Seminario 2 - TP

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Universidad Nacional de Jujuy  Facultad de Ingeniería - Cátedra de QUIMICA II – 2020 - SEMINARIOS Página 1 
 
 
SEMINARIO Nº 2 - PROPIEDADES PERIÓDICAS 
1. De las siguientes propiedades periódicas seleccione las que dependen del potencial atómico efectivo, 
diga de qué tipo es la dependencia y por qué: poder polarizante, entalpía de hidratación, energía de 
ionización, tipo de enlace, fuerza ácida de ácidos binarios y ternarios, afinidad electrónica, 
electronegatividad, fuerza básica de hidróxidos y carácter metálico 
2. Utilizando las reglas de Slater, calcule la carga nuclear efectiva para un electrón: a) 3s del cloro, b) 3d 
y 4s del hierro y c) 4s del calcio. Teniendo en cuenta sólo las Zef prediga y justifique el orden de 
energía de ionización para los electrones de los 2 metales y escriba la configuración electrónica más 
probable del ion Fe
2+ 
3. En relación a la energía de ionización, explique el por qué de la variación general y de algunas 
excepciones, es decir: 
a) Aumenta hacia la derecha en un período y hacia arriba en un grupo 
b) La del P (1012 kJ/mol) es mayor que la del S (999,5 kJ/mol) 
c) La del Al es aproximadamente igual a la del Ga 
d) La del Au (890 kJ/mol) es mayor que la de la plata (731 kJ/mol) 
4. Explique en forma razonada si: a) la segunda energía de ionización del helio será mayor, menor o 
igual a la primera energía de ionización del hidrógeno. b) La primera energía de ionización del sodio 
es 493 kJ/mol y la segunda es 4556 kJ/mol. Justifique con Zef 
5. Indique “verdadero” o “falso”. Justifique: 
a) El carácter metálico de los elementos de una misma familia disminuye al aumentar la masa 
atómica relativa. 
b) Los elementos de carácter más metálico de la tabla periódica son los de la familia del litio. 
c) La electronegatividad crece en una familia al crecer el número atómico. 
d) La afinidad electrónica de los siguientes elementos aumenta de izquierda a derecha: Li, Be, B, C, 
N, O, F. 
e) El radio iónico de las siguientes especies crece regularmente según: Sc
3+
; V
3+
; Fe
3+
; Ca
2+
; K
+
; Rb
+
. 
(De no ser así ordene correctamente). 
6. Ordene de mayor a menor según sus electronegatividades a los siguientes átomos y justifique: 
a) N, Na, Al y P 
b) Be, C, O y Mg 
c) F, Si, Cl y K 
7 ¿Cuál de los siguientes metales reaccionará más violentamente con oxígeno o vapor de agua de la 
atmósfera: Be, Ca, Ba? ¿Por qué? 
8. a) Escriba las configuraciones electrónicas de las especies siguientes: 
N
3–
 (Z = 7), Mg
2+
 (Z = 12), Cl
–
 (Z = 17), K (Z = 19) y Ar (Z 18) 
b) Indique los que son isoelectrónicos, compare sus tamaños y justifique. Corrobore calculando Zef 
c) Indique los que presentan electrones desapareados y el número de los mismos 
9. Indique y justifique la relación entre el potencial iónico y las siguientes propiedades: a) entalpía de 
hidratación y poder polarizante de cationes; b) fuerza básica de hidróxidos; c) fuerza ácida de ácidos 
binarios y ternarios 
10. Los valores de entalpía de hidratación están desordenados. Asigne a cada ion el que le corresponde: 
Ion Li
+
 Sr
2+
 Al
3+
 Mn
2+
 Fe
3+
 Cs
+
 Fe
2+
 
Radio iónico 0,60 1,13 0,50 0,80 0,64 1,69 0,76 
Hhid (kcal/mol) -473,4 -1038 -455,4 -1135,3 -354,2 -70 -130,3 
 
11. Ordene los iones anteriores de acuerdo a su poder polarizante creciente y justifique. Seleccione de 
los siguientes: F
–
, I
–
, S
2–
, P
3–
, los aniones menos y más polarizables y forme con los cationes 
anteriores el compuesto de mayor carácter iónico y el de mayor carácter covalente. Justifique. 
12. Clasifique los siguientes óxidos como ácidos, básicos o anfóteros: MgO, SO3, Ga2O3. Justifique su 
respuesta 
13. a) Dadas las siguientes bases ordénelas según fuerza básica creciente (de izquierda a derecha): 
RbOH, Ba(OH)2, Sc(OH)3. Justifique con potencial iónico. 
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b) Utilizando el concepto de potencial iónico, explique la diferente fuerza ácida de los siguientes 
hidrácidos: H2S, HBr. 
c) Dados los siguientes pares de oxácidos: i) HBrO3, HIO3; ii) HNO2, H2SO4, señale cuál de ellos es 
el ácido más fuerte y justifique su respuesta usando los conceptos de potencial iónico. 
14. Ordene las especies según el criterio solicitado 
i) Disminución del tamaño de los iones Mg
+2
, O
2–
, Na
+
, F
–
 
ii) Disminución de las propiedades ácidas: ZnO, Na2O2, P2O5, MgO 
iii) Disminución del primer potencial de ionización: Mg, Al, Si, Na 
iv) Disminución del tamaño: Cl
–
, S
2–
, Ca
2+
, Ar 
v) Disminución del tamaño de los iones: N
3–
, Na
+
, F
–
, O
2–
, Mg
2+
 
vi) El orden de disminución del carácter básico: MgO, SrO, K2O, NiO, Cs2O 
vii) En orden decreciente de su radio iónico: Li
+
, Mg
2+
, K
+
, Al
3+
 
 
15. Explique lo siguiente: “La primera energía de ionización del átomo de carbono es más grande que la 
del átomo de boro mientras la inversa es verdadera para la segunda energía de ionización”. 
 
