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Tabla periódica y propiedades periódicas

Este tema conecta la configuración electrónica con la posición de cada elemento en la tabla periódica y, a partir de ahí, explica y predice cómo varían sus propiedades. Estudiarás el origen experimental de la ordenación (de Mendeléiev y Meyer a la ley de Moseley por número atómico), cómo se deducen periodo, grupo y bloque (s, p, d, f) de la configuración electrónica, y cómo la carga nuclear efectiva y el apantallamiento explican la variación del radio atómico e iónico, la energía de ionización, la afinidad electrónica y la electronegatividad. Es un contenido del Bloque A de Química de 2.º de Bachillerato, plenamente evaluable en la Selectividad / PAU y base imprescindible para el enlace químico.

4seccionesca. 23min de lectura3competenciasNivelEstándar 2 · Profundización 2Revisado · 06/2026

T·0222 / 11

Perfil de examen

CE2 · Adoptar los modelos y leyes de la química aceptados como base de estudio de las propiedades de los sistemas materiales, usando la estructura electrónica para justificar la posición de los elementos y la variación de sus propiedades periódicas.CE1 · Comprender, describir y aplicar los fundamentos de los procesos químicos atendiendo a su base experimental, reconociendo el origen experimental de la tabla periódica y de las tendencias observadas.CE6 · Reconocer y analizar la química como un área de conocimiento multidisciplinar y versátil, valorando la tabla periódica como instrumento que organiza y predice el comportamiento de la materia.

Operadores:explicajustificarazonarelacionainterpretaanalizaordenapredicelocaliza

nivel básico

Como materia de modalidad de la rama de Ciencias, todo el alumnado de Química debe saber situar un elemento en la tabla (periodo, grupo y bloque) a partir de su configuración electrónica y justificar el sentido de variación de las propiedades periódicas.

nivel avanzado

La profundización propia de la modalidad consiste en argumentar las tendencias —y sus anomalías (B/Al, O/S, las semicapas llenas y semillenas)— mediante la carga nuclear efectiva y el apantallamiento, y en aplicarlas para comparar y ordenar elementos en cuestiones razonadas de la PAU.

Profundidad

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Inhalt · 4 secciones

Tabla periódica y propiedades periódicas

Origen de la tabla periódica, estructura y relación configuración–posición#

StandardBOE-A-2022-5521 · Anexo II · Química 2.º Bach · Bloque A · El origen experimental de la tabla periódica; la posición de los elementos a partir de su configuración electrónica (bloques s, p, d y f; periodos y grupos).

La tabla periódica es el gran mapa ordenador de la química: clasifica los elementos de modo que su posición resume su estructura electrónica y, con ella, su comportamiento. Su origen es experimental. A mediados del siglo XIX, Dmitri Mendeléiev (1869) y, de forma independiente, Lothar Meyer ordenaron los elementos conocidos por masa atómica creciente y observaron que sus propiedades se repetían periódicamente; Mendeléiev tuvo la audacia de dejar huecos para elementos aún no descubiertos (como el galio o el germanio) y predecir sus propiedades, que se confirmaron después. La Fig. 1 muestra esa estructura moderna dividida en bloques.

Estructura de la tabla periódica por bloques s, p, d y f

El criterio de masa atómica presentaba algunas inversiones incómodas (por ejemplo, el argón pesa más que el potasio pero debe ir antes). Henry Moseley (1913), a partir de los espectros de rayos X, demostró que la propiedad que ordena realmente los elementos es el número atómico Z (el número de protones), no la masa. La ley periódica moderna se enuncia así: las propiedades de los elementos son función periódica de su número atómico. La tabla actual ordena los 118 elementos por Z creciente en 7 periodos (filas) y 18 grupos (columnas).

