TABLA PERIODICA

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UNIDAD II: “Tabla
Periódica” 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
* LEY PERIODICA DE MENDELEYEV: fue publicada en el año 1869 y fue la 
primera tabla periódica de los elementos. 
Se baso en la hipótesis de que las propiedades de los elementos son función 
periódica de sus pesos atómicos. Es decir 
 
“Las propiedades de los elementos se encuentran en 
dependencia periódica con sus pesos atómicos” 
En esta tabla periódica Mendeléyev coloco los 63 elementos conocidos, 
ordenándolos de forma tal que los elementos pertenecientes a una misma 
familia aparezcan en la misma línea vertical. Los coloco en orden creciente de 
masa atómica. 
El descubrimiento del Helio causio a Mendeléyev una gran contrariedad ya que 
este nuevo elemento no tenía un lugar adecuado para colocarse en la tabla, 
pero en realidad su descubrimiento llevaría más tarde a constituir junto con los 
otros gases nobles el grupo 0 
El trabajo de Mendeléiev fue realmente una hazaña científica, especialmente si 
tenemos en cuenta que por esa época se conocían solamente 63 elementos y 
los pesos atómicos y las valencias de muchos de ellos eran incorrectos. 
 
Se definía como VALENCIA: a la capacidad de combinación de sus átomos 
respecto de la del hidrogeno (I) o la del oxígeno. A principios de este siglo se 
determinó que la valencia coincide con el número de electrones que gana, cede, 
o comparte un átomo de un elemento al formar una unión en una sustancia 
química. Mendeléiev pensó en su momento que los pesos atómicos estaban mal 
determinados, pero esto no resulto ser la explicación correcta. Mas 
sorprendente fue el hecho de que para evitar otra incongruencia, dejo lugares o 
huecos en su tabla para ubicar en ellos a elementos todavía no conocidos e 
incluso predijo con asombrosa exactitud muchas propiedades de los mismos, 
por ejemplo, la existencia del eka-aluminio, eka-boro y eka-silicio. El 
eka-aluminio resulto ser el galio, el eka-boro el escandio, y el eka-silicio el 
germanio. 
Todas las tablas periódicas conocidas después fueron ligeras modificaciones de 
esta y se continuaron usando los pesos atómicos de los elementos como base 
para su ordenamiento. 
Se mantenían, sin embargo, las dificultades para justificar las inversiones de 
pesos atómicos que debían aparecer en el ordenamiento para poder respetar 
las propiedades de los elementos como en los casos del argón y el potasio, el 
cobalto y níquel, y el telurio y yodo 
* LEY DE MOSELEY: esta ley define que cuando un átomo emite un rayo X 
existe una relación de tipo sistemática entre su número atómico y la longitud de 
onda. 
La importancia de esta le reside en que dejo atrás la noción de que el número 
atómico fuera simplemente la representación del puesto que tenía cada 
elemento en la tabla periódica. 
Enuncia la ley periódica moderna: también es una medida de la capacidad de 
un átomo o molecular para atraer pares de electrones en el contexto de un 
enlace químico. 
Cuando los elementos se ponen en orden de sus números atómicos sus 
propiedades físicas y químicas muestran tendencias periódicas 
A partir de esta contribución de Moseley, se pudo asignar un ordinal a cada 
elemento y se pudo saber que huecos faltaba por rellenar, estableciendo 
además el número exacto de lantánidos. 
* TABLA PERIODICA MODERNA: incluye todos los elementos conocidos, 
ubicados en orden creciente de sus números atómicos, sin ningún tipo de 
inversión. Los elementos quedan dispuestos en la tabla, formando hileras 
horizontales, llamadas periodos y columnas verticales llamadas grupos. Todos 
los elementos de un mismo grupo tienen propiedades químicas similares. 
La tabla periódica en uso tiene 18 columnas verticales en lugar de 8 como la de 
Mendeléiev. 
La IUPAC recomienda que para los elementos desde el número atómico 104 en 
adelante una nomenclatura directamente vinculada con su número atómico y el 
uso de símbolo de tres letras. Además, en 1985 propuso el uso de una nueva 
numeración corrida del número 1 al 18 en lugar de la tradicional división en 