CUESTIONARIO ADICIONAL 
Seleccione la opción correcta 
1. El orden correcto para la segunda energía de ionización para carbono, nitrógeno, oxígeno y flúor es 
a) C > N > O > F b) O > N > F > C c) O > F > N > C d) F > O > N > C 
 
2. El elemento con el más alto potencial de ionización es 
a) Boro b) Carbono c) nitrógeno d) oxígeno 
 
3. El primer potencial de ionización, en eV, de los elementos N y O son, respectivamente: 
a) 14,6 y 13,6 b) 13,6 y 14,6 c) 13,6 y 13,6 d) 14,6 y 14,6 
 
4. La electronegatividad de los siguientes elementos aumenta en el siguiente orden 
a) C, N, Si y P b) N, Si, C y P c) Si, P, C y N d) P, Si, N y C 
 
5. El primer potencial de ionización de Na, Mg, Al y Si tienen el siguiente orden 
a) Na < Mg > Al < Si b) Na > Mg > Al > Si c) Na < Mg < Al < Si d) Na > Mg > Al <Si 
 
6. ¿Cuál de las siguientes es la base más fuerte? 
a) AsH3 b) NH3 c) PH3 d) SbH3 
 
7. ¿Cuál de las siguientes especies es la más pequeña? 
a) N
3–
 b) O
2–
 c) F
–
 d) Na
+ 
 
8. Entre los siguientes elementos (cuyas configuraciones electrónicas están dadas abajo) el que tiene la 
energía de ionización más alta es: 
a) [Ne]3s
2
3p
1
 b-[Ne]3s
2
3p
3
 c) [Ne]3s
2
3p
2
 d) [Ne]3d
10
4s
2
4p
3
 
 
9. La afirmación que no es correcta para la clasificación periódica de los elementos es 
a) Las propiedades de los elementos son función periódica de sus números atómicos 
b) Los elementos no metálicos son menos en número que los elementos metálicos 
c) La primera energía de ionización de los elementos a lo largo de un período no varía de manera regular 
con la disminución en número atómico 
d) El subnivel d de los elementos de transición se llenan paulatinamente con el aumento del número 
atómico 
 
10. ¿Cuál de las siguientes especies tiene el máximo número de electrones desapareados? 
a) Mg
2+
 b) Ti
3+
 c) V
3+
 d) Fe
2+
 
 
11. El orden correcto de radio es 
a) N < Be < B b) F
–
 <O
2– 
< N
3–
 c) Na < Li < K d) Fe
3+ 
< Fe
2+ 
< Fe
4+ 
 
12. El orden correcto de fuerza ácida es 
a) Cl2O7 > SO2 > P4O10 b) CO2 > N2O5 > SO3 c) Na2O > MgO > Al2O3 d) K2O > CaO > MgO 
 
 UNIDAD II TABLA PERIODICA 
 Ley periódica de Mendeleiev. Ley Periódica de Moseley: tabla periódica moderna.Aplicación del 
principio de estructuración: configuración electrónica. Periodo y Grupo. Propiedades periódicas: 
relaciones de tamaño (radioatómico, radio iónico); potencial atómico, efecto de pantalla, regla de 
Slater, potencial atómico efectivo, energía de ionización, afinidad electrónica, electronegatividad, 
carácter metálico. Relación entre el potencial atómico y energía de ionización, afinidad electrónica, 
electronegatividad, carácter metálico. Potencial iónico. Influencia del potencial iónico sobre la 
energía de hidratación, el carácter acido base y el tipo de enlace. Polarizabilidad y poder 
polarizante. Propiedades eléctricas y estructurales. Estados de oxidación. 
 
1-ATOMOS MULTIELECTRONICOS. Principiode exclusión de Pauli. Regla de Hund. Principio de 
estructuración(Aufbau) 
El siguiente cuadro corresponde a un repaso de los tema de Química I. Establecer las 
configuraciones electrónicas (CEE) en el estado fundamental de un átomo es clave para 
comprender sus propiedades. 
 
 
 
 
 
2 TABLA PERIODICA 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
2.1) Ley Periódica de Moseley 
Ordeno los elementos según Z creciente .Si los elementos se colocan según aumenta su 
númeroatómicose observa una variaciónperiódica de sus propiedades físicas y químicas. 
Consideremos ahora las configuraciones electrónicas (CE) en elestado fundamental de átomos 
aislados de los elementos, para los diferentes periodos 
H Tiene un solo electrón 1s
2
 Primer periodo 
He Tiene dos electrones 1s
2
 
Li Tiene tres electrones 1s
2
 2p
1
 Segundo periodo 
Be Tiene 4 electrones 1s
2
 2p
2
 
