3.

PROPIEDADES EN EL SISTEMA PERIÓDICO

3.1 CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA

Las propiedades de los elementos varían de forma regular a medida que nos
desplazamos por el sistema periódico de arriba abajo y de izquierda a derecha. Existe
una relación entre la configuración electrónica de un elemento y su situación en el
sistema periódico, por lo que la configuración electrónica se puede considerar como la
primera propiedad periódica.

La configuración electrónica de un átomo es la distribución de sus electrones, de la

forma más estable posible, en los niveles (capas) y subniveles (orbitales) energéticos.
Los electrones se agregan partiendo del orbital de menor energía hacia los de mayor
energía. Para esto se debe utilizar el diagrama de Moeller:

Nivel energético o capa: del 1 al 7

Orbitales
s p d f
2 e- 6 e- 10 e- 14 e-

EJEMPLOS DE CONFIGURACIONES ELECTRÓNICAS

Estado fundamenta Iones
2 2 4
8O: 1s 2s 2p
2- 2 2 6
8O : 1s 2s 2p → al ser un anión con
2 4
8O: [He] 2s 2p → (Configuración carga (-2) ha ganado 2 electrones, por lo
electrónica abreviada a partir del gas que tiene 10 electrones.
noble que le precede)
2+
20Ca : 1s22s22p63s23p6 → al ser un catión
20Ca: 1s22s22p63s23p64s2 / 20Ca: [Ar] 4s2 con carga (+2) ha perdido dos electrones
por lo que tiene 18 electrones.

En un periodo, todos los elementos tienen el mismo número de

niveles de energía, pero cada elemento presenta un electrón más que
el elemento anterior.
Periodo El mayor nivel de energía ocupado indica el periodo en el que se
encuentra un elemento.
2 2 6 2 6 2 2
20Ca: 1s 2s 2p 3s 3p 4s / 20Ca: [Ar]4s →Vemos como el calcio
pertenece al período 4

1
 Todos los elementos de un mismo grupo presentan igual número de
electrones en el último nivel (o capa de valencia) por lo que
presentan un comportamiento químico parecido.
El último electrón que entra en la configuración electrónica recibe el
nombre de electrón diferenciador, pues indica el grupo al que
pertenece un elemento químico.
Grupo Configuración de la última capa o capa de valencia (n es el número
de la última capa, coincide con el número del periodo):
Alcalinos: ns1; Alcalinotérreos: ns2; Térreos: ns2p1;
Carbonoideos: ns2p2; Nitrogenoideos: ns2p3; Anfígenos: ns2p4;
Halógenos: ns2p5; Gases nobles: ns2p6 (excepto He: 1s2).
2 2 6 2 6 2 2
20Ca: 1s 2s 2p 3s 3p 4s / 20Ca: [Ar]4s →Vemos como el calcio
pertenece al grupo de los Alcalinotérreos

3.2 PROPIEDADES PERIÓDICAS

RADIO ATÓMICO

El radio atómico es la distancia que separa el núcleo del átomo de su electrón

diferenciador.

Variación en el grupo Variación en el periodo

El radio atómico aumenta a medida que se En los periodos cortos, el radio aumenta
desciende en el grupo, ya que va de derecha a izquierda: el electrón
aumentando el número de niveles o capas diferenciador de los elementos del periodo
los elementos situados más abajo tienen está en el mismo nivel energético, pero el
mayor número de niveles energéticos y los número de protones de cada átomo del
orbitales de estos niveles son más grandes. periodo aumenta en una unidad cuanto
Los electrones alojados en ellos están más a la derecha, por lo que los electrones
menos atraídos por el núcleo debido a que son atraídos más intensidad provocando
están a mayor distancia. que el átomo sea más pequeño. En los
periodos largos la variación es más
irregular.

