UNIDAD 3 CONFIGURACION ELECTRONICA CON ESTABILIDAD ADICIONAL

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QUÍMICA GENERAL E INORGÁNICA 
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BOLILLA 2: TABLA PERIÓDICA. TENDENCIAS EN LA VARIACIÓN DE LAS PROPIEDADES 1 
PRINCIPIOS DE CONSTRUCCION DE LA 
TABLA PERIODICA 
 
En la tabla periódica moderna, los elementos químicos conocidos se ordenan de izquierda a 
derecha y de arriba hacia abajo en función del número atómico (Z) creciente. El número atómico 
es el número de protones contenidos en el núcleo de cada átomo. Ya que el átomo es 
eléctricamente neutro, deberá tener igual número de electrones distribuidos en los orbitales 
atómicos. Esta distribución electrónica (llamada configuración electrónica) se hace teniendo en 
cuenta la energía de los orbitales, llenando los mismos de menor a mayor energía (configuración 
electrónica del estado fundamental), aplicando el Principio de Exclusión de Pauli y la Regla de 
Hund. 
 
Veamos ejemplos de la configuración electrónica del estado fundamental de 
algunos elementos de los periodos 2, 3 y 4 de la tabla periódica: 
 
1.- Ejemplo para el átomo de litio (Li): el litio, elemento del periodo 2, tiene 
número atómico Z=3, por lo tanto tendrá 3 electrones para distribuir en los orbitales. Si 
representamos el orden real de energía de los orbitales hasta el nivel n=2, tendremos: 
 
 
Donde [He]2 se denomina corazón de He, porque corresponde a su configuración 
electrónica (1s2) y 2s1 es la configuración electrónica de valencia del litio. 
 
2.- Ejemplo para el elemento oxígeno (O): el oxígeno, elemento del periodo 2, 
tiene número atómico Z=8, es decir que debemos distribuir 8 electrones en los orbitales, 
de menor a mayor energía, respetando el Principio de Exclusión de Pauli y la Regla de 
Hund. Representando el orden real de energía de los orbitales hasta el nivel n=2, 
tendremos: 
 
 
 
 
 
2pz 2py 2px 
2s 
1s 
n=2 
n=1 
E 
La configuración electrónica del estado fundamental será: 
 1s
2
 2s
1 
O también, si tenemos en cuenta que la configuración 1s
2
 
corresponde al gas noble He, se puede expresar: 
 
 [He]2 2s
1 
n=2 
n=1 
2pz 2py 2px 
2s 
1s 
E 
La configuración electrónica del estado fundamental se 
expresa del siguiente modo: 
 
 1s
2
 2s
2
 2p
4
 o 1s
2
 2s
2
 2px
2
2py
1
2pz
1 
O también, si tenemos en cuenta que la configuración 1s
2
 
corresponde al gas noble He, se puede expresar: 
 
 [He]2 2s
2 2p
4
 
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Donde [He]2 es el corazón de He (1s
2) y 2s2 2p4 es la configuración electrónica de 
valencia del oxígeno. 
 
3.- Ejemplo para el elemento aluminio (Al): el aluminio es un elemento del 
periodo 3, que tiene Z=13. Se deberán distribuir 13 electrones en los orbitales, de menor 
a mayor energía, respetando el Principio de Exclusión de Pauli y la Regla de Hund. 
Representando el orden de energía de los orbitales hasta n=3: 
 
Donde [Ne]10 se denomina corazón de Ne, porque corresponde a su configuración 
electrónica (1s2 2s2 2p6) y el término 3s2 3p1 es la configuración electrónica de valencia 
del aluminio. 
 
4.- Ejemplo para el elemento manganeso Mn: este elemento pertenece al periodo 
4 y tiene Z=25. Debemos ubicar 25 electrones en los orbitales, de menor a mayor 
energía. Si representamos el orden real de energía de los orbitales hasta el nivel n=4: 
 
 
Donde [Ar]18 se denomina corazón de Ar y 4s
2 3d5 corresponde a la configuración 
electrónica de valencia del manganeso. 
 