grupos A y B 
* CONFIGURACION ELECTRONICA: indica la manera en la cual los 
electrones se estructuran, comunican u organizan en un átomo de acuerdo con 
el modelo de capas electrónicas, la configuración electrónica es importante ya 
que determina las propiedades totales de combinación química de los átomos 
y por lo tanto su posición en la tabla periódica de los elementos 
1 PERIODO: aparecen solo dos elementos el hidrogeno y el helio, ya que el 
número de combinaciones posibles de números cuánticos para el orbital 1s es 
dos. Comúnmente decimos que este orbital se llena o está ocupado por dos 
electrones. Sin embargo, no hay que olvidar que los orbitales no son un 
conjunto de cajas vacías ubicadas sobre una escala energética. 
2 PERIODO: este periodo tiene 8 elementos y termina en el neón. 
3 PERIODO: tiene 8 elementos, si tenemos en cuenta el diagrama de energía 
vemos que se ocupa el orbital 4s antes que el 3d estos 8 elementos 
corresponden al llenado de los orbitales 3s y 3p. los elementos en cuyo átomo 
el ultimo electrón se encuentra en un orbital s o p se denominan elementos 
representativos. 
4 PERIODO: comienza con el potasio, y el orbital 4s se completa con el calcio, 
pero por ubicación de nivel energético corresponderá el llenado de los 5 
orbitales 3d. esto da lugar a 10 elementos por acomodamiento de 10 electrones. 
Estos elementos en los cuales el último electrón de sus átomos se encuentra 
en un orbital d se denominan elementos de transición. 
5 PERIODO: los niveles energéticos que deben completarse son 5s 4d y 5p, el 
número total de elementos de este periodo es 18 
6 PERIODO: se llena primero el orbital 6s, luego aparece el Lantano y luego se 
completan primero los 7 orbitales 4f, comenzando con el Cerio y finalizando con 
el Lutecio. Estos elementos, en los cuales el ultimo electrón del átomo se 
encuentra en un orbital f, se denominan elementos de transición interna y en 
particular los elementos de transición interna del 6 periodo se llaman 
lantánidos. Luego se completa por el llenado de los orbitales 5d y 6p. En total 
son 32 elementos 
7 PERIODO: comienza con el llenado del orbital 7s, con los elementos francio y 
radón; luego aparece un elemento con su ultimo electrón en el orbital 6d, el 
actinio, y seguidamente se completan los 7 orbitales f, y aparecen 14 elementos 
denominados actínidos o transuranidos. 
La configuración electrónica de los últimos elementos desde el 104 en adelante 
no se conoce con exactitud. 
* PERIODO: en la tabla periódica los elementos están ordenados de forma que 
aquellos con propiedades químicas semejantes, se encuentren situados cerca 
uno de otro. 
Los elementos se distribuyen en filas horizontales, llamadas periodos. 
Los periodos no son todos iguales, si no que el número de elementos que 
contienen va cambiado. 
El periodo que ocupa un elemento coincide con su última capa electrónica, es 
decir, un elemento que tenga cinco capas electrónicas estará en el quinto 
periodo. En otras palabras, el número de niveles energéticos de un átomo 
determina el periodo al que pertenece. 
Los elementos en el mismo periodo muestran tendencias similares en radio 
atómico, energía de ionización, afinidad electrónica y electronegatividad. 
* GRUPO: las columnas de la tabla reciben el nombre de grupos. Existen 18 
grupos numerados del 1 al 18 
En un grupo las propiedades químicas son muy similares, porque todos los 
elementos del grupo tienen el mismo número de electrones en su última capa, 
esto se debe a que las propiedades químicas dependen profundamente de las 
interacciones de los electrones que están ubicados en los niveles más externos. 
Los elementos de un mismo grupo tienden a mostrar patrones en el radio 
atómico, energía de ionización y electronegatividad. 
* PROPIEDADES PERIODICAS: Son propiedades que presentan los elementos 
químicos y que se repiten secuencialmente en latabla periódica. Por la 
colocación en la misma de un elemento, podemos deducir que valores 
presentan dichas propiedades, así como su comportamiento químico. 
 