La conexión decisiva, ya con la mecánica cuántica, es que la posición de un elemento se deduce de su configuración electrónica (repaso del tema anterior). El número del periodo coincide con el valor más alto del número cuántico principal n ocupado, es decir, la última capa. El grupo se relaciona con los electrones de valencia (los de la última capa): los del grupo 1 terminan en ns¹, los del grupo 2 en ns², los grupos 13 a 18 van de np¹ a np⁶. Y el bloque indica en qué tipo de orbital cae el último electrón: bloque s (grupos 1–2), bloque p (grupos 13–18), bloque d (grupos 3–12, los metales de transición) y bloque f (lantánidos y actínidos). La Fig. 2 traduce un ejemplo concreto, el azufre, de configuración a casilla.

De la configuración electrónica a la casilla: el azufre (Z = 16)

Conviene fijar las relaciones operativas. Si la configuración termina en np⁶ (gas noble) o en ns² np⁶, el elemento cierra un periodo. Los elementos de un mismo grupo comparten la configuración de la capa de valencia (misma «terminación»), y por eso tienen propiedades químicas parecidas: las familias clásicas son los alcalinos (grupo 1, ns¹), los alcalinotérreos (grupo 2, ns²), los halógenos (grupo 17, ns² np⁵) y los gases nobles (grupo 18, ns² np⁶, capa completa y gran estabilidad). Saber ir de la configuración a la casilla y viceversa es la destreza básica del tema.

\text{Periodo} = n_{\max} \quad (\text{última capa ocupada})

Periodo y configuración

El número del periodo es el mayor valor del número cuántico principal n que aparece en la configuración.

\text{Bloque } s: ns^{1-2}; \;\; p: ns^2 np^{1-6}; \;\; d: (n-1)d^{1-10}; \;\; f: (n-2)f^{1-14}

Bloques y terminación de la configuración

Cada bloque corresponde al tipo de orbital donde cae el último electrón; obsérvese el desfase (n−1) en el bloque d y (n−2) en el f.

Ejemplo resuelto

Situar un elemento y deducir su ion estable

El elemento de número atómico Z = 20. (a) Escribe su configuración electrónica. (b) Indica el periodo, el grupo y el bloque. (c) Identifica la familia y predice el ion más estable que formará.

Configuración electrónica
Siguiendo el orden de llenado (Aufbau) hasta 20 electrones se obtiene la configuración del calcio.
Periodo
La última capa ocupada tiene n = 4, luego el calcio está en el periodo 4.
Grupo y bloque
La configuración termina en 4s²: dos electrones de valencia en un orbital s. Es el grupo 2 y el bloque s.
Familia e ion estable
El grupo 2 es la familia de los alcalinotérreos. Perdiendo los dos electrones 4s alcanza la configuración del argón (octeto), de modo que el ion estable es Ca²⁺.

Resultado: Calcio: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s²; periodo 4, grupo 2, bloque s; familia de los alcalinotérreos; el ion más estable es Ca²⁺, isoelectrónico con el argón.

Errores frecuentes

Confundir grupo con periodo: el periodo es la fila (la última capa n) y el grupo es la columna (los electrones de valencia). Decir que el cloro «es del periodo 17» es un error típico.
Asignar mal el bloque del último electrón, sobre todo olvidando que en los metales de transición el último electrón entra en un orbital d de capa interior (n−1)d, mientras la capa de valencia sigue siendo ns.
Numerar los grupos con el sistema antiguo (IA, VIIA…) de forma inconsistente; el currículo y la IUPAC usan la numeración de 1 a 18.

Repaso activo

Dado el elemento de número atómico Z = 16, escribe su configuración electrónica completa, sitúalo en la tabla (periodo, grupo y bloque), identifica la familia a la que pertenece y predice la carga del ion más estable que formará, justificándolo por la regla del octeto.

Recuerdo activo

Recuerda los puntos clave — luego revela.

Fuentes: Real Decreto 243/2022 — enseñanzas mínimas del Bachillerato (saberes básicos, Anexo II) (Gobierno de España — Boletín Oficial del Estado (BOE))

Carga nuclear efectiva y apantallamiento: la clave explicativa#

VertiefungBOE-A-2022-5521 · Anexo II · Química 2.º Bach · Bloque A · Tendencias periódicas y su justificación mediante carga nuclear efectiva y apantallamiento.