NOTA: en todos los casos, la parte de la configuración electrónica del estado 
fundamental que sigue al corazón del gas noble, se denomina configuración electrónica 
de valencia y es responsable de las propiedades químicas del elemento. Para cualquier 
elemento los orbitales de valencia son los que se encuentran entre el gas noble anterior 
n=3 
=3 
3pz 
2pz 
Cuya configuración se expresa del siguiente modo: 
 1s
2
 2s
2
 2p
6
 3s
2
 3p
1 
O también, si tenemos en cuenta que la configuración 1s
2
 
2s
2
 2p
6
 corresponde al gas noble Ne: 
 [Ne]10 3s
2 3p
1
 
E 
3py 3px 
3s 
n=2 
n=1 
2py 2px 
2s 
1s 
n=4 
3d 
4s 
3pz 3py 3px 
3s 
n=3 
n=2 
n=1 
2pz 2py 2px 
2s 
1s 
E 
Cuya configuración se expresa del siguiente modo: 
 1s
2
 2s
2
 2p
6
 3s
2
 3p
6 
4s
2
 3d
5 
O también, si tenemos en cuenta que la configuración 1s
2
 2s
2
 
2p
6
 3s
2
 3p
6
 corresponde al gas noble Ar, se puede expresar 
como: 
 [Ar]18 4s
2 3d
5
 
Que también puede escribirse según valor creciente de n, es 
decir: 
 [Ar]18 3d
5
4s
2 
 
 
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y el gas noble que le sigue en la tabla periódica. Los electrones que están llenando los 
orbitales de valencia se llaman electrones de valencia. 
El mecanismo utilizado para los ejemplos citados, puede ser empleado para 
obtener la configuración electrónica de todos los átomos de la tabla periódica. 
 
SEPARACIÓN DE LA TABLA PERIÓDICA EN BLOQUES, DE ACUERDO A LAS 
CONFIGURACIONES ELECTRÓNICAS DE VALENCIA O EXTERNAS DE LOS ELEMENTOS 
(Según orden de llenado de los orbitales) 
 
Referencias 
 
Grupos IA y IIA: uno o dos electrones, respectivamente, ocupan el orbital de valencia ns 
(ns
1
 para los elementos del grupo IA y ns
2
 para los elementos del grupo IIA). 
 
Grupos IIIA al VIIA: los electrones van ocupando los orbitales de valencia ns np (grupo 
IIIA: ns
2
 np
1
; grupo IVA: ns
2
 np
2
; grupo VA: ns
2
 np
3
; grupo VIA: ns
2
 np
4
 y grupo VIIA: ns
2
 np
5
). 
 
Grupo VIII o grupo de los Gases Nobles: He: 1s
2
; el resto de los gases nobles tienen la 
misma configuración electrónica de valencia: ns
2
 np
6
. 
 
Grupos B (del IB al VIIIB) o Elementos de Transición: los electrones van ocupando los 
orbitales de valencia ns (n-1)d. 
 
Elementos de transición interna (lantánidos y actínidos) (grupo IIIB): los electrones van 
ocupando los orbitales de valencia ns (n-2)f. 
 
 
 
 
 
 TRANSICIÓN INTERNA (IIIB) 
GRUPOS B 
VIII 
IIIA A VIIA IIA 
IA 
 ns (n-2)f 
ns 
ns (n-1)d ns np 
ns
2
 
np
6 
1s
2 
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CONFIGURACIONES ELECTRÓNICAS CON ESTABILIDAD ADICIONAL 
 
Como regla general, los elementos tienden a adquirir el estado más estable que es 
el de mínima energía. Los átomos que tienen una configuración electrónica estable son 
químicamente menos reactivos. 
 
Casos de configuraciones electrónicas de valencia que proveen estabilidad 
adicional 
Los elementos que tienen configuraciones electrónicas con estabilida d adicional 
son químicamente menos reactivos que los otros. 
 