B Tiene 5 electrones 1s
2
 2p
3
 
C Tiene 6 electrones 1s
2
 2p
4
 
N Tiene 7 electrones 1s
2
 2p
5
 
Ne Tiene 8 electrones 1s
2
 2p
6
 
 
En el tercer periodo el llenado de los orbitales atómicos 3s y 3p tienen lugar en una secuencia 
análoga desde el Na al Ar siendo el Argón el último elemento de la serie, tiene 
configuraciónelectrónicaNe 3s
2
 3p
6
 o Ar. 
En el cuarto periodo con K y Ca los siguientes electrones van al orbital 4s en el K y en el Ca será 
Ar 4s
2
. Aquí el patrón cambia, hay 10 electrones para los 10 elementos siguientes desde el Sc al 
Zn con configuración electrónica Ar 4s
2
3d
10
. 
Hay algunas irregularidades como es el caso del Cr=Ar4s
2
3d
4 
sin embargo la 
configuraciónelectrónica del cromo es Ar4s
1
3d
5 
con esta configuración es más estable el átomo, 
mayor estabilidad menor energía.Lo mismo ocurre con el cobre Cu=Ar4s
0
3d
10
. 
Desde el Rb al Xe la secuencia de llenado de los orbitales es la misma que desde el K al Kr 
aunque también haya irregularidades en la distribución de los electrones entre los orbitales 
atómicos s y d. 
En el periodo 6 se llenan los niveles 6s y comienza el llenado de los 4f, estos elementos 
constituyen el grupo de los lantánidos o tierras raras (elementos de transición interna). 
El cerio Ce tiene configuración electrónica Xe 4s
1
6s
2
5d
1
 y el llenado de los orbitales 4f sigue 
hasta completar los 14 electrones de losorbitales 4f para el Lu =.Xe 4f
1
46s25d
1
. 
 
La IUPAC (Unión Internacional de Química Pura y Aplicada) ha dado pautas para nombrar los 
bloques y los grupos de los elementos de la tabla periódica. Resumiendo: 
 Los bloques de elementos se pueden designar utilizando las letras s,p,d,o,f 
Nombres recomendados por la IUPAC para los grupos de elementos de la tabla periódica 
 
NUMERO DE GRUPO NOMBRE RECOMENDADO 
1 Metales alcalinos 
2 Metales alcalinotérreos 
15 Pnictogenos* 
16 Calcógenos 
17 Halógenos 
18 Gases nobles 
*pendiente de ser aprobada por IUPAC 
 
 Los elementos (excepto H) de los grupos 1, 2 y 13 -18 se denominan elementos de los 
grupos principales o representativos. 
 A excepción del grupo 18, los dos primeros elementos de cada grupo principal se llaman 
elementos típicos 
 Los elementos de los grupos 3-11 es decir los que tienen orbitales d parcialmente llenos) 
se denominan elementos de transición 
La IUPAC hace una diferencia entre elementos de transición y elementos del bloque d. Los 
elementos de los grupos 3-12 inclusive se denominan en conjunto elementos del bloque d 
pero, según la IUPAC un metal de transición es un elemento cuyos átomos poseen una capa d 
incompleta o que origina un catión con capa d incompleta. 
 
 
3. CARGA NUCLEAR EFECTIVA (Zef) 
La carga nuclear efectiva es la carga positiva que siente un electrón de un átomo poli electrónico
 
La carga nuclear efectiva Zef que experimentan los electrones en diferentes orbitales atómicos 
puede estimarse utilizando las reglas de Slater. Estas reglas se basan en datos experimentales. 
De que depende el apantallamiento? 
 
4. REGLA DE SLATER 
La carga nuclear efectiva experimentada por los electrones exteriores aumenta a medida que 
pasamos de un elemento al siguiente a lo largo de un período de la tabla periódica. Aunque el 
número de electrones internos no cambia cuando avanzamos en un período, la carga nuclear real 
si aumenta. Los electrones de la capa exterior que se añaden para equilibrar la carga nuclear 
creciente se escudan mutuamente de manera poco eficaces. Por lo tanto la carga nuclear aumenta 
continuamente, en general, en un período. 
Al bajar por una familia la carga nuclear efectiva que los electrones de la capa exterior 
experimentan cambian mucho menos que a lo ancho de un período. La realidad es que la carga 
nuclear efectiva aumenta un poco al bajar por una familia porque las nubes de los electrones 
internos no pueden escudar bien de la carga nuclear a los electrones exteriores. 
 
https://youtu.be/q28ig-P1Eos Sobre carga nuclear efectiva y apantallamiento 
CORRECCIÓN: Br 4p: Z= 35 - 27,4 = 7,6 
CORRECCIÓN: en el cálculo de Zef, cuando dice “masa atómica”, debe decir “número atómico” 
CORRECCIÓN: Br 3d: 1*2 + 1*8 + 1*8 + 9*0,35 = 21,35 
 
Ejercicio2 
2b) Utilizando las reglas de Slater, calcule la carga nuclear efectiva para un electrón: 
i) 4s del Fe Z=26 
De la tabla periódica: CEE Fe: 1s
2
2s
2
p
6
3s
2
3p
6
3d
6
4s
2
 
Para aplicar Slater, conviene escribir la CEE Fe: (1s)
2
 (2s, 2p)
8
 (3s, 3p)
8
 (3d)
6
 (4s)
2
 
 
https://youtu.be/q28ig-P1Eos
n(nivel) N°electrones  (cte. apantallamiento) 
 Zef = 2622,25 = 3,75 
1 2 
10 x 1  10 
2 8 
3 14 14 x 0,85  11,9 
4 1 1 x 0,35  0,35 
  = 22,25 
Observe: Partimos de n = 4, pues nos piden para un electrón de ese orbital 
 10 x 1: corresponde los electrones del nivel n ─ 2 (n= 1 y 2) donde cada electrón 
contribuye con 1, como son diez electrones en total se multiplica por 10 
 14 x 0,85: corresponde los electrones del nivel n ─ 1 ( n =3), donde cada electrón 
contribuye con 0,85, como son 14 electrones en total se multiplica por 14 
 1 x 0,35: corresponde a un electrón en el mismo ns (4s), contribuye con 0,35, como 
tenemos un solo electrón se multiplica por uno. 
ii) 3d del Fe Z=26 
De la tabla periódica: CEE Fe: 1s
2
2s
2
p
6
3s
2
3p
6
3d
6
4s
2
 
