Unidad didáctica 1

Naturaleza de la materia.

El átomo

1.- ¿Qué es la materia?

• Materia: es todo lo que tiene masa y ocupa un lugar en el espacio (tiene volumen).

Sustancia: es el tipo de materia de que están hechos los cuerpos. Ejemplo: madera.

.- Constitución de la materia: Teoría atómica.

ropuesta por el químico inglés John Dalton, en 1803:

. La materia es discontinua. Está formada por partículas muy pequeñas llamadas átomos.

. Los átomos de un mismo elemento químico son iguales entre sí, tienen la misma masa y las

. Los átomos de elementos diferentes son diferentes entre sí y tienen diferente masa y

. Los átomos de distintos elementos se pueden agrupar, en proporciones fijas, para formar

.- Comportamiento de los átomos: Teoría cinético - corpuscular.

ropuesta, en 1857, por el físico alemán Rudolf Clausius, para explicar el comportamiento de los

La materia (sólidos, líquidos y gases) es discontinua. Está formada por un gran número de

Entre partícula y partícula no hay nada, sólo espacio vacío.

Las partículas (para el caso de los gases

La velocidad con que se mueven las

El movimiento de las partículas depende de dos tipos de fuerzas:

1. De atracción, que mantienen unidas las partículas. Son de tipo eléctrico.

. De dispersión, que tienden a alejarlas. Aumentan con la temperatura. El estado de agregación en que se encuentra la materia, en un momento determinado,

depende de que predomine uno u otro tipo de fuerza.

•

2 P 1 2

mismas propiedades.

3diferentes propiedades.

4compuestos.

3 Pgases. Se puede aplicar a cualquier estado de la materia. •

partículas, tan pequeñas que no se pueden ver con el microscopio.

•

•y los líquidos) están en continuo movimiento caótico. Chocan entre sí y contra las paredes del recipiente que las contiene. En el caso de los sólidos estas partículas sólo pueden vibrar sin moverse del sitio.

•partículas depende de la temperatura.

•

2

•

Unidad didáctica 1: Naturaleza de la materia. El átomo. pag. 1

4.- Modelos atómicos.

tá constituida por pequeñas partículas llamadas tomos que vibran, giran y se desplazan según el estado de agregación en que se encuentre la

una partícula esférica, carente de estructura interna, indivisible e indestructible (1803).

Est ía explicar los fenómenos de electrización y electrólisis. n 1897, el físico inglés J. J. Thomson descubrió que, en el interior del átomo, hay unas

cargado positivamente con una multitud de electrones incrustados

Est ord (1

ombardear con partículas alfa una fina lámina de metal. Según el modelo de Thomson las

as partículas, llamadas protones, que concentran toda la carga

2. encuentran los electrones

con carga negativa, girando alrededor del núcleo. El átomo es

r los físicos alemanes Bunsen y irchhoff, se descubrió que los átomos, sin importar su estado, al ser

a las líneas de los espectros, incorporando ideas del efecto fotoeléctrico de Albert Einstein (que dice que la

Ya sabemos que la materia es discontinua y esámateria. Pero, ¿cómo son los átomos? • Modelo de Dalton: el átomo es

e modelo se desecha, porque no pod

Epartículas, con carga negativa, a las que dio el nombre de electrones. Para explicar la existencia del electrón y el hecho de que la materia es neutra, Thomson propone otro modelo. • Modelo de Thomson: el átomo es una esfera maciza de material

(tantos como sea necesario para compensar la carga positiva), como pasas en un pastel. Los electrones se pueden desprende con facilidad al frotar un objeto y esto explica el fenómeno de la electrización.

e modelo se desecha debido a un experimento de Ernest Rutherf 911), consistente en bcargas positivas y negativas se distribuyen uniformemente dentro del átomo, por lo que las partículas alfa, al tener carga eléctrica positiva, serían atraídas por las cargas negativas y repelidas por las positivas y pasarían a través de la lámina prácticamente sin desviarse. Sin embargo, aunque la mayor parte de las partículas atravesó la lámina sin desviarse, algunas sufrieron grandes desviaciones y, lo más importante, un pequeño número de partículas rebotó hacia atrás. Para explicar este fenómeno, Rutherford propuso otro modelo. • Modelo de Rutherford: el átomo está formado por dos zonas: 1. El núcleo, una zona central muy pequeña, donde se hay un

positiva del átomo y casi toda su masa.