 
* RADIO ATOMICO: el tamaño del átomo es difícil de definir por dos razones 
* se trata de un sistema dinámico de partículas muy influenciado por los átomos 
que lo rodea 
* lo orbitales que componen la corteza electrónica no tienen unas dimensiones 
conocidas 
El radio atómico es la mitad de la 
distancia entre los núcleos de 
dos átomos iguales enlazados 
entre sí. 
- en un PERIODO al aumentar el 
número atómico, disminuye el 
radio atómico 
Al aumentar el número atómico de los elementos de un mismo periodo, se 
incrementa la carga nuclear efectiva sobre el electrón más externo y el número 
de niveles ocupados no varía. En consecuencia, aumenta la intensidad de 
atracción entre el electrón y el núcleo, por lo que disminuye la distancia entre 
ellos 
- en un GRUPO al aumenta el número atómico aumenta el radio atómico 
Al aumentar el número atómico de los elementos de un grupo, se incrementa el 
número de niveles ocupados, mientras que la carga nuclear efectiva sobre el 
electrón externo es la misma. En consecuencia, aumenta el radio atómico 
Aumenta hacia abajo porque aumenta el número de niveles de energía. 
Disminuye hacia la derecha porque aumenta la carga nuclear y el número de 
niveles es el mismo. 
* RADIO INONICO: Esta propiedad es importante cuando se estudian 
compuestos iónicos, ya que la estructura tridimensional de estos depende 
exclusivamente del tamaño de iones involucrados 
En general 
*los cationes son de menor tamaño que los átomos de lo que proceden. El 
menor número de electrones respecto del átomo neutro da lugar a un menor 
apantallamiento y, por lo tanto, el electrón más externo del catión está sujeto a 
una carga nuclear efectiva mayor: el radio del catión es menor que el átomo 
neutro, ya que ele electrón externo está sujeto a una atracción nuclear más 
efectiva 
*los aniones son de mayor tamaño que los átomos respectivos. El anión está 
constituido por un número mayor de electrones, por lo que su apantallamiento 
sobre su electrón más externo es mayor; como la carga nuclear es la misma en 
ambos, el resultado es que la carga nuclear efectiva sobre el electrón externo es 
mayor en el átomo que en su anión. Como consecuencia el radio del anión es 
mayor que el del átomo neutro 
al extraer del átomo asilado uno o más electrones se producirá una 
disminución del radio, mientras que, al agregar uno o más electrones a un 
átomo aislad se producirán repulsiones de las nubes electrónicas con la 
consiguiente expansión y aumento de tamaño en relación a la especie neutra 
 
𝑐𝑎𝑡𝑖𝑜𝑛 < 𝑎𝑡𝑜𝑚𝑜 𝑛𝑒𝑢𝑡𝑟𝑜 < 𝑎𝑛𝑖𝑜𝑛 
 
 
* POTENCIAL ATOMICO: Es un potencial eléctrico, solo podemos hablar de 
potencial atómico en un periodo 
 
ϕ = 
z 
ra 
= 
c arg a 
radio 
 
 
En un PERIODO el potencial atómico aumenta hacia la derecha en un periodo ya 
que aumenta la carga nuclear efectiva y disminuye su radio. 
En un GRUPO al aumentar la carga nuclear aumenta el radio atómico, así que es 
difícil deducir como varia este potencial 
* POTENCIAL ATOMICO EFECTIVO: es lo mismo solo que utilizamos la carga 
nuclear efectiva. La carga nuclear actúa sin interferencia sobre los electrones del 
primer nivel, pero en la segunda capa ya existe una nube electrónica previa del 
nivel anterior, que produce un apantallamiento sobre la carga nuclear por lo 
que existe un efecto pantalla aun mayor con el átomo del tercer periodo. 
En un GRUPO la carga nuclear efectiva es constante y como el radio atómico 
aumenta hacia abajo el potencial atómico efectivo aumenta hacia arriba 
En un PERIODO poseen el mismo efecto pantalla y la carga nuclear efectiva 
aumenta hacia la derecha y el radio atómico disminuye hacia la derecha. Por lo 
tanto, el potencial atómico efectivo aumenta hacia la derecha 
* EFECTO PANTALLA: es una barrera de electrones de un mismo nivel, los 
cuales ejercen fuerzas de repulsión sobre electrones de mayor nivel, 
disminuyendo así la probabilidad de encontrar estos electrones en niveles 
inferiores. Cada nivel produce efecto de coló pantalla, por lo tanto, a mayor 
número de electrones mayor efecto pantalla. 
El efecto pantalla es una interferencia entre la última orbita su núcleo, es menor 
en os orbitales s que están menos cubiertos y más cerca del núcleo y aumenta 
progresivamente. 
En los orbitales d y f tenemos una baja probabilidad de encontrar sus electrones 
cerca del núcleo ya que la carga nuclear queda bien apantallada por los 
electrones s y p más internos. Este fenómeno se hace más fuerte en los 
elementos pesados, los del sexto periodo debido a la introducción de 
correcciones relativistas de contracción de orbitales s y p, aumentando su 
efecto pantalla. 
 