Para aplicar Slater, escribimos la CEE Fe: (1s)
2
 (2s, 2p)
8
 (3s, 2p)
8
 (3d)
6
 (4s)
2
 
 
 () Los electrones de niveles posteriores, n = 4, NO contribuyen al apantallamiento 
En el primer caso, la constante de apantallamiento es mayor (los electrones de los orbitales d no 
apantallan efectivamente) La Zef del electrón 4s es menor que la Zef del electrón 3d. Es por esta 
razón que al ionizar un átomo de Fe se pierden primero los electrones 4s. 
El siguiente grafico muestra la variación de la carga nuclear efectiva en función del númeroatómico. 
 
5. PROPIEDADES PERIODICAS 
Las propiedades periódicas son propiedades que presentan los elementos químicos y cuyos 
valores pueden predecirse por la ubicación del elemento en la tabla periódica.. Como estas 
propiedades sufren una variación periódica al ir desplazándonos a lo largo de un grupo o período 
podremos conocer el comportamiento químico del elemento a partir de ellas. 
Son aquellos que tienen una cierta capacidad predictiva, estudiaremos 
 Covalente 
 Radio atómico( ra) Metálico 
 V Waals 
 
Relaciones de tamaño Radio Iónico (*) r 
 r 
 
 I(Energía o Potenciald 
eIonización) 
 Potencial atómico efectivo A (Afinidad electrónica) 
 Permite explicar CM (Carácter Metálico) 
 
(*) Relacionado con el radio iónico y la carga del ion estudiaremos el Potencial Iónico, otra 
propiedad periódica. 
Ejercicio1 
 
4. a) RADIO ATOMICO 
Se define como la media de la distancia que existe entre dos núcleos de átomos iguales unidos por 
enlace químico. 
Radio atómico(ra), es la media de la distancia entre dos núcleos de dos átomos yes distinta 
dependiendo el tipo de unión de los átomos 
Radio covalente, si la unión es covalente, el radio es es la media de la separación internuclear en 
un enlace sencillo homonuclear .Ej. radio de cloro en Cl2 
Radio metálico, es la mitad de la distancia entre dos átomos vecinos más cercanos en una 
redmetálica en estado sólido Ej. Radio del Au (en su red) 
Radio Van der Waals es lamitad de la distanciaa la que hay una mayor proximidad entre dos 
átomos enlazados. Ej radio del Argón 
En un período disminuye hacia la derecha porque en ese sentido aumenta la fuerza culómbica de 
atracción del núcleo con respecto a los electrones periféricos. 
En un periodo (n = constante) el radio disminuye, ya que para los mismos electrones internos (), 
la carga nuclear aumenta conforme se adiciona un electrón en la última capa. 
En un grupo aumenta hacia abajo porque en ese sentido aumenta el número de niveles 
principales. 
 
 
4. b) RADIO IONICO 
Los compuestos iónicos se forman entre dos elementos uno electropositivo y otro electronegativo. 
Na(g)  Na(g) e 
F (g)  e  F (g) 
El radio iónico se puede determinar por varios métodos: 
 Difracción de RX, son datos experimentales , dan solo la distancia internuclear y por lo 
general se toma esta como las suma de los radios iónicos del catión y del anión cercanos a 
la red 
Distancia internuclear entre un catión y el anión más próximo en una red = r
 
 r (1) 
 Lande, en este método tomo la media de la distancia entre dos aniones(supuso que 
estaban en contacto) de la red (r) y reemplaza en (1), permitiendo así encontrar r+ 
 Pauling considero una serie de haluros de metales alcalinos NaCl; KCl, RbBr, CsI. Supuso 
que el radio de cada ion es inversamente proporcional a Zef. 
 
 
Radios de iones isoeléctricos(tienen la misma configuraciónelectrónica) 
 Un catión es apreciablemente más pequeño que el átomo neutro del mismo elemento, 
debido al aumento de Zef, mientras que el radio del anión es mayor que el del átomo 
neutro. 
 En una serie de iones isoeléctricos, los radios disminuyen al aumentar la carga positiva, 
pero hay un aumento comparable de tamaño aumentar la carga negativa 
 
Ejercicio 8 
 
Escriba las configuraciones electrónicas de las especies siguientes: 
 
 
a) N
3–
 (Z = 7), Mg
2+
 (Z = 12), Cl
–
 (Z = 17), K (Z = 19) y Ar (Z 18) 
b) Indique los que son isoeléctricos, compare sus tamaños y justifique. Corrobore 
calculando Zef 
 
a) N
3–
CEE: 1s
2
2s
2
2p
6
= [Ne] 
b) Mg
2+
 CEE: 1s
2
2s
2
2p
6
 = [Ne] 
c) Cl
–
 CEE: 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
p
6
= [Ar] 
d) K CEE: 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
4s
1
=[Ar]4s
1
 
e) Ar CEE: 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
p
6
= [Ar] 
 
b) Isoelectronicos a y b; c y e 
 
Para el cálculo de Zef se tomará como ejemplo el par c y e 
Cl
–
 CEE: 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
= [Ar] 
 
n N°electrones  
1 2 2 x 1 2 
2 8 8 x 0,85  6,8 Zef= 1711,6= 5,4 
3 8 8 x 0,35  2,8 
  = 11,6 
 