1.- Estabilidad adicional de nivel de valencia completo: ocurre cuando todos los 
orbitales de valencia están totalmente ocupados . Este es el caso de los gases nobles. 
Por ejemplos: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
2.- Estabilidad adicional de nivel de valencia semicompleto: ocurre cuando todos 
los subniveles de valencia que poseen electrones se encuentran a medio ocupar (cada 
orbital posee un electrón con el mismo spín). 
Por ejemplo: 
 
 
(Los orbitales de valencia 4p no se consideran porque no poseen electrones) 
 
3.- Estabilidad adicional de subnivel de valencia completo: ocurrecuando el 
subnivel de valencia de mayor energía que posee electrones está completamente 
ocupado. 
Por ejemplo: 
 El Be es un elemento que se encuentra en el nivel n=2, en el que existen dos 
subniveles de energías: el 2s y el 2p, el 2s es el subnive l de mayor energía totalmente 
ocupado por electrones, y el subnivel 2p no se considera porque no posee electrones. 
 
Otros ejemplos: Cu, Ag y Au, elementos del grupo IB. 
a) HeZ=2 : 1s
2
 Nivel de valencia: 
 
1s 
b) NeZ=10 : 1s
2
 2s
2
2p
6
 
 o [He]2 2s
2
2p
6
 Nivel de valencia: 
 
2s 
2p 
 CrZ=24 : [Ar]18 4s
1
 3d
5
 Nivel de valencia: 
4s 
3d 
BeZ=4 : [He]2 2s
2 
 Nivel de valencia: 2p 
2s 
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Veamos el caso del Cu que es equivalente a los casos de Ag y Au: 
En principio, aplicando las reglas antes vistas, se obtiene la siguiente configuración 
electrónica CuZ=29 : [Ar]18 4s
2 3d9; pero, para justificar la configuración real con 
estabilidad de subnivel de valencia completo, un electrón del orbital 4s debe ser 
promocionado al orbital semiocupado del subnivel 3d: 
 [Ar]18 4s
1 3d10 que ordenada convencionalmente será [Ar]18 3d
104s1 
 
 
 
 
 
 
Es un caso de estabilidad adicional de subnivel de valencia completo, porque el 
subnivel de mayor energía que posee electrones, que es el 3d, está completo. El subnivel 
4p no se tiene en cuenta porque está vacío. 
 
4.- Estabilidad adicional de subnivel de valencia semicompleto: cuando el subnivel 
de valencia de mayor energía se encuentra a medio ocupar . 
Por ejemplo: 
 
 TABLA PERIODICA 
 
 Afortunadamente, los químicos descubrieron que cuando los elementos se 
clasifican en base a su número atómico creciente y se ordenan de una manera especial, 
forman familias que presentan tendencias regulares en sus propiedades. El ordenamiento 
de los elementos teniendo en cuenta la periodicidad de sus propiedades, recibe el nombre 
de Tabla Periódica. La Tabla Periódica actual es de doble entrada y está constituida por 
Grupos y Períodos. 
 Todos los elementos que tienen el mismo tipo de configuración electrónica 
externa, pero diferente valor de n, pertenecen a un mismo grupo (columnas verticales). 
.Por ejemplo, el Grupo (IA ó 1): 
Li: [He] 2s1 
Na: [Ne] 3s1 
K: [Ar] 4s1 
Rb: [Kr] 5s1 
Cs: [Xe] 6s1 
 Muchas de las propiedades físicas y químicas de los elementos dependen de la 
configuración electrónica externa y como los elementos de un mismo grupo tienen igual 
configuración externa, sus propiedades también serán periódicas. 
Nivel de valencia: 3d 
4s 
NZ=7 : [He]2 2s
2
 2p
3
 Nivel de valencia: 2p 
2s 
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 Los períodos son las filas horizontales. Los elementos en un determinado período 
tienen generalmente el mismo valor de n, pero diferente configuración electrónica 
externa. Por ejemplo, el Período 2: 
 
