) 
 
 
 
 
 
 
 
Los elementos en un determinado período tienen el mismo valor de n, pero 
diferentes configuraciones electrónicas externas. 
 
Ejemplo 
 
Período 2 
3Li: [He]2 2s1 
4Be: [He]2 2s2 
5B: [He]2 2s2 2p1 
6C: [He]2 2s2 2p2 
7N: [He]2 2s2 2p3 
8O: [He]2 2s2 2p4 
9F: [He]2 2s2 2p5 
10Ne: [He]2 2s2 2p6 
 
58 
Ce 
140,12 
59 
Pr 
140,90 
60 
Nd 
144,24 
61 
Pm 
(145) 
62 
Sm 
150,35 
63 
Eu 
151,96 
64 
Gd 
157,25 
65 
Tb 
158,92 
66 
Dy 
162,50 
67 
Ho 
164,93 
68 
Er 
167,26 
69 
Tm 
168,93 
70 
Yb 
173,04 
71 
Lu 
174,97 
90 
Th 
232,03 
91 
Pa 
231,04 
92 
U 
238,04 
93 
Np 
(237) 
94 
Pu 
(244) 
95 
Am 
(243) 
96 
Cm 
(247) 
97 
Bk 
(247) 
98 
Cf 
(251) 
99 
Es 
(252) 
100 
Fm 
(257) 
101 
Md 
(258) 
102 
No 
(259) 
103 
Lw 
(262) 
QUIMICA GENERAL I
 77 
De acuerdo a la configuración electrónica externa, los elementos se clasifican en 
cuatro clases: 
 
1. Elementos representativos o principales: 
Son los elementos de los grupos “A”, desde el IA hasta el VIIA. 
Estos elementos tienen una configuración electrónica externa del tipo ns o una 
combinación de ns y np. 
 
Por ejemplo: 
 
IA 19K: [Ar]18 4s1 
IIA 20Ca: [Ar]18 4s2 
IIIA 31Ga: [Ar]18 3d10 4s2 4p1 
IVA 32Ge: [Ar]18 3d10 4s2 4p2 
VA 33As: [Ar]18 3d10 4s2 4p3 
VIA 34Se: [Ar]18 3d10 4s2 4p4 
VIIA 35Br: [Ar]18 3d10 4s2 4p5 
Para los elementos de los grupos IIIA al VIIA, los orbitales d están completos. 
Estos orbitales son de valencia pero no se incluyen en la configuración electrónica 
externa. 
 
2. Gases nobles: 
Son los elementos del grupo VIIIA. Se considera que pertenecen a los grupos A 
porque tienen configuración electrónica externa del tipo ns o ns np. Tienen los 
orbitales externos totalmente ocupados. Esta es la configuración electrónica más 
estable posible, a la cual tienden todos los elementos. 
 
Por ejemplo: 
 
2He: 1s2 
18Ar: [Ne]10 3s2 3p6 
 
3. Elementos de transición: 
Son los elementos de los grupos “B”, desde el IIIB hasta el II B. Presentan una 
configuración electrónica de valencia del tipo ns (n-1)d. Estos elementos presentan un 
subnivel d parcialmente ocupado. 
 
Por ejemplo: 
 
26Fe: [Ar]18 3d6 4s2 
22Ti: [Ar]18 3d2 4s2 
 
TABLA PERIODICA DE LOS ELEMENTOS
 78 
4. Elementos de transición interna. Lantánidos y Actínidos: 
Aparecen fuera de la tabla, aunque por sus números atómicos pertenecen al 
grupo IIIB. Estos elementos presentan un subnivel f parcialmente ocupado. En los 
lantánidos, números atómicos del 58 al 71, se están ocupando los orbitales 4f, 
mientras que en los actínidos, números atómicos del 90 al 103, se están ocupando los 
orbitales 5f. 
 
 
TENDENCIAS OBSERVADAS EN LA TABLA PERIODICA 
 
1.- La mayoría de los elementos a la izquierda del grupo VA de la tabla periódica 
son metales, incluyendo lantánidos y actínidos. Notables excepciones son hidrógeno, 
carbono y boro, que son no metales. 
 
2.- Aquellos elementos que están a la derecha de la escalera que comienza en el 
boro y termina en el astato, incluyendo el grupo VIIA (halógenos) y VIIIA (gases nobles) 
son no metales. 
 