La corteza, una zona exterior, donde se ,

neutro porque contiene el mismo número de protones que de electrones. La mayor parte del átomo está vacío. Es un modelo similar, al sistema de planetas circulando en torno al Sol.

En un experimento realizado poKcalentados hasta la incandescencia, emiten un modelo característico de líneas luminosas de colores (espectros atómicos) que no podía explicarse con el modelo de Rutheford. nés Niels Bohr propuso una modificación para explicarPor eso en 1913, el físico d

materia puede emitir electrones cuando recibe radiación electromagnética) y la hipótesis de Planck de que la materia solo puede absorber o emitir cantidades discretas de energía llamadas cuantos.

Unidad didáctica 1: Naturaleza de la materia. El átomo. pag. 2

• Modelo de Bohr: 1. Los electrones giran en torno al núcleo del átomo con

trayectorias circulares, sin irradiar energía.

2. terminadas distancias del núcleo llamadas niveles energéticos u

3. s órbitas permitidas vienen

determinados por un número n, llamado número

4. ite o absorbe energía en los saltos de una órbita permitida a otra. En

dicho cambio emite o absorbe un fotón cuya energía es la diferencia de energía entre ambos

Exp

Los electrones solo pueden girar a de

órbitas. Estas órbitas poseen más energía cuanto más lejos están del núcleo.

Los radios de la

cuántico principal, que solo puede tomar valores enteros: 1, 2, 3,…

El electrón solo em

niveles.

licación de los espectros: al calentar una sustancia, los electrones de sus átomos adquieren nergía y pueden saltar a una órbita de energía superior. Esta situación no es estable, cada

era capaz de xplicar todas las líneas que aparecen en los espectros, Arnold Sommerfeld propone, en 1916,

erfeld:

alrededor del núcleo, en órbitas circulares o elípticas.

cidad de la órbita (que sea más o menos elíptica).

3. isten dos o más subniveles en el mismo nivel.

úmero cuántico magnético, m, que determina la orientación

imento otra partícula tómica, el neutrón, que no posee carga eléctrica y tiene una

uántica: propuesto por Schrödinger, Heisenberg y el propio Bohr, es el modelo vigente actualmente.

eelectrón vuelve a caer en su órbita normal y, al hacerlo, emite energía en forma de luz (raya del espectro). Como los electrones no pueden saltar a cualquier parte del átomo sino solo a las órbitas permitidas no se obtiene un espectro continuo de colores, sino solo rayas. El color de la raya depende de la energía absorbida por los electrones y de la órbita a que salten. Como el modelo de Bohr solo funcionaba bien para el átomo de hidrógeno y noeuna modificación. • Modelo de Som 1. Los electrones se mueven 2. Se introduce un segundo número cuántico l, (azimutal) que determina la excentri

A partir del segundo nivel energético ex

Con posterioridad se añadieron dos números cuántico más: el nde la órbita en el espacio y el número cuántico de spín, s, que indica el sentido de la rotación del electrón sobre sí mismo. No pueden existir dos electrones en un mismo átomo, con los cuatro números cuánticos iguales. En 1932, Chadwick descubrió en un experamasa similar a la del protón. • Modelo de la Mecánica C

Unidad didáctica 1: Naturaleza de la materia. El átomo. pag. 3

5.- Partículas subatómicas.

eria más pequeña que conserva sus propiedades. Está constituido or las siguientes partículas:

eléctrica positiva y una masa igual a la del neutrón pero 1840 veces mayor que la del electrón. Se encuentra en el núcleo del átomo junto con el neutrón.

• a en el núcleo del átomo junto con el protón.

• va y una masa 1840 veces más pequeñas que el protón. Se encuentra girando alrededor del núcleo del átomo (en la corteza) a distintas

.- Número atómico y número másico.

o determina los distintos tipos de elementos químicos ue existen en la naturaleza. Por ejemplo si tiene un protón la sustancia se llama hidrógeno; si

n átomo.

al número de electrones, ara que se igualen las cargas eléctricas de distinto signo.

lectrones (e )

Número másico (A) es igual a la suma del número de protones y el número de neutrones.

Nos da una idea de la masa del átomo.