 Para el Ar Zef= 18 11,6 = 6,4 
Zef del Cl
–
 es menor que Zef del Ar. 
 Sabemos que a menor Zef, mayor efecto de pantalla, mayor es el radio, el Argón es mayor 
en tamaño que el Cl
– 
 
 
 
4. c) POTENCIAL ATOMICO EFECTIVO (ef) 
 Es la relación entre el número atómico efectivo (Zef) (también llamada carga nuclear efectiva) y el 
radio atómico (r). El potencial atómico efectivo es una medida del campo eléctrico creado por el 
núcleo, tomando en cuenta el efecto de pantalla de los electrones de los niveles completos 
principalmente. 
r
Z
 efef
 
Aumenta hacia la derecha en un período y hacia arriba en un grupo según la variación del radio y 
del número atómico efectivo. 
El potencial atómico efectivo explica las siguientes propiedades: a) carácter metálico, b) 
electronegatividad, c) energía de ionización y d) afinidad electrónica. Por ejemplo, cuanto menor es 
el potencial atómico efectivo el elemento es más metálico, menos electronegativo, tiene menor 
energía de ionización y menor afinidad electrónica. 
4. d) ENERGIA O POTENCIAL DE IONIZACION 
Es la energía necesaria para arrancar un electrón a una especie al estado gaseoso. 
X
0
 (g) + I1  X
+
 (g) + e
–
 
I1 representa la primera energía de ionización 
Su valor indica la fuerza con que el átomo atrae al electrón que se quiere extraer. 
X (g) + I2  X
+ (g) + e
–
 
I2 representa la segunda energía de ionizacion
 
En un periodo aumenta hacia la derecha porque en ese sentido aumenta la carga nuclear efectiva 
Zef. En un grupo, hacia abajo aumenta la Zef, y también aumenta el número de niveles, por lo 
tanto varía poco. 
Ejercicio 3 
En relación a la energía de ionización, explique el por qué de la variación general y de algunas 
excepciones, es decir 
 b) IP(1012 kJ/mol)  IS(999,5kJ/mol) 
Analicemos la CEE de ambos átomos y sus Zef 
P: 1s
2
2s
2
p
6
3s
2
3p
3
 Z=15 
N N°electrones  
1 2 2 x 1 2 
2 8 8 x 0,85  6,8 Zef= 1510,2= 4,8 
3 4 4 x 0,35  1,4 
  = 10,2 
 
 
S: 1s
2
2s
2
p
6
3s
2
3p
4 
 Z=16 
N N°electrones  
1 2 2 x 1 2 
2 8 8 x 0,85  6,8 Zef= 1610,55= 5,45 
3 5 5 x 0,35  1,75 
  = 10,55 
 
Observamos que Zef P Zef S, la I(P) debería ser menor que I(S), sin embargo la energía de 
ionización del P es mayor que la del S, esto es debido a la repulsión de los pares de electrones del 
orbital 3p (con 4 electrones) del S. Un electrón apareado requiere menos energía, se pierde con 
mayor facilidad, menor energía de ionización. 
c) La del Al es aproximadamente igual a la del Ga 
 
 En este caso, si calculamos las cargas nucleares efectivas tenemos: la Zef del Al es 3,15 y la del 
Ga 5 . 
 La Zef del Galio es mayor que la del aluminio, debería tener mayor energía de ionización. El 
apantallamiento realizado por los electrones internos en el Galio incluye a los electrones 3d, y es 
deficiente, se compensa el aumento de carga nuclear con el apantallamiento, en consecuencia las 
primeras energías de Ionización del Al y el Ga son aproximadas. 
 
Ejercicio 4 
b) La primera energía de ionización del sodio es 493 kJ/mol y la segunda es 4556 kJ/mol. 
Justifique con Zef 
 Escribimos la configuración electrónica del Na, y calculamos Zef para ambos iones aplicando las 
reglas de Slater 
CEE Na : [Ne]3s
1
 Z=11 
Para Na
+
 [Ne] 
n N°electrones  
1 2 12 2 
2 8 8 0,85  6,8 Zef= 118,8= 2,2 
3 --- 
  = 8,8 
Para Na
2+
 CEE 1s
2
2s
2
2p
5
 
n N°electrones  
1 2 12 2 
2 7 7 0,35  2,45 Zef= 114,45= 6,55 
3 --- 
  = 4,45 
 
Observe como en el segundo caso (Na
2+
) el Zef es considerablemente mayor que en el primero, 
la fuerza de atracción efectiva que ejerce el núcleo sobre el electrón periférico es mucho mayor, el 
Na
2+
es de menor tamaño queNa
+
y la energía de ionización es mucho mayor. 
 