Li:[He] 2s1 
 
N[He] 2s2 2p3 
 
Be: [He] 2s2 
 
O: [He] 2s2 2p4 
 
B: [He] 2s2 2p1 
 
F: [He] 2s2 2p5 
 
C[He] 2s2 2p2 
 
Ne: [He] 2s2 2p6 
 
La Tabla se divide en bloques s, p,d y f, denominados así en base al nombre del último 
subnivel ocupado de acuerdo al orden de llenado de los orbitales (Figura 1). 
 
 
Figura 1 
 
 El hidrógeno, el helio y los elementos de los grupos IA y IIA (1 y 2) se llaman 
elementos del bloque s; todos sus electrones externos están en los subniveles s. Los 
elementos de los grupos IIIA a VIIIA (13 a 18) se llaman elementos del bloque p. Todos los 
elementos del bloque p tienen llenos los subniveles s del nivel externo y en algunos 
también están llenos los subniveles d y f. A los elementos de los Grupos IA a VIIIA se los 
denomina elementos representativos ó principales. 
 A los elementos de los grupos IIIB a IIB (3 a 12) se les llama elementos del bloque 
d. Son los denominados elementos de transición. En la mayoría de los casos al recorrer un 
período, la diferencia entre los elementos del bloque d está en la cantidad de electrones d 
en el penúltimo nivel mas externo, es decir el nivel (n-1). Los elementos del bloque d en el 
cuarto período (del Sc al Zn) se llaman primera serie de transición, los del quinto período 
(del Y al Cd) segunda serie de transición y los del sexto período (del Lu al Hg) tercera serie 
de transición. 
Bloque s Bloque f Bloque d Bloque p 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 2 14 10 6 
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 Los elementos de los dos renglones de la parte inferior de la Tabla, los lantánidos y 
los actínidos, se llaman elementos del bloque f. Al recorrer un período, la diferencia entre 
los elementos del bloque f está en la cantidad de electrones que contiene el penúltimo 
nivel más externo ó nivel (n-2). A los elementos del bloque f se los denomina de transición 
interna, porque la variación se produce en un nivel más interno que el correspondiente a 
los elementos de transición. 
 Por otra parte, cada nuevo período corresponde a un nivel ocupado con un nuevo 
número cuántico principal. Esto explica la diferencia en la longitud de los períodos. El 
Período 1 consta de dos elementos y sólo se encuentra lleno el nivel n=1. El Período 2 
consta de ocho elementos, los cuales llenan los orbitales 2s y 2p con hasta ocho 
electrones. En el Período 3, los orbitales 3s y 3p se llenan también con hasta ocho 
electrones más. En el Período 4, no solamente se pueden ocupar los orbitales 4s y 4p, sino 
que puede haber hasta 10 electrones más en los orbitales 3d. Así, pues, hay 18 elementos 
en el Período 4. Los elementos del Período 5 añaden otros 18 electrones al ocupar los 
orbitales 5s, 4d y 5p. En el Período 6, se pueden acomodar un total de 32 electrones ya 
que se empiezan a ocupar los orbitales 4f hasta un máximo de 14 electrones. 
 