ENERGÍA O POTENCIAL DE IONIZACIÓN

La energía o potencial de ionización, EI, es la energía que hay que comunicar a un

átomo en estado neutro, gaseoso y fundamental para arrancarle su electrón más externo
y transformarlo en un ion positivo. Se mide en kJ/mol.
(X (g) + EI → X+ (g) + 1 e–)

Variación en el grupo Variación en el periodo

La energía de ionización aumenta de abajo La energía de ionización aumenta de
arriba. En los elementos situados en la izquierda a derecha. La principal razón es
parte baja del grupo, el electrón que los átomos situados a la derecha están
diferenciador está más lejos del núcleo, es próximos a completar el octeto
decir, más débilmente retenido, y electrónico, por lo que tienden a atraer
separarlo del átomo requiere menos electrones y no a perderlos.
energía.

2
AFINIDAD ELECTRÓNICA

La afinidad electrónica, AE, es la energía intercambiada cuando un átomo en estado

neutro, gaseoso y fundamental capta un electrón libre y se transforma en un anión. Se
mide en kJ/mol. (X (g) + 1e- → X-(g) + AE).

La variación periódica de esta propiedad es similar a la de la energía de ionización, al

igual que las razones que la explican.

ELECTRONEGATIVIDAD,

La electronegatividad de un elemento mide su tendencia a atraer hacia sí el par de

electrones compartidos en un enlace covalente (unión entre elementos no metálicos).

La variación de la electronegatividad en la tabla periódica es similar a la de la EI y la

AE, es decir, aumenta a medida que se asciende en un grupo y aumenta conforme se
avanza de izquierda a derecha en un periodo.

CARÁCTER METÁLICO

Un elemento se considera un metal cuando cede electrones con facilidad y no tiene

tendencia a ganarlos. Un no metal, por su parte, es un elemento que gana electrones con
facilidad y no presenta tendencia a perderlos.

En la tabla periódica, los elementos de la izquierda y el centro son metales, mientras

que los elementos situados a la derecha son no metales. El carácter metálico aumenta
hacia la izquierda en un periodo, dado que los electrones se encuentran expuestos a una
mayor atracción por parte del núcleo, y aumenta hacia abajo en un grupo, ya que están
sometidos a una menor fuerza de atracción, al estar situados más lejos del núcleo.

Resumen de la variación de las propiedades periódicas:

3
4. UNIONES ENTRE LOS ÁTOMOS

A excepción de los gases nobles, que no reaccionan ni forman iones debido a que tienen
completo su último nivel de energía o capa de valencia con ocho electrones (excepto el
He que tiene 2), los átomos se unen entre sí mediante enlaces químicos para alcanzar
un estado energético más estable, pues enlazados presentan menor energía que por
separado; además, para adquirir mayor estabilidad tienden a adquirir el mismo número
de electrones en su último nivel que el gas noble más cercano., es decir, los átomos son
estables cuando completan su capa de valencia.

4.1 REGLA DEL OCTETO

La regla del octeto establece que los átomos se unen para adquirir ocho electrones en
su última capa, excepto los elementos que están próximos al helio, que solo tienen dos
electrones.

4.2 EL ENLACE QUÍMICO

Los elementos pueden conseguir la configuración electrónica de gas noble mediante un

enlace químico.

Un enlace químico es la unión que se produce entre átomos del mismo elemento o de
elementos diferentes.

TIPOS DE ENLANCE
ENLACE COVALENTE ENLACE IÓNICO ENLACE METÁLICO
Se establece gracias a la
transferencia de
Se forma entre elementos no Es el que se forma entre
electrones entre un metal
metálicos que comparten los átomos de los metales
(pierde electrones) y un
electrones.
no metal (gana
electrones).
ESTRUCTURAS
Moléculas: Cristales: Redes cristalinas iónicas Redes metálicas
unión de un están
número constituidos
reducido de por millones de
átomos (H2 átomos que se
sustancia ordenan
simple formando una Mar de electrones:
todos los red (patrón
átomos son tridimensional).
iguales, Son el carbono
CO2 diamante,
compuestos carbono
átomos de grafito, el
elementos cuarzo.
distintos…)

4
ESTRUCTURA DE LEWIS

El diagrama de Lewis es un modo de representar el enlace covalente mediante un

diagrama de puntos.