+ nº de neutrones = p + n

En general, en los átomos ligeros el número de neutrones suele coincidir con el de protones, ero en los átomos pesados el número de neutrones suele ser mucho mayor.

mico Z, su número ásico A y su símbolo:

tom s de un mismo elemento químico que teniendo igual el número de protones

enen distinto el número de neutrones. Es decir, tienen igual Z y distinto A; como poseen el

Átomo es la cantidad de matp • Protón, (p+): tiene carga

Neutrón, (n0): no tiene carga eléctrica y su masa es igual que la del protón. Se encuentr

Electrón, (e-): tiene carga eléctrica negati

distancias del mismo, llamadas niveles energéticos u órbitas.

6 El número de protones que tiene el átomqtiene dos se llama helio; si tiene 3 protones se llama litio, etc. • Número atómico (Z) es el número de protones que tiene u Dado que el átomo es neutro, el número de protones tiene que ser igual p

Z = nº de protones (p+) = nº de e -

•

A = nº de protones + o

p Para facilitar el trabajo, los átomos se representan utilizando su número atóm

XAZ

Por ejemplo: O168

Isótopos son á otimismo número atómico poseen el mismo símbolo. Por ejemplo: C12

6 y C146

Unidad didáctica 1: Naturaleza de la materia. El átomo. pag. 4

En la Tabla Periódica aparecen todos los elementos químicos conocidos, organizados por orden reciente de número atómico. En cada casilla aparece como mínimo, el símbolo del elemento

asa atómica promedio

.- Masa atómica.

o es pequeñísima y al expresarla en kg (que es la unidad de masa del S.I.) alen números tan pequeños que es incómodo trabajar con ellos. Por este motivo se propuso una

e 12C.

se átomo es mayor que la unidad de masa atómica, es decir, que la doceava parte de la masa del átomo

Los asas atómicas, que aparecen en la Tabla Periódica, deberían ser números nteros, pero no los son, esto es debido a que existen varios isótopos de un mismo elemento. La

s de un elemento, teniendo en cuenta su abundancia relativa en la naturaleza (media ponderada).

Eje Si, on abundancias relativas del 92'18 %, 4'71 % y 3'11 % respectivamente. Sus masas atómicas

cquímico, su número atómico y su masa atómica promedio.

Número atómico 1 H

1 7 Hi o

Símbolo M Nombre

’0079drógen

7 La masa de un átomsnueva unidad de masa atómica, que toma como referencia la masa del átomo del isótopo 12C. La masa de los demás átomos se determina comparándolas con la del carbono. • Unidad de masa atómica, U es la doceava parte de la masa del átomo d • Masa atómica relativa de un átomo, es el número de veces que la masa de e

de 12C.

valores de meabundancia en la naturaleza de estos isótopos es diferente para cada elemento químico. • Masa atómica promedio: es un valor promedio de las masas de todos los isótopo

mplo: El silicio que se encuentra en la naturaleza es mezcla de tres isótopos, 28Si, 29Si, 30

cson 28, 29 y 30. La masa atómica del Si, que aparece en la Tabla Periódica, se calcula haciendo una media ponderada de las masas de todos los isótopos:

1'28100

3011'32971'42818'92=

⋅+⋅+⋅ U

8.- Iones.

s pueden perder o ganar electrones y dejar de ser neutros, adquiriendo carga positiva o egativa respectivamente.

eléctrica.

es y queda cargado positivamente.

.

de electrones.

Los átomon Ión es un átomo con carga Catión átomo que ha perdido electron Anión átomo que ha capturado electrones y queda cargado negativamente Por ejemplo, si el 19

39 K pierde un electrón queda: 1939 + K . Lo que varía es el nº

Unidad didáctica 1: Naturaleza de la materia. El átomo. pag. 5

9.- Configuración Electrónica.

es la distribución en órbitas o niveles de energía de los electrones que tiene un átomo.

• apa, o nivel energético, de un átomo.

a de valencia.

cada una de las cuales le corresponde un valor diferente del número cuántico

e tener varios subniveles de energía u orbitales, a ada uno de los cuales le corresponde un valor diferente del número cuántico az

ctivamente.