3.- En cualquier grupo de la tabla periódica, el carácter metálico aumenta de 
arriba hacia abajo y en cualquier período aumenta de derecha a izquierda. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 aumento del carácter metálico 
 
 
4.- El paso de carácter metálico a no metálico no es definido, sino que se hace a 
través de los elementos llamados semimetales. Estos elementos presentancaracterísticas tanto de metales como de no metales. 
Los semimetales son silicio, germanio, arsénico, antimonio, teluro, polonio y 
astato. Algunos autores incluyen al boro dentro de los semimetales. 
 
5.- Los elementos de los grupos IA, IIA y IIIA tienen en el último nivel 1, 2 y 3 
electrones respectivamente. Estos elementos pierden fácilmente esos electrones y 
forman iones positivos (excepto Be y B). Poseen número de oxidación igual al número 
de grupo. Al perder los electrones, toman la configuración electrónica del gas noble 
más próximo. 
IA Na Na+ + 1 e- 
11Na : [Ne]10 3s1 
11Na+ : [Ne]10 
 
IIA Mg Mg2+ + 2 e- 
QUIMICA GENERAL I
 79 
12Mg : [Ne]10 3s2 
12Mg2+: [Ne]10 
 
IIIA Al Al3+ + 3 e- 
13Al: [Ne]10 3s2 3p1 
13Al3+: [Ne]10 
6.- Los elementos de los grupos VA, VIA y VIIA tienen 5, 6 y 7 electrones, 
respectivamente, en el último nivel y tienen tendencia a ganar electrones para tomar 
la configuración del gas noble más próximo, en cuyo caso poseen número de 
oxidación negativo (-3, -2 y -1, respectivamente). Cuando se combinan con otro 
elemento que tiene mayor tendencia que ellos a atraer electrones, actúan con 
números de oxidación positivos, con un valor máximo igual a su número de grupo. 
Por ejemplo: 
 
17Cl : [Ne] 3s2 3p5 
 
Cuando gana un electrón para formar el ión cloruro, adquiere la configuración 
electrónica del argón y tiene número de oxidación -1. Cuando se combina con otro 
elemento más electronegativo como el oxígeno, puede tener números de oxidación 
+1, +3, +5 y +7. El máximo número de oxidación es igual al número de grupo. 
 
7.- Los elementos del grupo IVA tienen 4 electrones en el último nivel y tienden a 
compartirlos en sus combinaciones con otros elementos. El número de oxidación 
puede ser positivo o negativo. 
Por ejemplo: 
 
6C : [He] 2s2 2p2 
 
Cuando comparte los electrones con el hidrógeno formando el metano, su 
número de oxidación es - 4 y si los comparte con el cloro para formar tetracloruro de 
carbono, su número de oxidación es + 4. 
 
8.- Los elementos de los grupos B (elementos de transición) son metálicos, tienden 
a ceder electrones formando iones positivos. El número de grupo no indica el número 
de electrones de valencia. Su carga iónica mas común es + 2 (pierden los electrones 
ns2). Su número de oxidación es positivo y variable, con un valor máximo igual al 
número de grupo. 
 
9.- Los lantánidos y actínidos son metálicos y ceden un número de electrones igual 
al número de grupo al que pertenecen (IIIB). En consecuencia la carga iónica más 
común es + 3. 
 
10.- Los elementos del grupo VIIIA (gases inertes) son generalmente no reactivos. 
 
 
TABLA PERIODICA DE LOS ELEMENTOS
 80 
POTENCIAL DE IONIZACION 
 
Se define potencial de ionización (PI) como la energía requerida para eliminar 
un electrón de un átomo neutro al estado gaseoso y transformarlo en un ión positivo. 
Se elije el estado gaseoso por ser el más simple. El potencial de ionización se mide 
para un mol. 
 
M(g) + E M(g)+ + 1e- 
E = PI 
 
El PI se mide en electrón voltios (eV) o en kilocalorías (kcal). 
 
 1 eV = 23,06 kcal 
 
Definimos el eV como la energía que gana un electrón cuando se lo acelera en 
un campo eléctrico de 1 volt de diferencia de potencial. 
Una caloría es la cantidad de calor que hay que suministrar a un gramo de agua 
para elevar su temperatura en un grado centígrado entre 14,5° C y 15,5° C. 
El PI es una medida cuantitativa de la energía con que el átomo liga a sus 
electrones. 
Hay varios potenciales de ionización para cada elemento, que corresponden a 
la eliminación sucesiva de electrones. 
 