TENDENCIAS OBSERVADAS EN LA TABLA PERIODICA 
 Los elementos de la Tabla Periódica pueden clasificarse en metales, no metales y 
metaloides. 
 Un metal conduce la electricidad, posee un brillo metálico y es dúctil y maleable. 
 Un no metal no conduce la electricidad y no es ni dúctil ni maleable. 
 Un metaloide tiene el mismo aspecto que un metal y posee algunas de sus 
propiedades; sin embargo, químicamente se comporta como un no metal. 
 Cuando se observa la Tabla Periódica se encuentra que todos los elementos 
metálicos están en el lado izquierdo y en la parte central de la misma, mientras que los no 
metales aparecen en el lado derecho. Los metaloides (Si, Ge, As, Sb, Te y Po) forman una 
diagonal entre los metales y los no metales. 
 En cualquier grupo de la Tabla, el carácter metálico aumenta de arriba hacia abajo 
y en cualquier período aumenta de derecha a izquierda. El elemento más metálico es el Fr 
y el menos metálico el F. 
 Dado que muchos compuestos iónicos están formados por cationes y aniones 
resulta útil predecir a partir de la configuración electrónica de los átomos neutros como se 
forman estas especies iónicas 
- Los elementos de los grupos IA, IIA y IIIA tienen 1, 2 y 3 electrones en el último 
nivel ó capa respectivamente. 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 del gas noble más próximo. Por ejemplo: 
 Na: [Ne] 3s1 Na+: [Ne] 
 Mg: [Ne] 3s2 Mg2+: [Ne] 
 Al: [Ne] 3s2 3p1 Al3+: [Ne] 
 
 En general en la formación de un catión a partir de un átomo neutro, se pierden 
uno o más electrones del nivel n más alto ocupado. 
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- Los elementos de los grupos VA, VIA y VIIA poseen 5, 6 y 7 electrones en el último 
nivel ó capa respectivamente y tienen tendencia a ganar electrones para tomar la 
configuración del gas noble más próximo. Por ejemplo: 
N: [He] 2s2 2p3 N3-: [He] 2s2 2p6 ó [Ne] 
O: [He] 2s2 2p4 O2-: [He] 2s2 2p6 ó [Ne] 
F: [He] 2s2 2p5 F-: [He] 2s2 2p6 ó [Ne] 
 
En la formación de un anión se agregan uno o más electrones al nivel n más alto. 
Observe que Na+, Mg2+, Al3+, F-, O2-, N3- y Ne cuentan con la misma configuración 
electrónica. El conjunto de átomos e iones que tienen igual número de electrones y 
por lo tanto la misma configuración electrónica en el estado fundamental se 
denomina serie isoelectrónica 
- Los elementos del grupo IVA tienen cuatro electrones en la última capa y tienden 
a compartir esos electrones con otros elementos. El número de oxidación puede ser 
positivo ó negativo. Por ejemplo: 
 C: [He] 2s2 2p2 
 Cuando comparte los electrones con el hidrógeno, el número de oxidación es –4 y 
si los comparte con el cloro, el número de oxidación es +4. 
 - Los grupos B, elementos de transición, son metálicos, tienden a ceder ó compartir 
electrones. El número de grupo no indica electrones de valencia. Su carga iónica más 
común es +2. Cuando se forma un catión los electrones que siempre se pierden primero 
son los del orbital ns y después los del orbital (n-1)d. 
 - Los lantánidos y actínidos son metálicos y ceden un número de electrones igual al 
número del grupo (IIIB). Su carga iónica más común es +3. 
 - Los elementos del Grupo VIIIA con excepción del Kr y el Xe son totalmente no 
reactivos. 
 
RADIO ATÓMICO 
 
 Numerosas propiedades físicas, incluidas la densidad, los puntos de fusión y 
ebullición, están relacionadas con el tamaño de los átomos. A pesar de que las nubes 
electrónicas no tienen un contorno claramente definido, los átomos se empaquetan 
formando moléculas y sólidos, cuyos centros distan entre sí distancias concretas. El radio 
atómico de un elemento se define como la mitad de la distancia entre los núcleos de dos 
átomos vecinos. Si el elemento es un metal que está formando una red tridimensional, la 
distancia es la que 
hay entre dos átomos adyacentes en una muestra sólida (Figura 2a). Si el elemento es un 
no metal, la distancia es la que separa los núcleos de dos átomos unidos por un enlace 
químico (Figura 2b). Este radio se denomina también radio covalente del elemento. 
 De modo general el radio atómico aumenta de derecha a izquierda en un período y 
aumenta de arriba hacia abajo en un grupo. 
 
