INBA A.E. Organizar e interpretar datos y... DPTO DE QUÍMICA

INBA
DPTO DE QUÍMICA
PROF. GLADYS ARAYA, THAMAR VIDAL,
LAURA ALVAREZ, MARÍA PAZ BORQUEZ
NIVEL: PRIMERO MEDIO
A.E. Organizar e interpretar datos y formular
explicaciones y conclusiones relacionadas con las
propiedades periódicas de los elementos.
Bibliografía: Química 1º Medio Santillana, Química 1º Medio
Ed. Cal y Canto, Química Manual esencial Santillana.
GUÍA DE ESTUDIO: PROPIEDADES PERIÓDICAS.
NOMBRE:
FECHA :
CURSO:
EVALUACIÓN:
Introducción.
Existe una serie de propiedades en los elementos que varían regularmente en la Tabla periódica, son las
llamadas propiedades periódicas, estas propiedades, tanto físicas como químicas, dependen
fundamentalmente de la configuración electrónica del elemento. La corteza electrónica de un átomo,
contiene los electrones y al estar en la misma cantidad que los protones presentes en su núcleo, hace que
el átomo sea eléctricamente neutro. Sin embargo, la distribución de estos electrones no es uniforme. Se
encuentran en distintas capas que están a diferentes niveles de distancia del núcleo.
La periodicidad implica la repetición de una tendencia entre períodos o entre los elementos de un grupo:
De este modo una propiedad puede aumentar o disminuir a lo largo de un período o en un grupo. A veces
en un período la propiedad crece hasta un cierto límite y luego disminuye paulatinamente o se mantiene
constante.
“La periodicidad radica en que en el período siguiente se repite el mismo perfil”.
Propiedades periódicas.
1.- A nivel de átomos.
a) Volumen atómico: Es la relación entre la masa atómica y la densidad electrónica de un elemento. Se
obtiene a partir de:
Volumen atómico = M
d
Donde:
M = masa atómica
d = densidad
Se mide en unidades de volumen por mol; por ejemplo, cm3/mol.
En la Tabla periódica, el volumen disminuye en un período de izquierda a derecha y aumenta en un
grupo de acuerdo con el incremento de su número atómico. Este hecho se puede explicar si
analizamos que en un período al aumentar el número de electrones, también se eleva el número de
protones, lo que incrementa la fuerza de atracción del núcleo sobre el último electrón, produciéndose un
efecto de acercamiento de la nube electrónica hacia el núcleo, disminuyendo el volumen total del átomo.
En cambio, en un grupo aumenta el período (nivel de energía) y, por ende, la distancia entre el núcleo y el
último electrón.
Fig.1: Volumen atómico
-2–
b) Carga nuclear efectiva (Zef): Es la carga neta que afecta a un electrón externo. Como los electrones
internos ejercen un efecto de apantallamiento de la carga positiva del núcleo, los electrones más externos
son atraídos con menor fuerza. A mayor Zef mayor atracción núcleo –electrón.
Zef = Z - S
Donde: Z = nº de protones del núcleo =  nº de electrones
S = efecto pantalla (e- internos)
Fig.2: Efecto pantalla.
c) Radio atómico: (RA): El radio atómico dependerá del tipo de unión que presenten los átomos. En los
metales, es la mitad de la distancia entre los núcleos de dos átomos adyacentes del mismo elemento. En
moléculas diatómicas es la mitad de la distancia entre los núcleos de los átomos que forman la molécula.
A mayor Zef menor es el radio atómico.
En un período disminuye de izquierda a derecha, al aumentar Z, en un grupo, aumenta de arriba
hacia abajo (crece cuando Z aumenta).
Fig.3: Radio atómico.
d) Radio iónico: (RI): Corresponde al radio que tiene un átomo cuando ha perdido o ganado electrones
al formar un compuesto, es decir se transforman en iones.
 Al ganar un electrón el átomo se convierte en un anión, aumenta la repulsión entre los
electrones, aumenta la densidad electrónica, aumenta el radio iónico.
 Al perder un electrón el átomo se convierte en un catión, disminuye la repulsión entre los
electrones, por lo que la nube electrónica se contrae, disminuyendo así el radio iónico.
En un período, el radio iónico es difícil de analizar, ya que depende de la cantidad de cargas de los
iones. En un grupo, el radio iónico aumenta de arriba hacia abajo (al aumentar Z).
Fig.4: Radio iónico.
-3e) Potencial o Energía de ionización (PI): Es la energía mínima (en kJ/mol) necesaria para separar el
electrón más externo de un átomo en estado gaseoso, en su estado fundamental. El átomo se convierte en
un catión según:
X (g)
+ energía  X+(g) + e-
X = elemento metálico
Existen átomos en los que se puede extraer más de un electrón. En este caso, la energía para extraer el
primer electrón se llama energía de primera ionización, para extraer el segundo electrón la energía que se
debe aplicar será mucho mayor y se denomina energía de segunda ionización, y así sucesivamente.
Cuanto mayor sea la energía de ionización, más difícil será extraer un electrón.
En un período, aumenta de izquierda a derecha. En un grupo, aumenta de abajo hacia arriba.
Fig.5: Potencial de ionización.
f) Afinidad electrónica o electroafinidad: (E.A): Es la energía que libera un átomo, en estado gaseoso y
en su estado fundamental, cuando capta un electrón. El átomo se convierte en un anión según:
X(g) + e-  X-(g) + energía
X = elemento no metálico
-4–
Cuanto mayor es la afinidad electrónica de un elemento, mayor es la tendencia a formar aniones, es decir,
a ganar un electrón.
En un período, aumenta de izquierda a derecha, al aumentar Z. En un grupo, disminuye de arriba
hacia abajo al aumentar Z
Fig. 6: Afinidad electrónica.
g) Electronegatividad: (EN): Es la capacidad que tiene un átomo de atraer hacia sí los electrones dentro
átomo en un enlace químico.
La tendencia de un átomo de atraer el par de electrones de un enlace, está relacionada con la energía de
ionización y con su afinidad electrónica. La electronegatividad mide de alguna forma la tendencia a
“ganar” electrones, es decir, el carácter no metálico, porque en la región de la Tabla periódica donde ella
es mayor, se encuentran los no metales. Aquellos átomos que tienen mayor E.N. tienen mayor
capacidad para atraer los electrones del enlace hacia su entorno. Así por ejemplo, si se forma un
enlace entre un átomo de C y un átomo de O, debido a que este último es más electronegativo, los
electrones del enlace se sitúan más cerca del átomo de O que del átomo de C. Cuando la diferencia de
electronegatividades es pequeña, los electrones del enlace son compartidos con un leve predominio del
elemento más electronegativo, esta tendencia conduce a la formación de un enlace covalente, en caso
contrario, cuando la diferencia es mayor que 1,8 el enlace que se originará será iónico, donde el átomo
más electronegativo atraerá fuertemente a él o los electrones del enlace.
Tabla: Electronegatividades de Pauling para los elementos representativos.
En un período, crece con el aumento de Z (de izquierda a derecha). En un grupo, aumenta al
disminuir Z (de abajo hacia arriba).
h) Electropositividad: (EP): Capacidad que tiene un átomo para ceder electrones. Por esta razón esta
propiedad es inversamente proporcional a la electronegatividad. Los elementos más electropositivos serán
aquellos que se encuentren en los grupos 1A y llA de la Tabla periódica, es decir, átomos con marcado
carácter metálico.
-5-
En un período, disminuye con el aumento de Z (de izquierda a derecha). En un grupo, aumenta de
arriba hacia abajo.
Fig.7: Electropositividad.
i) Estado de oxidación: Corresponde a la carga que adquiere un átomo neutro cuando se transforma en un
ión monoatómico. Cuando un átomo es neutro su estado de oxidación es cero , por ejemplo:
1.- Li
 Li+
+
e- Formación de un catión. El Li pasa del estado cero al estado +1
2.- Br + e-  Br -
Formación de un anión. El Br pasa del estado cero al estado -1
Los elementos metálicos tienden a perder todos los electrones de la última capa y generan iones positivos
(estados de oxidación positivos), asumiendo la configuración electrónica de un gas noble. Los no metales
tienden a formar iones negativos (estados de oxidación negativos), adoptando la configuración electrónica
del gas noble más cercano.
Los estados de oxidación cambian periódicamente en la Tabla periódica. Los elementos representativos
de los períodos 2,4 y 5 repiten los mismos estados de oxidación, del mismo modo, los elementos de los
grupos l A y ll A dan origen a los estados de oxidación +1 y +2 respectivamente.
2.-A nivel de gran cantidad de sustancias.