Li(g) + 5,39 eV Li (g) + + 1 e- 
 
La energía que se requiere para eliminar el primer electrón es relativamente 
baja en el Li, esto se debe a que toma la configuración del He que es muy estable. El 
litio es más estable como ión que como átomo neutro por lo que no se lo encuentra 
libre en la naturaleza, sino combinado formando compuestos iónicos. 
Para eliminar el segundo electrón hay que romper esa estructura estable por lo 
que hay que suministrarle mucha energía. Por otra parte, el tamaño se ha reducido al 
no estar ocupado el subnivel 2s, es decir que los dos electrones son atraídos más 
fuertemente por los tres protones del núcleo, por lo que están más fuertemente 
ligados (aumento de la carga nuclear efectiva). 
Para el Li, el segundo potencial de ionización es de 50 eV y el tercero es de 122 
eV. 
 
TENDENCIAS EN EL POTENCIAL DE IONIZACION 
 
El PI aumenta a lo largo del período de izquierda a derecha y esto se debe al 
aumento de la carga nuclear efectiva (Zef) a medida que aumenta el N° atómico. Al 
pasar de un elemento al que sigue en el período, el núcleo aumenta su carga positiva 
en una unidad, mientras que los electrones que se van agregando entran en la misma 
capa de valencia. Esto trae como consecuencia un aumento del Zef. 
QUIMICA GENERAL I
 81 
En otras palabras, a lo largo del período, el efecto de pantalla es el mismo pero 
el número de protones aumenta y como consecuencia aumenta la fuerza de atracción 
sobre los electrones externos. 
Si hacemos una gráfica de PI vs. número de grupo, (las líneas unen elementos 
del mismo período) se observa que el PI dentro del mismo grupo disminuye con el 
aumento número atómico. Esto es lógico pues al aumentar el tamaño por aumento de 
n, el efecto de pantalla es mayor. 
 
VIIIAVIIAVIAVAIVAIIIAIIAIA
 
 
Ar
Cl
SP
Si
Al
Mg
Ne
F
O
N
C
B
Be
Na
Li
He
H
P
o
te
n
ci
a
l d
e
 io
n
iz
a
ci
ó
n
Grupo
 
 
Ejemplos: 
 
3Li : 1s2 2s1 
11Na: 1s2 2s2 2p6 3s1 
19K: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 
 
Los electrones encerrados en los rectángulos de puntos son los responsables 
del efecto de pantalla en cada caso. 
Como podemos ver, el efecto de pantalla sobre el electrón de valencia es cada 
vez mayor y la fuerza con que es retenido por el núcleo cada vez disminuye más (por 
otra parte las fuerzas coulómbicas, como ya sabemos, disminuyen con el cuadrado de 
la distancia). 
Como ya se mencionó, la tendencia general a lo largo del período es que el PI 
aumenta de izquierda a derecha por aumento de la Zef, pero si observamos la gráfica 
vemos que aparecen dos picos a la largo del segundo período, que corresponden a los 
elementos berilio y nitrógeno que presentan un mayor PI al esperado, es decir que 
tienen mayor estabilidad. 
En el caso del berilio se explica por la estabilidad adicional que le confiere un 
subnivel de valencia completo. 
TABLA PERIODICA DE LOS ELEMENTOS
 82 
 
Be : 1s2 2s2 
 
Y en el caso del nitrógeno se debe a la estabilidad adicional que le confiere un 
subnivel de valencia semicompleto. 
 
N : 1s2 2s2 2p3 
 
 
Esquemáticamente: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 aumento del potencial de ionización 
 
 
El PI es el factor más importante para determinar el poder reductor de un 
elemento. Cuando el PI es bajo (es decir que cede electrones fácilmente), el elemento 
es un buen agente reductor. 
 
 
AFINIDAD ELECTRONICA 
 
La afinidad electrónica (AE) o electroafinidad es la energía requerida para 
eliminar un electrón de un ión negativo al estado gaseoso y transformarlo en átomo 
neutro. La afinidad electrónica se mide para un mol y se expresa en eV o en kcal. 
 