Orbital e que caben

• Configuración electrónica

Capa de valencia es la última c

• Electrones de valencia son los electrones que se encuentran en la cap

Los electrones en un átomo se distribuyen en capas o niveles de energía, a

principal, n = 1, 2, 3,… A su vez, cada capa pued

imutal, l = 0, c1, 2, … , hasta n-1. Estos orbitales se nombran con las letras s, p, d, f,… respe En cada tipo de orbital cabe un número determinado de electrones:

-

s 2 p 6 d 10 f 14

Los electrones se van colocando en los distintos orbitales por orden reciente de energía. Como regla nemotécnica se puede utilizar el

0.- Descripción del Sistema Periódico actual.

eciente de número atómico.

do la misma capa o nivel energético.

• entos de un mismo grupo tienen la configuración de la última capa idéntica,

ia, los elementos de

• s, según el orbital que

estén llenando. Los grupos que están llenando los orbitales s ó p se

cdibujo de la derecha. Se llenan los orbitales en el orden que indica la flecha empezando por el nivel n=1. Ejemplo: la configuración electrónica del potasio (Z=19) es: 19K- 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1

1 • Los elementos están organizados por orden cr • Hay siete filas o periodos. Todos los elementos de un mismo periodo

están llenan

Hay dieciocho columnas o grupos. Todos los elem

diferenciándose un elemento del siguiente en que tiene una capa más. Cde un elemento están relacionadas con el número de electrones de valencun mismo grupo tienen propiedades similares.

Los grupos, a su vez, se organizan en bloque

omo las propiedades

conocen como grupos principales, los grupos que están llenando el orbital d son los elementos de transición y los elementos que están llenado el orbital f (que aparecen aparte), se conocen como elementos de transición interna o tierras raras.

Unidad didáctica 1: Naturaleza de la materia. El átomo. pag. 6

Alg

Grupo Nombre

unos grupos tienen nombre propio:

Grupo Nombre 1 Alcalinos 15 Nitrogenoideos 2 Alc os Anfígenos alinotérre 16 13 Térreos 17 Halógenos 14 Carbonoideos 18 Gases nobles o gases inertes

Los elementos de la prim entos de tran lantánidos,

ientras que los de la segunda fila son los actínidos.

1.- Localización de un elemento en la Tabla Periódica.

nte en qué lugar de la tabla periódica e encuentra un elemento:

era fila de elem sición interna se denominan m 1 Con la configuración electrónica se puede localizar fácilmes • El periodo nos lo indica el número de capa, o nivel energético, mayor que aparezca en la

configuración.

Eje

El tipo de grupo

Periodo 3 mplo: 1 s2 2 s2 2 p6 3 s2

• nos lo indica el último orbital que se esté llenando.

grupo principal.

es un d, se trata de un elemento del grupo de transición.

orbital es un f, se trata de un elemento de transición interna.

El número del grupo

Si el último orbital es un s ó un p, se trata de un elemento del

Si el último orbital

Y si el último

• nos lo indica el número de electrones de valencia:

15 16 17 18

Grupo 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 e valencia s s d d d d d d d d d d p p p3 p4 p5 p6- 1 2 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 1 2

p ri ip Gru o p nc al: se miran los electro s de la últim ap

Eje l Grupo principal

nes y p a c a.

mp o: 1 s2 2 s2 2 p6 3 s2 3p4 Grupo 16

Grupo de transición: se le suma 2 a los electrones que haya en el orbital d.

Eje l Grupo elementos de transición

mp o: 1 s2 2 s2 2 p6 3 s2 3p6 4s2 3d5 Grupo 7

Unidad didáctica 1: Naturaleza de la materia. El átomo. pag. 7

12.- Propiedades periódicas.

bla Periódica hay una serie de propiedades que varían de forma radual a lo largo de cada grupo y periodo, por lo que es posible predecir las propiedades de

2.1.- Tamaño de los átomos.

jar, ya que aumenta el número de capas que tiene el átomo.

rga positiva del núcleo, que ejerce una mayor atracción sobre la corteza electrónica acercándola

2.2.- Potencial de ionización.

para arrancar el electrón más externo de un átomo neutro y rmar un ión positivo.

nuye al bajar ya que, al aumentar el número de capas, los electrones de valencia están lejos del núcleo, por lo que están menos atraídos y es más fácil perderlos.

• arga positiva del núcleo que ejerce una mayor atracción sobre los electrones de valencia.