Todas las propiedades periódicas tienen una misma raíz explicativa: la fuerza con que el núcleo atrae a los electrones de la capa más externa. Esa fuerza no es la del número total de protones Z, porque los electrones internos se interponen entre el núcleo y los electrones de valencia y «pantallan» (apantallan) parte de la carga positiva. El resultado neto que «siente» un electrón externo es la carga nuclear efectiva, Z_ef, siempre menor que Z. La Fig. 3 ilustra esta idea: el electrón de valencia ve un núcleo cuya carga aparente está rebajada por las capas internas.

El apantallamiento reduce la carga que percibe el electrón de valencia

Cuantitativamente, una buena aproximación es Z_ef = Z − S, donde S es la constante de apantallamiento (el número efectivo de carga «tapada» por los demás electrones, en especial los de capas interiores). Los electrones internos apantallan mucho; los del mismo nivel apantallan poco entre sí. Así, al avanzar en un periodo se añaden protones al núcleo y electrones a la misma capa: como esos electrones de valencia se apantallan mal mutuamente, Z aumenta de uno en uno pero S apenas crece, de modo que Z_ef crece netamente de izquierda a derecha. Esa es la causa de que el átomo se «contraiga» y de que cueste cada vez más arrancarle un electrón.

Al descender en un grupo ocurre lo contrario: se añade una capa electrónica completa. Aunque Z aumenta mucho, los nuevos electrones internos apantallan con fuerza, de manera que Z_ef sobre la capa de valencia crece muy poco y, sobre todo, esa capa de valencia está cada vez más lejos del núcleo (mayor n). El factor dominante hacia abajo es, por tanto, el aumento de tamaño y de apantallamiento, no el de Z_ef. Este doble comportamiento —Z_ef domina a lo ancho, el tamaño y el apantallamiento dominan a lo alto— es el motor de todas las tendencias del tema.

Es importante distinguir entre Z (carga real del núcleo, igual al número de protones) y Z_ef (carga neta que percibe un electrón concreto, una vez descontado el apantallamiento). Reglas como las de Slater permiten estimar S, pero en 2.º de Bachillerato basta con el razonamiento cualitativo: a lo largo de un periodo, Z_ef ↑; al bajar por un grupo, Z_ef apenas cambia pero la distancia ↑. Con este único argumento se justifican de forma coherente las cuatro propiedades de los apartados siguientes.

Z_{ef} = Z - S

Carga nuclear efectiva

Z es la carga real del núcleo (número de protones) y S la constante de apantallamiento; Z_ef es la carga neta que percibe un electrón de valencia, siempre menor que Z.

\text{Periodo (}\rightarrow\text{)}: Z\uparrow,\; S \approx \text{cte} \;\Rightarrow\; Z_{ef}\uparrow \qquad \text{Grupo (}\downarrow\text{)}: Z\uparrow,\; S\uparrow \;\Rightarrow\; Z_{ef}\approx\text{cte},\; n\uparrow

Sentido de variación de Z_ef

A lo ancho de un periodo domina el aumento de Z_ef; al descender en un grupo domina el aumento de la distancia (n) y del apantallamiento.

Ejemplo resuelto

Comparar la carga nuclear efectiva en un periodo

Compara, de forma razonada, la carga nuclear efectiva que percibe el electrón de valencia del sodio (Z = 11) y la del cloro (Z = 17), ambos del periodo 3, y explica qué consecuencia tiene sobre la retención de sus electrones externos.

Configuraciones de valencia
Na: [Ne] 3s¹ (1 electrón de valencia); Cl: [Ne] 3s² 3p⁵ (7 electrones de valencia). En ambos las capas internas son las del neón (10 electrones).
Apantallamiento de las capas internas
Los 10 electrones internos (1s² 2s² 2p⁶) apantallan casi por igual en ambos átomos; el apantallamiento «base» es similar.
Diferencia de carga nuclear
El cloro tiene 6 protones más que el sodio, mientras que los electrones añadidos van todos a la misma capa (n = 3) y se apantallan poco entre sí. Por eso la Z_ef sobre el electrón externo es claramente mayor en el cloro.
Consecuencia
Al sentir mayor Z_ef, el electrón externo del cloro está mucho más retenido (más cerca del núcleo y más difícil de arrancar) que el del sodio, que está débilmente unido.