* REGLAS DE SLATER: 
apantallamiento de Slater. 
Zeff = Z − s = Z −σ donde sigma o s es la constante de 
Slater dedujo una serie de reglas empíricas para el cálculo de sigma. 
Para utilizar esta serie de reglas, debemos ordenar los orbitales por número 
cuántico principal y seguir las siguientes reglas 
1- Todos los electrones de orbitales de numero cuántico principal más grande 
contribuyen cero 
2- Cada electrón del mismo número cuántico principal contribuye 0,35, excepto 
cuando el electrón que se estudia está en un orbital a,d o f en cuyo caso los que 
están en orbitales s y p cuentan por 1,00 cada uno 
3- Los electrones que están en el nivel cuántico principal (n-1) contribuyen 0,85 
cada uno excepto que cuando estudiamos un electrón que está en orbital d o f, 
en cuyo caso cuentan con 1,00 cada uno 
4- Todos los electrones de los niveles cuánticos principales inferiores cuentan 
por 1,00 cada uno 
Por ejemplo, para calcular la carga nuclear efectiva de uno de los electrones 2p 
del átomo de oxígeno 1s22s22p4, primero detectamos la constante de 
apantallamiento 
σ = (2*0.85) + (5*0,35) = 3,45 
Zeff = Z −σ = 8 − 3,45 = 4,55 
Así un electrón 2p el oxígeno no experimenta la atracción total de los ocho 
protones del núcleo si no solo una carga de alrededor de 4,55 
Sin embargo, las reglas suponen que los electrones s y p experimentan la misma 
carga nuclear, lo cual no es así. Clementi y Raimondi obtuvieron valores más 
precisos de la carga nuclear efectiva, para ello los electrones del orbital s son 
más penetrantes. 
El Zeff es muy útil para las propiedades químicas. 
El potencial atómico y potencial atómico efectivo dan idea de la magnitud del 
campo eléctrico de un átomo 
 
 
El potencial atómico es el campo eléctrico generado por el núcleo y que actúa 
sobre la superficie del átomo si no hubiera electrones internos. Como esto no 
es real se usa el potencial electrónico efectivo que es el campo electrónico 
generado por el núcleo sobre la superficie del átomo, pero considerando y 
efecto pantalla de los electrones internos 
* ENERGIA DE IONIZACION: al suministrar suficiente energía a un átomo 
neutro, se consigue arrancarle un electrón y obtener el correspondiente ion 
positivo o catión 
La energía de ionización I es la mínima energía necesaria para que un átomo 
neutro de un elemento X, en estado gaseoso y su estado electrónico 
fundamental, ceda un electrón de su nivel externo y de lugar a un ion 
monopositivo X (+) también en estado gaseoso y en su estado electrónico 
fundamental 
𝑋 (𝑔) + 𝐼 (𝑒𝑛𝑒𝑟𝑔𝑖𝑎 𝑑𝑒 𝑖𝑜𝑛𝑖𝑧𝑎𝑐𝑖ó𝑛) → 𝑋+(𝑔) + 𝑒− 
Potencial de ionización: 96.5 kj/mol 
otra forma de decirlo, es la facilidad con la que se pierde un electrón 
- en un PERIODO al aumentar el número atómico de los elementos, se 
incrementa la atracción nuclear sobre el electrón más externo, ya que 
disminuye el radio atómico y aumenta la carga nuclear efectiva sobre él. Por ello 
en un periodo al aumentar el número atómico se hace mayor la energía de 
ionización 
- en un GRUPO al aumentar el número atómicodisminuye la atracción nuclear 
sobre el electrón más externo, ya que aumenta el radio atómico, no varía 
además la carga nuclear efectiva. Por lo tanto, al aumentar el radio atómico 
disminuye la energía de ionización. 
 