 
 
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Figura 2 
 
Al descender en el grupo, el radio aumenta porque en cada nuevo período los electrones 
más externos ocupan niveles que están más alejados del núcleo. Al recorrer un período, la 
carga nuclear y el número de electrones aumenta, pero como los electrones se van 
agregando en el mismo nivel se encuentran todos a la misma distancia del núcleo. El 
aumento de la carga nuclear atrae con más fuerza los electrones y el resultado es que el 
átomo es más compacto. 
 
RADIO IONICO 
 El radio iónico afecta las propiedades físicas y químicas de un compuesto iónico. El 
radio iónico es la mitad de la distancia entre dos iones vecinos en un sólido iónico. La 
distancia entre los núcleos de un catión y un anión vecinos es la suma de sus radios 
iónicos. Todos los aniones son mayores que sus respectivos átomos neutros debido a que 
el átomo neutro toma electrones para formar el anión (Figura 4a). Todos los cationes son 
menores que sus correspondientes átomos neutros debido a que el átomo neutro pierde 
uno o más electrones al formar el catión (Figura 4b). 
 
 
Figura 4 
 
 
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De modo general en un grupo el tamaño iónico aumenta de arriba hacia 
abajo. En el período, el tamaño iónico disminuye al aumentar la carga positiva del ión por 
aumento de la carga nuclear. Sin embargo, los elementos a partir del grupo VA tienden a 
formar iones negativos por lo que se produce un brusco aumento en el tamaño iónico, 
que luego vuelve a disminuir por aumento de la carga nuclear. 
 
POTENCIAL DE IONIZACIÓN 
 Muchas de las propiedades químicas dependen de la facilidad con que los átomos 
pierden algunos de sus electrones. 
 Se define Potencial de Ionización como la energía necesaria para arrancar un 
electrón de un átomo neutro al estado gaseoso y transformarlo en un ión positivo. 
 
X(g) + energía X+(g) + 1e- 
 
 La cantidad de energía requerida (proceso endotérmico) para quitar el primer 
electrón del átomo en su estado fundamental se denomina Primer Potencial de Ionización 
(1ºPI). El Segundo Potencial de Ionización (2ºPI) y el Tercer Potencial de Ionización (3ºPI) 
se muestran en las siguientes ecuaciones: 
X+(g) + energía X2+(g) + 1e- 
 
X2+(g) + energía X3+(g) + 1e- 
 
 Cuando se quita un electrón de un átomo neutro, disminuye la repulsión entre los 
electrones restantes. Debido a que la carga nuclear permanece constante, los electrones 
restantes son atraídos con más fuerza y se necesita mas energía para quitar otro electrón 
del ión cargado positivamente. Así, los Potenciales de Ionización aumentan en el siguiente 
orden: 
1ºPI < 2ºPI < 3ºPI 
 En un grupo el Potencial de Ionización aumenta de abajo hacia arriba. Al descender 
en el grupo, los electrones mas externos ocupan un nivel mas alejado del núcleo y por lo 
tanto están mas débilmente atraídos , siendo mas fácil arrancarlos. 
 En un período la carga nuclear efectiva aumenta de izquierda a derecha y como 
consecuencia el electrón mas externo está atraído con más fuerza siendo más difícil 
arrancarlo y el Potencial de Ionización en general aumenta. Las desviaciones en el caso de 
Be y N que presentan un mayor Potencial de Ionización que el esperado, se atribuye a la 
estabilidad adicional que les confiere su configuración electrónica. 
 Los bajos Potenciales de Ionización de la zona inferior izquierda de la Tabla 
explican el carácter metálico de estos elementos. Una pieza de metal es un conjunto de 
cationes rodeado por una nube de electrones de valencia cedidos por los átomos. Sólo los 
elementos de los bloques s, d, f y de la zona inferior izquierda del bloque p, pueden 
formar sólidos metálicos, porque sólo ellos pueden perder electrones con facilidad. 
 Los elementos de la zona superior derecha con altos Potenciales de Ionización, no 
pierden electrones con facilidad y no se comportan como metales. 
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 El Potencial de Ionización es el factor más importante para determinarel poder 
reductor de un elemento. Cuando el PI es bajo, el elemento es un buen agente reductor. 
 