Para dibujar el diagrama de Lewis, vamos a representar la molécula de F2. Para ello hay
que seguir estos pasos:
1. Se escribe la configuración electrónica del átomo, en nuestro caso:
2 2 5
9F: 1s 2s 2p
En el último nivel hay 7 electrones y faltaría un solo electrón para completar el
octeto, es decir, para adquirir la configuración del gas noble más próximo, el Ne.

2. Los electrones del último nivel de energía se representan mediante puntos

alrededor del elemento.

3. Para indicar los enlaces, hay que poner los elementos uno al lado del otro,
situando enfrentados los electrones que forman parte del enlace.

4. Los electrones que no forman parte del enlace se disponen alrededor del
elemento y se simbolizan dos electrones con una raya.

La línea horizontal entre los dos átomos simboliza el enlace y equivale a un par de
electrones, es decir, se establece un único enlace o enlace sencillo entre ellos. Además
de enlaces sencillos, las moléculas también pueden formarse mediante enlaces
múltiples: dobles y triples.

EJEMPLOS DIAGRAMAS DE LEWIS

2 2 4 -
8O: 1s 2s 2p → Tiene 6 e de valencia, le faltan 2 para
completar el octeto
Para el O2

Tiene un doble enlace

2 2 6 1
11 Na: 1s 2s 2p 3s → 1 e- en la capa de valencia.

17Cl: 1s22s22p63s23p5 → 7 e- en la última capa

Para Sustancias Iónicas

→ Ej: NaCl

5
 PROPIEDADES DE LAS SUSTANCIAS
SUSTANCIAS COVALENTES
CRISTALES SUSTANCIAS
METALES
MOLECULARES (SÓLIDOS IÓNICAS
COVALENTES)
- La mayoría son -Sólidos a - Son sólidos -Sólidos a
gases a temperatura (cristales) a temperatura
temperatura ambiente. temperatura ambiente. ambiente (excepto el
ambiente. -Son duros. - Son solubles en mercurio).
-Tienen puntos de -Tienen puntos de agua. - Poseen brillo
fusión y ebullición fusión y -Son duros y frágiles. metálico.
bajos. ebullición muy - Presentan elevadas - Tienen una
- No conducen a altos. temperaturas de fusión densidad elevada.
electricidad. -Son insolubles. y ebullición. - Presentan elevada
- Tienen densidad -Son conductores - Conducen la tenacidad (no se
baja. de la electricidad. electricidad si están rompen con
disueltos o fundidos facilidad).
-Tienen altas
temperaturas de
fusión y ebullición.
- Son dúctiles (se
puede estirar en
hilos) y maleables
(se pueden aplanar
en láminas).
-Son conductores de
la electricidad y del
calor.

4.3 REPRESENTACIÓN DE LOS COMPUESTOS: FÓRMULA QUÍMICA

Una fórmula química es la representación de una sustancia química → AnBm, donde n

y m son los números de átomos de los elementos A y B que forman una molécula o la
proporción en la que se encuentran en el cristal.

 La fórmula del agua es H2O (molécula), lo que significa que cada molécula de agua
está formada por un átomo de oxígeno y dos de hidrógeno.
 La fórmula del cloruro de sodio es NaCl (sustancia iónica), e indica que en la red
cristalina hay un átomo de sodio por cada átomo de cloro.

4.4 LA MASA MOLECULAR

Masa molecular es la suma de las masas atómicas de los átomos que forman un
compuesto.

Ejemplo: Propano C3H8 → Masa atómica del carbono = 12u; masa atómica del
hidrógeno = 1u
Masa molecular del C3H8 = 3·12 + 8·1 = 44u