 
Podemos hablar de primera, segunda y tercera energía de ionización 
X(g) + I → X+ (g) + 1e- 1ª energía de ionización de 
X X(g) + I → X2+ (g) + 1e- 2ª energía de ionización 
de X X(g) + I → X3+ (g) + 1e- 3ª energía de 
ionización de X 
Es lógico pensar que las sucesivas energías de ionización sean mayores, ya que 
el menor número de electrones supone menor apantallamiento sobre el 
electrón y por lo tanto mayor atracción nuclear sobre él. Se observan algunas 
regularidades: 
• Los elementos alcalinos, alcalinotérreos y los del grupo 13 
presentan un notable aumento de la segunda, la tercera y la cuarta 
energías de ionización, respectivamente, que explica la tendencia a formar 
cationes monovalentes, divalentes y trivalentes, según el caso. 
Na: [Ne] 3s1 → Na+: 
[Ne] Ca: [Ar] 4s2 → 
Ca2+: [Ar] 
Al: [Ne] 3s2 3p1 → Al3+: [Ne] 
La configuración electrónica de estos cationes es la del gas noble del período 
anterior, ns np y sugiere, por lo tanto, que esa configuración electrónica aporta 
al sistema una estabilidad adicional. 
• Aunque la tendencia general en los períodos es el aumento de 
la energía de ionización, al elevarse el número atómico, se aprecia 
disminución de las parejas de berilio (Z = 4)/boro (Z = 5) y magnesio (Z = 
12)/aluminio (Z = 13). 
La explicación consiste en que el Be y el Mg tienen una configuración 
electrónica de valencia ns2 que es más estable que la configuración ns2 np1 que 
presentan el B y el Al. 
Be: [He] 2s → B: [He] 2s2 2p1 
Mg: [Ne] 3s → Al: [Ne] 3s2 3p1 
• Las parejas de elementos nitrógeno (Z = 7) / oxígeno (Z = 8) y fósforo 
(Z = 15) / 
azufre (Z = 16) también son excepciones respecto a la tendencia general. 
La explicación es, de nuevo, la mayor estabilidad de la configuración electrónica 
del N y el P, ns2 np3 con los tres electrones p desapareados, respecto a la del O 
y el S, ns2 np4 . 
N: [He] 2s2 2p3 O: [He] 2s2 2p4 
 
P: [Ne] 3s2 3p3 S : [Ne] 3s2 3p4 
El valor de la energía de ionización depende del radio atómico y de la carga 
nuclear efectiva, por lo tanto, depende del potencial atómico efectivo, si el 
potencial atómico efectivo es alto atrae muchos los electrones y requiero mayor 
energía de ionización 
A mayor potencial atómico efectivo mayor energía de ionización. 
* AFINIDAD ELECTRONICA: es la energía asociada al proceso de agregar un 
electrón a un átomo gaseoso aislado en el estado fundamental. 
𝑋(𝑔) + 𝑒− → 𝑋−(𝑔) + 𝐴 (𝐴𝑓𝑖𝑛𝑖𝑑𝑎𝑑 𝑒𝑙𝑒𝑐𝑡𝑟𝑜𝑛𝑖𝑐𝑎) 
Otra definición seria es la energía intercambiada en el proceso por el que un 
átomo neutro X, en estado gaseoso y en su estado electrónico fundamental 
recibe un electrón y se transforma en un ion mono negativo, también en 
estado gaseoso y en su estado electrónico fundamental. 
Este proceso puede ser endotérmico o exotérmico, dependiendo de que 
requiera energía para llevarse a cabo o que desprenda. El valor de la afinidad 
electrónica informa la tendencia a formar el anión, cuanta más energía 
desprenda en su proceso de formación, más fácilmente se constituirá el anión. 
Se observan algunas regularidades que se pueden explicar con la configuración 
electrónica: 
* los elementos halógenos son los que forman aniones mononegativos con 
mayor facilidad. Todos ellos tienen una estructura electrónica de valencia ns2 
np5 y por lo tanto al aceptar el electrón alcanza la estructura electrónica 
externa de gas noble, ns2 np6 que es la más estable 
*los elementos alcalinosterreos y los del grupo 15 presentan una mínima 
tendencia a aceptar un electrón. Esto es debido a que sus estructuras 
electrónicas externas son ns2 y ns2np3 que confieren estabilidad adicional al 
sistema 
La afinidad electrónica de cualquier anión es siempre positiva, es decir los 
aniones no presentan tendencia a aceptar electrones, lo que no significa que 
los aniones con más de una carga negativa sean inestables; la estabilidad de un 
ion depende sobre todo de sus enlaces químicos. 
El oxígeno (Z = 8) constituye un ejemplo muy 
ilustrativo: la afinidad electrónica del átomo de 
oxígeno es negativa (-142 kJ/mol) y la del anión 
mononegativo formado es positiva (780 kJ/mol): 
O (g) + e- → O- (g) ∆H = -142 kJ/mol 
O- (g) + e- → O2- (g) ∆H = +780 kJ/mol 
No obstante, en los compuestos iónicos en los que participa el oxígeno es 
común encontrarlo en forma de ion oxido, O2- , que se encuentra estabilizado 
por los cationes vecinos. 
- en un GRUPO: el aumento del radio atómico traerá aparejada una menor 
atracción de la carga nuclear hacia el nuevo electrón, debería esperarse 
entonces menor estabilidad del ion formado y consecuentemente menor valor 
absoluto de afinidad electrónica. 
- En un PERIODO: podemos suponer que, debido al aumento de la carga nuclear 
al aumentar Z, se verá favorecido el ingreso de un electrón y por lo tanto se 
producirá un aumento de la afinidad electrónica a lo largo del periodo. 
* ELECTRONEGATIVIDAD: es la tendencia relativa de los átomos para 
atraer los electrones de otros átomos con los que esta enlazado. 
Pauling estableció una escala arbitraria de 
electronegatividades, asignando a átomo más 
electronegativo, el flúor, el valor de 4 y a partir del 
todos los demás. 
En general: 
 