AFINIDAD ELECTRÓNICA 
 La afinidad electrónica es una medida de la tendencia de un átomo a ganar un 
electrón. 
 Se define Afinidad Electrónica como la energía necesaria para arrancar un electrón 
a un ión negativo al estado gaseoso y transformarlo en un átomo neutro. 
 
X-(g) + energía X(g) + 1e- 
 
 La afinidad electrónica es positiva porque es energía que se le entrega al sistema. 
Un valor grande positivo de afinidad electrónica, significa que el ión negativo es muy 
estable (es decir, el átomo tiene una gran tendencia a aceptar un electrón). 
 La Afinidad Electrónica aumenta en un período de izquierda a derecha. El aumento 
de la carga nuclear efectiva, aumenta la atracción por los electrones. Los halógenos 
(Grupo VIIA) tienen los valores más altos de afinidad electrónica, ya que al aceptar un 
electrón adquieren la configuración electrónica estable del gas noble que les sigue. Los 
gases nobles poseen gran estabilidad y cualquier electrón que se agregue tendrá que 
ocupar un orbital de mayor n, este electrón estaría muy débilmente atraído y por lo tanto 
la afinidad electrónica de los gases nobles es prácticamente cero. 
 En un grupo la variación de la afinidad electrónica es muy pequeña y errática. 
 La afinidad electrónica es la propiedad más importante para determinar el poder 
oxidante de un elemento, es decir, la capacidad de un elemento para aceptar electrones 
de un donante. Cuando la afinidad electrónica es alta, el elemento es un buen agente 
oxidante 
 
ELECTRONEGATIVIDAD 
La electronegatividad es la capacidad que posee un elemento para atraer los 
electrones de un enlace cuando se encuentra unido a otro formando un compuesto. 
La electronegatividad es una medida del grado de atracción que tiene un átomo 
por los electrones de un enlace. 
 Los compuestos iónicos están formados por cationes y aniones entre los cuales se 
ha producido una transferencia de electrones. La fuerza electrostática que une a los iones 
en un compuesto iónico se denomina enlace iónico. 
En los compuestos covalentes los átomos están unidos por enlaces covalentes. En 
un enlace covalente los electrones son compartidos por los dos átomos. 
En una molécula como el Cl2, donde los dos átomos son idénticos, cabe esperar 
que los electrones se compartan en forma equitativa y la molécula de cloro presentará un 
enlace covalente no polar. 
En la molécula de cloruro de hidrógeno HCl, los átomos de H y Cl no comparten por 
igual los electrones porque son átomos distintos. El Cl es más electronegativo que el H y el 
par de electrones del enlace estará más próximo al átomo de Cl. En este caso la molécula 
presentará un enlace covalente polar. 
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Es muy común pensar que los enlaces polares son un punto intermedio entre un 
enlace no polar donde los electrones se comparten en forma equitativa y un enlace iónico 
donde la transferencia de electrones es casi completa. 
Una propiedad útil para distinguir el enlace covalente no polar del enlace 
covalente polar es la electronegatividad. Los elementos con electronegatividad alta tienen 
más tendencia para atraer electrones que los elementos con electronegatividad baja. 
Como es de esperarse, la electronegatividad se relaciona con el Potencial de 
Ionización y la Afinidad Electrónica. Los no metales con alto Potencial de Ionización y alta 
Afinidad Electrónica tienen una alta electronegatividad (gran atracción por los electrones). 
Por el contrario, los metales con bajo Potencial de Ionización y baja Afinidad Electrónica 
tienen una baja electronegatividad (poca tendencia a atraer electrones). 
En un grupo la electronegatividad aumenta de abajo hacia arriba y en un período 
aumenta de izquierda a derecha.