Propiedades Periódicas y Configuración Electrónica de los Elementos Químicos
Clasificado en Química
Escrito el en 
español con un tamaño de 4,68 KB
Configuración Electrónica General por Grupos
La configuración electrónica de los elementos en la tabla periódica sigue patrones definidos por sus grupos, lo que determina en gran medida sus propiedades químicas. A continuación, se presenta un resumen de las configuraciones electrónicas de valencia para los principales grupos:
- Grupo 1: Alcalinos:
ns1 - Grupo 2: Alcalinotérreos:
ns2 - Grupos 3-12: Elementos de Transición:
ns2 (n-1)dx(donde x varía de 1 a 10) - Grupo 13: Térreos (o Boroideos):
ns2 np1 - Grupo 14: Carbonoideos:
ns2 np2 - Grupo 15: Nitrogenoideos:
ns2 np3 - Grupo 16: Anfígenos (o Calcógenos):
ns2 np4 - Grupo 17: Halógenos:
ns2 np5 - Grupo 18: Gases Nobles:
ns2 np6
Propiedades Periódicas
Las propiedades periódicas son características de los elementos que varían de manera regular y predecible a lo largo de los grupos y periodos de la tabla periódica, reflejando la estructura electrónica de los átomos.
Radio Atómico
El radio atómico es una medida del tamaño de un átomo. Dentro de cada grupo, el radio atómico aumenta con el valor de Z (número atómico), es decir, hacia abajo, ya que el número de niveles electrónicos crece en ese mismo sentido.
En los periodos, el radio atómico disminuye al aumentar Z (hacia la derecha), debido a la creciente carga nuclear que atrae con mayor fuerza a los electrones de la capa más externa.
Radio Iónico
El radio iónico se refiere al tamaño de un ion. El radio de los cationes (iones positivos) es menor que el de los átomos neutros de los que proceden, mientras que el de los aniones (iones negativos) es mayor. En cualquier serie de iones isoelectrónicos (con el mismo número de electrones), el radio iónico disminuye al aumentar Z, pues a medida que aumenta la carga nuclear, la corteza electrónica debe contraerse (ya que tiene la misma configuración electrónica para toda la serie).
Energía de Ionización (Potencial de Ionización)
La energía de ionización (EI) es la energía mínima necesaria para separar un electrón de un átomo neutro gaseoso en su estado fundamental.
En general, la energía de ionización en un átomo depende del tipo de orbital situado en el nivel más externo en que se encuentre el electrón que se trata de separar. Decrece en el orden: s > p > d > f (es decir, los electrones s son más difíciles de remover que los p, y así sucesivamente, dentro del mismo nivel energético).
En un grupo, la energía de ionización (EI) disminuye al aumentar Z (hacia abajo), puesto que los electrones periféricos, al estar más alejados del núcleo (el radio atómico es cada vez mayor), sienten más débilmente su atracción. En un período, la EI aumenta con Z (hacia la derecha), debido a la creciente carga nuclear efectiva.
Afinidad Electrónica (Electroafinidad)
La afinidad electrónica es la energía que se desprende cuando un átomo gaseoso en su estado fundamental capta un electrón y se convierte en un ión negativo gaseoso. En términos generales, la afinidad electrónica aumenta en cada período de izquierda a derecha y en cada grupo de abajo arriba.
Electronegatividad
La electronegatividad es la tendencia de un átomo de un elemento que forma parte de una molécula a atraer los electrones hacia sí.
En el sistema periódico, la electronegatividad aumenta de izquierda a derecha y de abajo arriba, siendo máxima para el flúor y mínima para el cesio.