 
-en un PERIODO las electronegatividades se incrementan al aumentar el número 
atómico 
-en un GRUPO aumentan al disminuir los números atómicos 
 
 
Los gases nobles carecen de valor de electronegatividad, lo que es lógico si 
consideramos que estos elementos se caracterizan por su mínima tendencia a 
formar enlaces con los demás elementos. 
Esta magnitud es muy útil cuando tratamos de predecir el tipo de enlace que se 
formara: 
+ si la diferencia de electronegatividades es muy grande el enlace será iónico 
*s la diferencia es pequeña, será covalente, más o menos polarizado. 
 
 
* CARACTER METALICO: sabemos que los metales y los no metales se 
distinguen entre sí por sus propiedades físicas y químicas, que varían 
gradualmente a lo largo de la tabla periódica. 
Esta variación gradual hace que algunos de los elementos no correspondan 
exactamente con metales o con no metales, por lo que reciben el nombre de 
semimetales. Son los que aparecen en la zona marcada: Boro, aluminio, silicio, 
germanio, arsénico, antimonio, telurio, polonio y astato 
Las propiedades que definen y diferencian a los metales de los no metales son: 
 
 
Numero de coordinación: son los números de vecinos más próximos. Los 
metales presentan número de coordinación alto cerca de 8-12, los no metales 
poseen número de coordinación de 1,2,3 átomos, y los semimetales de 4-6 
átomos 
La menor atracción de electrones se produce donde menor sea la carga 
nuclear efectiva. Por lo tanto, el carácter metálico es inverso en su crecimiento 
al potencial atómico efectivo 
*POTENCIAL ATOMICO EFECTIVO Y..... 
 
ENERGIA DE IONIZACION El valor de la energía de ionización 
depende del radio atómico y de la carga 
nuclear efectiva, por lo que depende del 
potencial atómico efectivo. Si el 
potencial atómico efectivo es alto, atrae 
mucho los electrones y requiero mucha 
energía de ionización. A mayor potencial 
mayor energía de ionización 
AFINIDAD ELECTRONICA Los mismo que la energía de ionización. 
A mayor potencial atómico efectivo 
mayor afinidad electrónica 
ELECTRONEGATIVIDAD Lo mismo que energía de ionización y 
afinidad electrónica. 
CARACTER METALICO La menor atracción de electrones se 
produce donde existe menor carga 
nuclear efectiva. Por lo que el carácter 
metálico es inverso en el crecimiento 
que el potencial atómico efectivo 
 