Densidad: La densidad de una sustancia es el cuociente entre su masa y su volumen ( d = m/V).
Las unidades empleadas para sólidos y líquidos es g/cm3 que es equivalente a g/ml, en gases se
acostumbra a la unidad g/l.
En un período aumenta de los extremos hacia el centro, en los grupos aumenta al aumentar
Z. Los más densos están en el centro inferior de la Tabla periódica (Os, Ir y Pt)
-6–

Puntos de fusión y ebullición:
a) Punto de Fusión: Es la temperatura en la cual un elemento pasa del estado sólido al líquido a
la presión normal.
b) Punto de ebullición: Es la temperatura en la cual un elemento pasa del estado líquido al
gaseoso a presión normal.
En un período las dos propiedades aumentan de los extremos hacia el centro de la Tabla
periódica. En los grupos, de los metales alcalinos y alcalinos térreos, el aumento de las
propiedades ocurre de abajo hacia arriba y en los demás grupos de arriba hacia abajo.
“Los elementos de mayor punto de fusión y de ebullición se encuentran en la región central de
la Tabla periódica.

Volumen molar: Es el volumen ocupado por un mol de átomos (6,02 x 10 23 átomos) del
elemento en estado sólido.
En un período aumenta del centro hacia los extremos, en un grupo aumenta de arriba hacia
abajo.
Actividades.
1.- Realiza un mapa conceptual con las propiedades periódicas vistas en esta guía de estudio. Debes
incluir aquellas correspondiente a nivel de átomos como las correspondientes a nivel de gran cantidad
de sustancias.
2.- Realiza un cuestionario con 20 preguntas y sus respuestas, relacionadas con las propiedades
periódicas.
3.- Investiga la biografía del científico Linus Pauling.
4.- Realiza un grafico Electronegatividad vs Z, para ello usa la Tabla de electronegatividades que
aparece en la página 4 de esta guía. Usa papel milimetrado.