Analizando el último grafico podemos afirmar 
Los elevados valores de I para gases nobles (He, Ne, Ar, Kr y Xe, todos los máximos de la gráfica) 
de CCE ns
2
np
6
, está en concordancia con su baja reactividad. 
La discontinuidad de la I entre un elemento del grupo 15 y su vecino del grupo 16 se debe a que en 
el grupo 15 el último nivel es del tipo ns
2
np
3
,estando semiocupado. Con esta configuración es más 
difícil ionizar, requiere mayor energía debido a su estabilidad 
La disminución de los valores de I al pasar de un elemento del grupo 2 o del 12 a su vecino del 
grupo 13, como por ej Be (grupo 2) al Boro (grupo 13) hay un pronunciado descenso de la I, que 
puede atribuirse a la relativa estabilidad de la configuración 2s
2
(capa llena) comparada con la 
configuración 2s
2
2p
1
. 
Lo mismo ocurre al pasar del Zn (Grupo12) al Galio (grupo 13), hay que considerar la diferencia 
entre las configuraciones electrónicas 4s
2
3d
10
 y 4s
2
3d
10
4p
1
. 
4e) CARACTER METALICO (CM) 
Está dado por la tendencia del átomo a perder electrones.Está relacionado con el potencial 
atómico efectivo. Cuanto menor es el potencial atómico efectivo mayor es el carácter metálico. 
En un período, disminuye hacia la derecha, y en un grupo aumenta hacia abajo. 
Ejercicio 5 
 Indique “verdadero” o “falso”. Justifique. 
a) El carácter metálico de los elementos de una misma familia disminuye al aumentar la masa 
atómica relativa 
Falso, el carácter metálico aumenta al aumentar el radio atómico, en consecuencia Zef ɸef, 
menor el campo eléctrico creado por el núcleo, mayor facilidad para perder electrones, mayor 
carácter metálico . 
4f) AFINIDAD ELECTRONICA 
Es la energía puesta en juego para transformar un átomo neutro en un ion negativo, al estado 
gaseoso. Mide la tendencia de un anión a retener electrones externos adicionales. 
X
0
 (g) + e
–
 (g)  X
– 
(g) + A 
A es la primera afinidad electrónica 
En un periodo aumenta hacia la derecha, en un grupo disminuye hacia abajo. 
La adición de un electrón a un átomo normalmente es exotérmica. Dos fuerzas electrostáticas se 
oponen entre sí: la repulsión entre los electrones de la capa de valencia y el electrón adiciona, y la 
atracción entre el núcleo y el electrón que llega. Por el contario, las interacciones de repulsión son 
las que dominan cuando el electrón se añade a un anión, y en ese caso, el proceso es endotérmico 
https://www.youtube.com/watch?v=d7qnp8-dqgc A cerca de la tendencia periódica de la 
afinidad y las excepciones 
4g) ELECTRONEGATIVIDAD 
Linus Pauling (1930) estableció el concepto de electronegatividad como la capacidad de un átomo 
en una molécula para atraer electrones hacia si( E
p
. ). Pauling desarrollo por primera vez la idea 
como respuesta a la observación de que los valores de entalpia de disociación de enlaces 
determinados experimentalmente para enlaces heteronucleares no estaban de acuerdo con los 
obtenidos mediante reglas aditivas sencillas. La ecuación muestra la relación entre la entalpia de 
disociación de enlace, D, de una molécula diatómica homonuclear X2y la variación de entalpia de 
atomización ΔHa
0
 de X. 
 ΔHa
0
(X)=1/2*D(X X) 
Para el caso de una molécula heteronuclear XY 
https://www.youtube.com/watch?v=d7qnp8-dqgc
D(X Y)=1/2*[D(X X)+D(Y Y) 
 Electronegatividad de Mulliken (E
m
) 
Uno de los enfoques más sencillos de la electronegatividad es el de Mulliken que toma el valor E
M
, 
para un átomo como la media de los valores de la primera energía de ionización y la primera 
afinidad 
E
M
= 
 
 
 donde I, A están dadas en eV 
Electronegatividad de Allred-Rochow (E
ar
) 
Ellos tomaron como medida de la electronegatividad de unátomo la fuerza electrostática ejercida 
por la carga nuclear Zef, estimada con la regla de Slater sobre los electrones de valencia. 
Dado que las reglas de Slater son empíricas y no se dispone de los radios covalentes para algunos 
elementos esta escala es menos rigurosa e incompleta que la de Pauling. 
 A pesar de la dudosa base científica de los tres métodos, las tendencias de 
laselectronegatividades obtenidas según ellos, están de acuerdo en líneas generales. La escala 
más útil en Química Inorgánica es la de Pauling, al estar basada empíricamente en datos 
termoquímicos. En un período aumenta hacia la derecha, y en un grupo, aumenta hacia arriba. 
 
 
 
Ejercicio 5 
c) La electronegatividad crece en una familia al crecer el número atómico 
Falso, en un grupo(familia) la Zef aumenta hacia abajo, aumenta el radio, en consecuencia 
disminuye el potencial atómico efectivo, disminuye la electronegatividad- 
Ejercicio 6 
 Ordene de mayor a menor según sus electronegatividades a los siguientes átomos y justifique: 
a) N, Na, Al y P 
 Para poder ordenar, se debe estudiar el potencial atómico efectivo en cada caso, para ello es 
necesario el cálculo de Zef y buscar de tabla los radios atómicos en cada caso. 
 