2.3

or un átomo neutro cuando acepta un electrón para formar un ión egativo.

grupo: disminuye al bajar ya que, al aumentar el número de capas, los electrones de valencia están menos atraídos y es más fácil perderlos que ganarlos.

• rque aumenta la carga positiva del núcleo y la atracción sobre los electrones de valencia es mayor por lo que resulta

2.4

mo a capturar electrones. La tendencia a perder electrones se enomina electropositividad. Varía igual que la afinidad electrónica por los mismos motivos.

zquierda a derecha.

Dada la organización de la Tagcualquier elemento de la Tabla Periódica a partir de su posición en la ella. 1 • En un grupo: aumenta al ba • En un periodo: disminuye al avanzar de izquierda a derecha porque aumenta la ca

al núcleo y disminuyendo el tamaño.

1 Es la energía mínima necesariafo • En un grupo: dismi

En un periodo: aumenta al avanzar de izquierda a derecha porque aumenta la c

.- Afinidad electrónica. 1 Es la energía intercambiada pn • En un

En un periodo: aumenta al avanzar de izquierda a derecha po

fácil introducir otro electrón.

.- Electronegatividad. 1 Es la tendencia de un átod • En un grupo: disminuye al bajar. • En un periodo: va aumentando de i

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12.5.- Carácter metálico.

l carácter metálico está relacionado con la tendencia a perder electrones.

En un grupo: el carácter metálico aumenta al descender en un grupo.

En un periodo: disminuye de izquierda a derecha.

i cons eramos el carácter metálico, los elementos de la Tabla periódica pueden clasificarse en

Metales: elementos que tienen tendencia a perder electrones y formar iones positivos. Se

No metales: elementos que tienen tendencia capturar electrones y formar iones negativos. Se

Semimetales son elementos que se encuentran en el límite de separación entre un grupo y

xceptuando a los gases nobles, los átomos de los elementos químicos no se encuentran aislados

E • • S idtres grupos: •

encuentran a la izquierda de la doble línea que comienza debajo del boro.

•encuentran a la derecha de la doble línea que comienza debajo del boro. También el hidrógeno es un no metal.

•otro y tienen propiedades intermedias, comportándose en unas ocasiones como metal y en otras como no metal. Son: boro, silicio, germanio, arsénico, antimonio y telurio.

Een la naturaleza, sino formando agrupaciones: redes o moléculas.

Unidad didáctica 1: Naturaleza de la materia. El átomo. pag. 9

Unidad didáctica 1: Naturaleza de la materia. El átomo. pag. 10

Ejercicios

1.- Según el modelo atómico de Bohr dibuja un átomo de hidrógeno (Z = 1) otro de boro (Z = 5), y otro de aluminio (Z = 13). 2.- Indica la composición del núcleo y la corteza de: , , , Rb85

37 Th23290 Xe131

54 Pd10646

3.- Completa el siguiente cuadro:

Elemento Símbolo Z A p+ n0 e- zA X

Calcio 40 Na 11

Cinc 30 65 35 17 Cl 17 37 Ra 226 88

Hierro 29 26 47

107 Ag 4.- Indica la composición del núcleo y la corteza de: , , , 2118

50Sn+ −N147

33115 P− +Ag107

47

5.- Indica razonadamente si son ciertas o falsas cada una de las afirmaciones: a) Dos iones de carga +1 de los isótopos 23 y 24 del sodio (Z = 11) tienen el mismo comportamiento químico. b) El ión de carga −2 del isótopo 16 del oxígeno (Z = 8) presenta la misma reactividad que el ión de carga −1 del isótopo 18 del oxígeno. c) Los isótopos 16 y 18 del oxígeno se diferencian en el número de electrones que poseen. 6.- Halla las configuraciones electrónicas de los elementos con Z = 1, 5, 8, 17, 20, 26, 36, 58, 79 7.- Considera un átomo neutro con la siguiente configuración electrónica: 1s2 2s2 2p6 4s1. ¿Cuál es su número atómico? ¿Cuál es su configuración electrónica más estable? ¿Absorbe o desprende energía cuando pasa a tener dicha configuración? Razona las respuestas. 8.- Completa la siguiente tabla:

Z A P+ n0 e- Configuración electrónica A 1 1 B 39 19 C 14 13 D 16 16 E 11 5 F 9 19