 
* POTENCIAL IONICO: el potencial iónico es igual al cociente entre la carga 
del ion que no es el número atómico y su radio iónicoϕ + = 
z +
 
r + 
El potencial iónico se mide conceptualmente, esta 
propiedad da una idea del campo eléctrico que general el 
ion sobre su superficie. Es la fuerza con la que el ion va a 
ϕ − 
= 
z − 
= 
q − 
r − r − 
atraer a iones de carga opuesta. 
A mayor potencial iónico, mayor campo eléctrico y por lo 
tanto mayor fuerza atractiva por partículas de carga opuesta al campo eléctrico 
- en un GRUPO disminuye al aumentar el radio atómico ya que la carga 
permanece constante y lo que varía es el radio 
-en un PERIODO no podemos hacer comparaciones globales podemos referirnos 
a cationes isoelectronicos y aniones isoelectronicos 
CATIONES ISOELECTRONICOS el potencial iónico positivo aumenta con el 
numero atómico 
ANIONES ISOELECTRONICOS potencial iónico negativo disminuye al aumentar el 
número atómico 
* POTENCIAL IONICO Y FUERZA DE ACIDOS: 
ACIDOS BINARIOS: HCl, H2S en ellos el no metal tiene cargas negativas, 
entonces el potencial iónico será el de un anión 
 
HCl → H + + Cl −.....ϕ− = 
1 
 
rCl (−) 
 
En la tabla periódica el azufre tiene mucha fuerza atractiva hacia los cationes 
hidrógenos. Por lo que el potencial del azufre es mayor que el del cloro 
A mayor potencial aniónico mayor fuerza atractiva hacia los cationes 
hidrogeno por lo tanto menor disociación por lo tanto menor fuerza acida para 
ácidos binarios 
 
 
 
 
ACIDOS TERNARIOS: a mayor potencial catiónico del no metal mayor fuerza 
acida para ácidos ternarios. 
 
 
H +1Cl +1O−2 − − − −  ϕ + 
= 
1 
 
rCl (+) 
 
H +1Cl +3O −4 − − − −  ϕ + 
= 
3 
 
rCl (3+) 
 
FUERZA DE HIDROXIDOS: la fuerza básica es inversa al potencial iónico. A 
mayor potencial catiónico mayor atracción hacia los oxhidrilos y menor fuerza 
básica 
 
 
 
 
* ENTALPIA DE HIDRATACION: cuando tenemos un ion en solución acuosa 
este se hidrata 
2 
2 M 
+n (gas) + H O → M +n (acuoso) 
 
La entalpia de hidratación depende de la fuerza atractiva entre el ion y las 
moléculas de agua. 
La fuerza atractiva con el agua depende del potencial catiónico en forma 
directa. 
Normalmente cuando la entalpia de hidratación es menor a cero, se libera 
energía 
 
*TIPO DE ENLACE: 
ϕ +  5  enlace covalente 
ϕ +  5  enlaceionico 
 
 
el enlace iónico es atracción entre iones mientras 
que el enlace covalente es aquel donde os átomos 
comparten electrones 
 
 
* POLARIZABILIDAD: en el caso de tener compuestos iónicos, cuando la carga 
+ es muy fuerte deforma la nube de carga del ion (-) dando lugar a la 
polarización que es la deformación de la nube electrónica. 
Un anión es polarizarle cuando su nube electrónica es fácil de deformar, siendo 
los cationes los responsables de esta deformación. Los cationes que tienen 
poder polarizaste son aquellos cuyo potencial iónico es alto. 
La polarizabilidad aumenta con la carga negativa y con el radio. 
El poder polarizaste es exclusivo de los cationes, 
-en un GRUPO disminuye al aumentar la carga nuclear efectiva 
-en un PERIODO aumenta al aumentar la carga nuclear efectiva 
* VARIACION DEL ESTADO DE OXIDACION: 
1- El estado de oxidación positivo más alto de los elementos coincide con el 
número de grupo al que pertenece (I, II) o con la unidad (1,2,3) 
 
 
2- El estado de oxidación negativo de los no metales, se obtiene restando 8 a la 
unidad del grupo 
 
 
3- Los elementos representativos, si tienen estados de oxidación mayores que 1, 
este difiere en dos unidades con el más alto 
 
C= +4 +4 
Cl= +7 +5 +3 +1 
 
 
4- Los estados de oxidación más bajos son más importantes para los elementos 
más pesados del grupo 
Silicio, germanio, estaño tienen +4 
 
 
5- Los elementos de transición tienen gran cantidad de estados de oxidación 
Mg= +2 +3 +4 +6 +7 
 
 
6- Para los más pesados tienen como más importante y a veces el único el más 
alto 
Fe= +2 +3 +6 
ru, Os= +8