CEE N: 1s22s22p3 
n N°electrones  
1 2 20,85 1,7 
2 4 4 0,35  1,4 Zef= 73,1= 3,9 
  = 3,1 
 
Φef═ 
 
 
═
 
 
= 0,056 
Siguiendo la misma metodología, para los otros átomos tenemos 
Φef N >Φef P >Φef Al >ΦefNa(0,056>0,025 >0,022 >0,0199) 
 E N >E P >EAl>E Na 
Mayor potencial atómico efectivo, mayor es el campo eléctrico generado por el núcleo, mayor 
atracción de los electrones, mayor electronegatividad 
4h) POTENCIAL IONICO 
 Se define por la relación 
ionr
ion del carga
 
 
Se calcula como la relación entre la carga del ion, expresada como el número de electrones 
cedidos (catión) o ganados (anión) y el radio del ion. Es una medida del campo eléctrico generado 
por el ion. 
El potencial iónico crece con la carga del ion y cuando menor es el radio. Tiene una influencia 
directa sobre el tipo de enlace. A 

 más elevado, mayor es la tendencia a formar enlace 
covalente, y a 

 menor, mayor es la tendencia al enlace iónico. Empíricamente, se ha 
determinado que cuando él 

 es mayor que 5, el compuesto es predominantemente covalente. 
 En un grupo aumenta hacia arriba. 
El potencial iónico permita explicar ciertos comportamientos , veamos el cuadro siguiente: 
 
 
 ΔH hid. 
 Tipo de enlace iónico 
Φ± covalente 
 
 Fuerza acida Ácidos binarios 
 Ácidos ternarios 
 Poder polarizante 
 
No se puede decir si en un período aumenta o disminuye, pues en un mismo período los 
elementos pueden formar iones positivos y negativos 
Ejercicio 9 
 ΔH hidratación 
La entalpia de hidrataciónes la energia puesta en juego cuando un ion en estado gaseoso, se 
transforma en un ion acuoso 
M(g) H2O  M
(ac) 
 X(g) H2O  X
(ac) 
El siguiente grafico muestra un catión sodio rodeado de moleculas de agua, se ve como estas se 
orientan según densidad negativa de la misma. 
 
A mayor ± mayor será la fuerza atractiva hacia la carga de signo opuesto 
Ejercicio 10 
 Los valores de entalpía de hidratación están desordenados. Asigne a cada ion el que le 
corresponde 
Ion Li
+
 Sr
2+
 Al
3+
 Mn
2+
 Fe
3+
 Cs
+
 Fe
2+
 
Radio iónico 0,60 1,13 0,50 0,80 0,64 1,69 0,76 
Hhid (kcal/mol) -473,4 -1038 -455,4 -1135,3 -354,2 -70 -130,3 
Para poder asignar la entalpia de hidratación a cada catión tenemos que calcular el potencialiónico 
en cada catión 
 
Ion Li
+
 Sr
2+
 Al
3+
 Mn
2+
 Fe
3+
 Cs
+
 Fe
2+
 
Radio iónico r+ 0,60 1,13 0,50 0,80 0,64 1,69 0,76 
Carga z+ +1 +2 +3 +2 +2 +1 +2 
± 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
± 1,66 1,77 6,00 2,50 4,69 0,60 2,63 
 
De acuerdo al valor del potencial iónico encontrado, asignamos las entalpias de hidratación, mayor 
potencial iónico, mayor es el campo eléctrico generado por el catión, mayor atracción a las 
moléculas de agua, mayor será la energía de hidratación 
Ion Li
+
 Sr
2+
 Al
3+
 Mn
2+
 Fe
3+
 Cs
+
 Fe
2+
 
± 1,66 1,77 6,00 2,50 4,69 0,60 2,63 
Hhid (kcal/mol) -473,4 -354,2 -1135,3 -455,4 -1038 -70 -473,4 
 
 Tipo de enlace 
Si bien la mayor parte de las combinaciones de metales y no metales tienen las características de 
los compuestos iónicos, cuando los electrones más externos del anión experimentan una atracción 
muy intensa hacia el catión, se genera un grado significativo de covalencia en el enlace. Es decir 
que la densidad electrónica del anión se deforma hacia el catión y esta deformación con respecto a 
la forma esférica del anión ideal, se conoce como polarización o polarizabilidad. 
El químico Kasimir Fajans definió las siguientes reglas que resumen los factores favorables a la 
polarización de un enlace iónico y por tanto el incremento en la covalencia: 
 Un catión es más polarizante si es pequeño y tiene una carga positivagrande (mayor 
potencial iónico) 
 Un anión se polariza con más facilidad si es grande y tiene una carga negativa grande 
 Los cationes que no tienen una configuración de gas noble favorecen la polarización. 
A mayor 

+ mayor poder polarizante. Es decir que mayor es la tendencia que tiene el ión positivo 
a inducir la polarización del ion de carga opuesta, por lo que mayor es la tendencia a formar un 
compuesto con más carácter covalente o lo que es lo mismo con menor porcentaje de carácter 
iónico. 
Polarizabilidad tiene que ver con la deformabilidad de la nube electrónica hacia el catión. El 
siguiente grafico ilustra el poder polarizante de un catión, deformando la nube del anión. 
 
