Radio atomico

Un átomo más pequeño permite que el núcleo ejerza una mayor fuerza sobre los electrones.

Electronegatividad

Afinidad electronica

Energía de ionización

Carga nuclear efectiva

todas estas propiedades aumentan con un
𝑍ef más alto porque un núcleo más efectivo atrae más fuertemente a los electrones.

el tamaño de los átomos, ya que a mayor radio, más grandes o voluminosos son

Es la energía liberada o absorbida cuando un átomo neutro en estado gaseoso captura un electrón.

La afinidad electrónica (AE) se expresa en números negativos en muchos casos porque representa la energía liberada cuando un átomo neutro en estado gaseoso captura un electrón. Un valor negativo indica que el proceso es exotérmico, es decir, el sistema libera energía

Exepciones

1A es mayor que la del 2A

Se explica por que el electrón entrante ocupa un orbital nP que es de mayor energía que el nS que ocupara el electrón entrante del 1A. Consecuencia menor energía será liberada en el 2A.

4A es mayor que la del 5A

En el grupo A5 se hace mas difícil aceptar el electrón por la teoría de repulsión de electrones.

Entre el 2do y 3er periodo de la tabla

Los del 2do son elementos mucho mas pequeños que los del periodo 3. Se hace mucho mas difícil que estos elementos mas pequeños acepten un electros debido a mayores repulsiones electron-electron

Es la energía necesaria para remover un electrón de un átomo en estado gaseoso.

Excepciones

Berilio tiene mayor energía que el Boro

El electrón que se ioniza en el boro proviene de un orbital 2P que es mas energético y menos atraído por el núcleo que uno 2S

Nitrógeno mayor energía que el Oxigeno

5A Y 6A

El electrón que se va a arrancar ocupa el mismo volumen de espacio que el otro electrón en ese orbital y por la repulsión electron-electrón es mas fácil de arrancar.

2A Y 3A

esta ocurre por que el electrón que se arranca es nP y no uno nS.(El orbital P es menos atraído por el núcleo)

Li - Mg

Sus sales están muy hidratadas a diferencia de las sales del sodio

Iones pequeños que muy polarizantes que producen interacciones mas fuerte con el agua.

Be - Al

Los compuestos del berilio son covalentes y parecidos al los del aluminio

B - Si

El boro y el silicio son metaloides que forman compuestos covalentes y tienen propiedades de semiconductores. Ambos forman óxidos con oxígeno y reaccionan con los halógenos para formar compuestos covalentes.

una medida de la fuerza neta con la que el núcleo de un átomo atrae a un electrón de la capa externa

Es la tendencia de un átomo a atraer electrones compartidos en un enlace químico.

Los electrones 4s 5s y 6s reciben una mayor carga nuclear efectiva de lo esperado y por ellos son mas difíciles de arrancar los electrones en esos orbitales

Pequeños tamaño a respecto de los demás del grupo

Su intensa habilidad para formar enlaces Pi

La indisponibilidad de orbitales d

Na/Cl

Electrolisis

2NaCl(l) --> 2Na(l) + Cl2

Si

Por reducción directa

SiO2 + 2C --> Si + 2CO

Al

Electrolisis

2C(s) + 4Al+3 + 6O-2 ---> 4Al + 3CO2

H2SO4

1 Redox

SO2 + 1/2O2 ---> SO3

2 Redox

SO3 + H2SO4 ---> H2SO4

3 Hidrolisis

H2S2O7 + H2O ---> 2H2SO4

HNO3

1 redox

2 redox

3 Hidrolisis

4NO2 +H2O ---> 3HNO3 + NO

1A

Reacción violenta con agua

La reacción de los metales alcalinos con agua se vuelve más violenta a medida que descendemos en el grupo porque el electrón de valencia es más fácil de perder, lo que aumenta la rapidez y la exotermicidad de la reacción. El calor liberado y la inflamación del hidrógeno gaseoso hacen que las reacciones sean progresivamente más espectaculares y peligrosas.