X(g)- + E X(g) + 1e- 
E = AE 
En general los elementos no metálicos de los grupos VIA y VIIA tales como los 
halógenos, el oxígeno y el azufre tienen afinidades electrónicas relativamente 
elevadas y son más estables como iones negativos que como átomos neutros. Esto se 
debe a que ocho electrones ns2 np6 representan configuraciones estables. 
 
 
TENDENCIAS EN LA AFINIDAD ELECTRONICA 
 
Se observa que la AE aumenta de izquierda a derecha en el período, debido al 
aumento de la carga nuclear efectiva. Las tendencias dentro del grupo son erráticas, 
pero en general, las AE de loselementos de mayor número atómico de un grupo son 
menores que las de los elementos que están más arriba. 
 
 
QUIMICA GENERAL I
 83 
 
 
 
 
 
 
 
 
 aumento de la afinidad electrónica 
 
La AE es la propiedad más importante para determinar el poder oxidante de un 
elemento. En general, a mayor AE el elemento tiene mayor tendencia a retener o 
tomar electrones y por lo tanto mayor es su poder oxidante. Así los no metales de los 
grupos VA, VIA y VIIA actúan como oxidantes, mientras que los metales de los grupos 
IA, IIA y IIIA actúan como reductores. 
 
 
ELECTRONEGATIVIDAD 
 
La electronegatividad es la capacidad que posee un elemento para atraer 
electrones de un enlace cuando se encuentra unido a otro elemento formando un 
compuesto. 
La electronegatividad es una medida del grado de atracción que tiene un 
átomo por los electrones de un enlace. 
 
Bajo PI 
Metales Poca tendencia para atraer electrones 
 Baja AE 
 
Elevado PI 
No Metales Elevada tendencia para atraer electrones 
 Elevada AE 
 
 
El Cloro tiene siete electrones de valencia y puede unirse a otro átomo de cloro 
para formar una molécula. 
Representando sólo los electrones de valencia 
 
 
 
El par de electrones es compartido por igual por ambos átomos ya que tienen 
igual electronegatividad y la molécula de cloro es no polar. 
Si la molécula se forma con átomos distintos, los electrones del enlace no son 
compartidos por igual y estarán más próximos al átomo más electronegativo. 
Por ejemplo, cuando se forma la molécula de cloruro de hidrógeno. El cloro es 
más electronegativo que el hidrógeno y el par de electrones del enlace estará más 
próximo al átomo de cloro que al de hidrógeno, es decir que no lo comparten por 
igual. En este caso la molécula es polar. 
TABLA PERIODICA DE LOS ELEMENTOS
 84 
 
 molécula polar 
 
Cuando la diferencia de electronegatividades es muy grande hay una 
transferencia de electrones del elemento menos electronegativo hacia el elemento 
más electronegativo. 
 
 
 molécula par iónica 
 
En este caso se forma un ión positivo y un ión negativo. Posteriormente estos 
iones se atraen por fuerzas coulómbicas, formando una molécula par iónica. 
 
 
TENDENCIAS EN LA ELECTRONEGATIVIDAD 
 
 La electronegatividad aumenta de izquierda a derecha a lo largo de un período 
y de abajo hacia arriba en un grupo. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 aumento de la electronegatividad 
 
 
 
 
TAMAÑO ATOMICO 
 
La naturaleza difusa de la distribución de carga electrónica en un átomo hace 
imposible definir el volumen ocupado por el mismo. 
Ninguna esfera de radio definido puede envolver todo la nube electrónica. Por 
este motivo, el tamaño atómico se expresa en función del radio atómico. Para 
elementos que forman moléculas diatómicas homonucleares, el tamaño atómico se 
define en función del radio covalente. Para elementos metálicos con uniones 
metálicas, el tamaño atómico se define en función del radio de van der Waals. 
 