 
Regla de Fajans Un catión es más polarizante r z 
 Un anión se polariza más si rz 
Ejercicio 11 
Ordene los iones anteriores de acuerdo a su poder polarizante creciente y justifique. Referido al 
ejercicio 10 
Ion Al
3+
 Li
+
 Fe
3+
 Fe
2+
 Mn
2+
 Sr
2+
 Cs
+
 
Radio iónico 0,50 0,60 0,64 0,76 0,80 1,13 1,69 
Cuanto más pequeño es el catión y mayor la carga 
 Mayor poder polarizante 
 
 Fuerza acida 
A mayor 

, mayor es la fuerza culómbica atractiva por partículas de carga opuesta, menor es la 
tendencia a disociarse en iones y en consecuencia, menor es la "fuerza" ácida (ácidos binarios) o 
básica (hidróxidos). 
Puede decirse entonces que: 
Los ácidos binarios o las bases son más fuertes cuanto menor sea 

. 
Un ácido binario es más fuerte cuanto más desplazado esté el elemento hacia la derecha en un 
período, y hacia abajo en un grupo. 
Una base es más fuerte, cuanto más a la izquierda y más abajo esté ubicado el elemento metálico 
en la Tabla Periódica 
 fuerza atractivaácidos HX 
 fuerza atractiva  basicidad M(OH) 
En los ácidos ternarios se debilita el enlace XO H acidez en compuestos ternarios 
. 
 Ejercicio 13 
a) Dadas las siguientes bases ordénelas según fuerza básica creciente (de izquierda a 
derecha): RbOH, Ba(OH)2, Sc(OH)3. Justifique con potencial iónico 
Según la carga y el radio de los cationes el potencial iónico queda 
± Sc
+3
>± Ba
+2
>± Rb
+
 
El potencial iónico es una medida del campo eléctrico que genera el catión, cuanto más 
alto es, menor es el carácter básico de los hidróxidos, por retener con mayor fuerza a los 
oxidrilos. 
b) Dados el siguiente par de oxácidos: i) HBrO3, HIO3 señale cuál de ellos es el ácido más 
fuerte y justifique su respuesta usando los conceptos de potencial iónico. 
Rexordamos de Química I, el estado de oxidación del oxígeno y del hidrogeno en ambos 
oxácidos es ─2 y +1 respectivamente. Deducimos que el estado de oxidación de los 
halógenos es +5. Como el radio iónico aumenta hacia abajo en un grupo, claramente el 
radio del ion yodo es mayor que el del bromo. Por lo tanto 
± Br
+5
>± I
+5
 
 A mayor potencial iónico, mayor atracción sobre nube electrónica de los oxígenos, se 
desprenderá con mayor facilidad el hidrogeno y en consecuencia es mayor la fuerza acida 
 
PROPIEDADES ELECTRICAS 
 Metales tendencia a perder e Buenos conductores del calor y electricidad 
ELECTRICAS 
 No metales tendencia a ganar e Aislantes 
 
 Semimetales tendencia ganar o 
perder e 
Conductividad intermedia, semiconductores 
 
 Metales Compuestos de elevado número de 
coordinación* 
ESTRUCTURALES 
 No metales Aislantes Numero de coordinación definido y 
bajo 
 
 Semimetales Estructuras complejas, lamina, cadena de 
números de coordinación pequeño 
 Se denomina así a el número de vecinos más próximos a un átomo ( o ion ) en una red 
ESTADOS DE OXIDACIÓN 
El estado de oxidación máximo en los bloques s y p coincide con el número de grupo 
Los elementos de los grupos 1y2 son electropositivos, tienen tendencia a perder electrones 
(agentes reductores), presentan un estado de oxidación +1y+2 respectivamente. Forman óxidos 
básicos 
 Los elementos del grupo 13 tienen estados de oxidación característico +3, el estado de oxidación 
+1 se encuentra en todos los elementos excepto el B., y para el Tl estees el estado más 
estable.Los óxidos de boro son ácidos, los de aluminio y galio anfótero y los de indio y talio 
básicos. 
En el grupo 14 el estado +4 es el estado de oxidación común a todos los miembros del grupo, pero 
a medida que se desciende en el grupo, el estado +2 aumenta en estabilidad. 
 A partir del grupo 15, los estados de oxidación varían por ejemplo en el nitrógeno desde +5 hasta 
 -3 en medio acuoso. 
En el grupo 16 se acentúa también el carácter metálico al descender. El carácter básico de los 
óxidos se acentúa al descender .Son más estables los compuestos con números de oxidación 
más bajos. 
Respecto a los halógenos el F es incapaz de exhibir otro estado de oxidación diferente a -1. Los 
demásintegrantes del grupo varían desde -1,+1,+3,+5,+7 
Os elementos de transición tienen una gran variedad de estados de oxidación, con los valores más 
elevados se comportan como óxidos ácidos, intermedios anfóteros y los más bajos básicos. El 
carácter acido aumenta con el número de oxidación, es más ávido de electrones, tiene tendencia a 
aceptar electrones (mejor agente oxidante). Ejemplo Mn2O7 oxido acido, mayor estado de 
oxidación,MnOoxido básico, menor estado de oxidación 
 
Ejercicio 12 
Clasifique los siguientes óxidos como ácidos, básicos o anfóteros:MgO, SO3, Ga2O3. Justifique su 
respuesta 
 
Ion Mg
+2
 S
2─
 Ga
3+
 
Radio iónico r+ 0,66 1,84 0,62 
Carga z+ +2 ─2 +3 
± 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
± 3,03 1,086 4,83 
 
± Ga
+3
>± Mg
+2
>± S
2─
, en base a este orden concluimos 
 
MgO oxido básico 
 SO3 oxido acido 
Ga2O3 oxido anfótero 
A mayor potencial iónico, mayor número de oxidación,mayor acidez 
 
BIBILOGRAFIA 
 Housecroft C, Sharpe A: Química Inorgánica. Segunda Edición. Edit. Pearson Educación 
S.A.2005. 
 Lic. Molina Ana C.: Apuntes recopilados de clases de Química II. Facultad de Ingeniería 
UNJu 
 Guía de Trabajo Prácticos de Laboratorios 2020. Cátedra de Química II. Facultad de 
Ingeniería UNJu.