Estado de Oxidación

+1

Redox

Potenciales de Reducción negativos(Tienden a oxidarse)

Acido - Base

Tienden a formar bases fuertes al reaccionar con agua

2A

Estado de Oxidación

+2

Redox

Tienen propiedades reductoras y son menos reactivos que los del grupo 1.

Acido - Base

BeO Es anfótero como el aluminio

Los demás óxidos de los demás tienen carácter básico

3A

Estado de Oxidación

+3 +1(In y Tl)

Redox

Boro(Metaloide)

Tiende a oxidarse y una vez oxidado le cuesta reducirse

Aluminio(Metal con carácter intermedio)

Tiende a oxidarse

porque su primer estado de oxidación es +3, lo que significa que puede fácilmente perder electrones. Sin embargo, a diferencia de otros metales que pueden corroerse rápidamente, el aluminio forma una capa de óxido protectora

Ga, In, Tl(Metales)

Tienden a Oxidarse

Acido - Base

Boro

Anfotero

Aluminio

Anfotero

Ga, In, Tl

tendencia a actuar como ácidos de Lewis en sus compuestos

4A

Estado de Oxidación

+4, +2(Pb)

El estado +4 es más estable que el estado +2 en el estaño porque el efecto del par inerte no es lo suficientemente fuerte para estabilizar los electrones 5s como sucede en el plomo.

Redox

Carbono(No metal)

Versatil

tiene un comportamiento redox versátil, participando tanto en reacciones de oxidación como en reacciones de reducción. Dependiendo del estado de oxidación y el compuesto con el que reaccione, el carbono puede ganar o perder electrones.

Silicio y Germanio(Metaloides)

Tienden a Oxidarse

una tendencia a oxidarse a su estado de oxidación más alto (+4), especialmente cuando reaccionan con oxígeno

Estaño y Plomo(Metales)

Tienden a oxidarse

Acido - Base

Carbono

Óxidos Acidos

Silicio y Germanio

Óxidos anfóteros

Estaño y Plomo

Óxidos básicos

5A

Estado de Oxidación

+5, +3

Redox

N(No metal)

Versatil

Tiende a Oxidarse como a reducirse

P(No metal)

Versatil

Tiende a Oxidarse como a reducirse

As(Metaloides)

Tiende a oxidarse

Sb(Metaloides)

Tiende a oxidarse

Bi(Metal)

Tiende a oxidarse

Acido - Base

Óxidos de N Y P

Ácidos

Óxidos de As y Sb

Anforteros

Óxidos del Bi

Basico

6A

Estado de Oxidación

-2(O), -2,+4,+6(S, Se, Te).

Redox

O

Tiende a Reducirse(Muy comun)

Tienda a oxidarse(Poco comun)

S

Versatil

Se

Versatil

Te(Metaloide)

Versatil

Polonio(Metálico)

Oxidarse

Acido - Base

O

+ Metal

Óxidos básicos

+ No metal

Óxidos Ácidos

S

Óxidos del S

Óxidos Ácidos

Con agua forman ácidos

Se

Óxidos del Se

Óxidos Ácidos

Con agua forman ácidos

Te

Oxidos del Te

Tienden Óxidos Ácidos

7A

Estado de Oxidación

-1

Redox

F

Se reduce/Oxida a todos los elementos

Cl

oxidarse y reducirse(Mayormente se reduce)

Br

Oxidarse y reducirse(Mayormente se reduce)

I

Oxidarse y reducirse(Moderadamente se reduce)

Acido - Base

Los Óxidos de(F, Cl, Br, I)

Óxidos ácidos

ácidos muy fuertes al reaccionar con agua

HCl es mas fuerte que el HF

el HF es más débil que el HCl porque la fuerte atracción en el enlace H-F hace que sea más difícil para el HF disociarse completamente en agua, mientras que el HCl se disocia con mayor facilidad debido a la naturaleza más débil de su enlace.