QUIMICA GENERAL I
 85 
Radio covalente 
 
Se define radio covalente como la mitad de la distancia que existe entre los 
núcleos de dos átomos iguales unidos por un enlace covalente. 
Se mide la distancia entre los núcleos en moléculas gaseosas de átomos 
idénticos, por ej. H2, Cl2, N2. 
Esta distancia internuclear se denomina longitud de enlace covalente. La mitad 
de la distancia internuclear es el radio covalente. 
 
 
radio covalente 
 
 
Radio de van der Waals 
 
Se define radio de van der Waals como la mitad de la distancia que existe entre 
los núcleos de dos átomos iguales que se encuentran juntos pero no enlazados. 
 
 
radio de van der Waals 
 
 
TENDENCIAS EN EL TAMAÑO ATOMICO 
 
Los elementos del grupo IA muestran los valores más altos de cada período y 
los elementos del grupo VIIA los más bajos. 
A lo largo de un período el tamaño atómico disminuye de izquierda a derecha, 
esto se debe a que la carga nuclear efectiva aumenta progresivamente y como los 
electrones se van agregando en el mismo nivel, son atraídos más fuertemente 
haciendo que disminuya el tamaño del átomo. 
Dentro de un grupo, el tamaño atómico aumenta de arriba hacia abajo porque 
al pasar de un elemento al siguiente descendiendo en el grupo, aumenta el número 
cuántico principal en una unidad. 
 
 
TABLA PERIODICA DE LOS ELEMENTOS
 86 
 
 
 
 
 
 
 
 aumento del tamaño atómico 
 
 
 
RADIO IONICO 
 
Podemos calcular los radios iónicos a partir de mediciones de la distancia entre 
los iones en los cristales. Esto se realiza mediante difracción de rayos X. 
Por ejemplo, las dimensiones de los iones Na+ y Cl– pueden calcularse de la 
información obtenida de un cristal de cloruro de sodio. 
 
 
 
Las medidas por difracción de rayos X dan una distancia interiónica de 2,36 Å. 
Sin embargo, la dificultad consiste en decidir qué parte de esa distancia corresponde 
al ión Cl– y qué parte al ión Na+, ya que es seguro que ambos iones no tienen el mismo 
tamaño. 
 
11Na : 1s2 2s2 2p6 3s1 
11Na+: 1s2 2s2 2p6 
 
El ión Na+ es más pequeño que el átomo de sodio, ya que al sacarle un 
electrón, queda vacío el nivel n=3 y los electrones son atraídos con más fuerza por el 
mismo núcleo. 
 
17Cl : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 
17Cl– : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 
 
QUIMICA GENERAL I
 87 
El ión Cl– es más grande que el átomo de cloro, ya que al entrar un electrón, la 
repulsión de los siete electrones del último nivel hace que el átomo se expanda. 
Tomando en cuenta el cambio de la carga nuclear efectiva y el efecto de 
pantalla, los investigadores han calculado los radios iónicos que aparecen en las redes 
cristalinas. 
Si graficamos los radios iónicos en función del número de grupo (las líneas 
unen los elementos de un mismo período): 
 
VIA VIIAVAIVAIIIAIIAIA
 
Br
-
Cl
-
F
-
Se
2-
S
2-
O
2-
As
3-
P
3-
N
3-
Ga
3+
B
3+
Al
3+
Ca
2+
Mg
2+
Be
2+
K
+
Na
+
Li
+
 
R
a
d
io
 ió
n
ic
o
Grupo
 
 
Dentro de un grupo el tamaño iónico aumenta cuando descendemos en el 
grupo, al aumentar n. En el período el tamaño disminuye al aumentar la carga positiva 
del ión por aumento de la carga nuclear efectiva. Pero como a lo largo del período los 
elementos a partir del quinto grupo tienden a formar iones negativos, hay un 
aumento brusco del radio iónico, éste luego disminuye por aumento de la carga 
nuclear efectiva. 
No se representan los elementos de grupo cuatro porque los mismos tienden a 
compartir electrones y no a formar iones. 
 
 
SERIES ISOELECTRONICAS 
 
Son series de iones (positivos o negativos) y átomos neutros que presentan el 
mismo número de electrones y por consiguiente la misma configuración electrónica. 
 
Por ejemplo: 
 
7N3– : [He] 2s2 2p6 
8O2– : [He] 2s2 2p6 
9F– : [He] 2s2 2p6 
TABLA PERIODICA DE LOS ELEMENTOS
 88 
10Ne : [He] 2s2 2p6 
11Na+: [He] 2s2 2p6 
12Mg2+:[He] 2s2 2p6 
13Al3+ :[He] 2s2 2p6 
 
otro ejemplo: 
 
16S2– : [Ne] 3s2 3p6 
17Cl– : [Ne] 3s2 3p6 
18Ar : [Ne] 3s2 3p6 
19K+ : [Ne] 3s2 3p6 
20Ca2+: [Ne] 3s2 3p6