9.- Escribe la configuración electrónica del estado fundamental de los átomos e iones siguientes: 7N3-, 12Mg2+, 17Cl –, 19K+ y 26Fe. ¿Cuáles de ellos son isoelectrónicos? 10.- Completa la siguiente tabla:

Átomo Z A P+ n0 e- Electrones por capas K+ O-2

Unidad didáctica 1: Naturaleza de la materia. El átomo. pag. 11

11.- Indica a qué grupo y qué periodo pertenecen los elementos con números atómicos: 3, 8, 18, 23, 30, 47, 51, 60. 12.- a) Haz la configuración electrónica de los siguientes elementos: 4Be, 5B, 20Ca, 9F, 12Mg, 7N, e indica su situación en la tabla Periódica. b) Ordénalos por orden decreciente de tamaño atómico, potencial de ionización, afinidad electrónica, electronegatividad y carácter metálico.

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Ejercicios para hacer en casa 1.- Completa la tabla en la que se enumeran las características de las partículas atómicas.

Protones Electrones Neutrones Símbolo Carga Localización

Tamaño

2.- Según el modelo atómico de Bohr dibuja un átomo de litio (Z = 3) otro de oxígeno (Z = 8), y otro de magnesio (Z = 12). 3.- El átomo de fósforo tiene 15 protones y 16 neutrones. Calcula su número másico y su número atómico. 4.- Indica la composición del núcleo y la corteza de: , , , V51

23 As7433 Rn222

86 Pu24294

5.- Completa la siguiente tabla:

Átomo Nº atómico Nº másico p+ n0 e-

614 C

92

1735 Cl

200

6.- Escoge las frases correctas: a) Todos los isótopos de un elemento tienen el mismo valor de Z. b) Todos los isótopos de un elemento tienen el mismo valor de A. c) Todos los isótopos de un elemento tienen el mismo número de neutrones. d) Todos los isótopos de un elemento tienen el mismo número de electrones. 7.- Representa simbólicamente un catión divalente de magnesio y un anión monovalente de iodo. 8.- Son correctas las siguientes expresiones:

49 -1e

49 -

2555 -2e

2555 +2

1632 +2e

1632 +2 Be Be , Mn Mn , S S

- -

⎯ →⎯ ⎯ →⎯ ⎯⎯⎯-

→ 9.- Indica la composición del núcleo y la corteza de: , , , +Li8

3256

26 Fe+ −Br8035

3157 N−

10.- Completa la siguiente tabla:

Símbolo Nombre Z A PP

+ n0 e-

F- 19 9 Na+ 12 10 Br- 80 36 Fe3+ 56 30 Mg2+ 12 12 Cl- 17 35 S-2 16 16

Ca+2 20 20 11.- Indica la configuración electrónica y el número atómico de los siguientes elementos: a) el segundo anfígeno; b) el tercer gas noble; c) el cuarto alcalinotérreo.

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12.- a) Halla la configuración electrónica de los elementos siguientes: 6C, 20Ca, 24Cr, 33As, 42Mo, 51Sb, 54Xe, 92U. b) indica a qué grupo y periodo pertenecen, 13.- Dados los elementos de números atómicos 19, 23 y 48, escribe la configuración electrónica en el estado fundamental de estos elementos. Explica si el elemento de número atómico 30 pertenece al mismo periodo y/o al mismo grupo que los elementos anteriores. ¿Qué característica común presentan en su configuración electrónica los elementos de un mismo grupo? 14.- Completa el esquema indicando con flechas hacia dónde aumenta cada propiedad.

Potencial de ionización Aumenta

Afinidad electrónica Aumenta

Tamaño de los átomos Aumenta

ElectronegatividadAumenta

Carácter metálico Aumenta

15.- a) Haz la configuración electrónica de los siguientes elementos: 17Cl, 19K, 24Cr, 29Cu, 35Br, 55Cs, 87Fr, e indica su situación en la Tabla Periódica. b) Ordénalos por orden creciente de tamaño atómico, electronegatividad y carácter metálico.

16.- a) Halla la configuración electrónica de los elementos siguientes: 7N, 15P, 28Ni, 20Ca, 38Sr. b) Indica a qué grupo y periodo pertenecen, c) ordénalos de mayor a menor tamaño atómico, d) ordénalos de mayor a menor afinidad electrónica, e) ordénalos de mayor a menor potencial de ionización.

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