Resultado: La carga nuclear efectiva sobre el electrón de valencia es mayor en el cloro que en el sodio (más protones con apantallamiento interno semejante), por lo que el cloro retiene su electrón externo con mucha más fuerza que el sodio. Esta diferencia explica que, a lo largo del periodo 3, el átomo se contraiga y aumente la energía de ionización.

Errores frecuentes

Confundir Z con Z_ef y razonar las tendencias «porque hay más protones», sin tener en cuenta el apantallamiento de las capas internas.
Creer que al bajar por un grupo Z_ef aumenta mucho: en realidad el apantallamiento de la nueva capa compensa casi todo el aumento de protones; lo que cambia de verdad es la distancia (mayor n).

Repaso activo

Razona, usando los conceptos de carga nuclear efectiva y apantallamiento, por qué el electrón de valencia del litio (Z = 3) está mucho menos retenido que el del flúor (Z = 9), pese a que ambos pertenecen al mismo periodo, y compara cualitativamente la Z_ef que percibe el electrón externo en cada uno.

Recuerdo activo

Recuerda los puntos clave — luego revela.

Fuentes: Currículo de Bachillerato (LOMLOE) — materias y saberes básicos (Ministerio de Educación, Formación Profesional y Deportes — educagob)

Radio atómico y radio iónico: variación en grupos y periodos#

StandardBOE-A-2022-5521 · Anexo II · Química 2.º Bach · Bloque A · Las propiedades periódicas y su variación: radio atómico y radio iónico.

El radio atómico es una medida del tamaño del átomo, definida operativamente como la mitad de la distancia entre los núcleos de dos átomos iguales enlazados (radio covalente o metálico, según el caso). No es una magnitud nítida, porque la nube electrónica no tiene un borde definido, pero sus tendencias periódicas son muy regulares y se explican por completo con la carga nuclear efectiva y el número de capas. La Fig. 4 resume con flechas el doble sentido de variación.

Sentido de variación del radio atómico en la tabla

A lo largo de un periodo, de izquierda a derecha, el radio atómico disminuye. La razón es que se añaden protones al núcleo (Z_ef ↑) mientras los electrones entran en la misma capa: la mayor atracción contrae la nube electrónica y acerca los electrones al núcleo. Así, en el periodo 3 el sodio es mucho mayor que el cloro. Al descender en un grupo, en cambio, el radio aumenta, porque cada nuevo periodo añade una capa electrónica completa (mayor n): aunque Z crece, el efecto dominante es que la capa de valencia está cada vez más lejos y más apantallada. El radio crece, pues, hacia la izquierda y hacia abajo, siendo el francio (abajo-izquierda) uno de los átomos mayores y el flúor/helio (arriba-derecha) de los menores.

El radio iónico compara el tamaño de un ion con el del átomo neutro. Un catión es siempre menor que su átomo: al perder electrones suele desaparecer la última capa y, además, los electrones que quedan sienten mayor Z_ef (mismos protones, menos electrones que repeler), por lo que se contraen. Un anión es siempre mayor que su átomo: al ganar electrones aumenta la repulsión electrónica y disminuye la Z_ef por electrón, de modo que la nube se expande. Por ejemplo, r(Na⁺) < r(Na) y r(Cl⁻) > r(Cl). La Fig. 5 compara visualmente átomo, catión y anión.

Tamaño relativo de átomo, catión y anión

Un caso clave para la PAU son las especies isoelectrónicas: iones con el mismo número de electrones (y, por tanto, la misma configuración). Entre ellas, el tamaño lo decide la carga nuclear: a igual número de electrones, cuantos más protones, más se contrae la nube. Así, en la serie isoelectrónica con el neón (10 electrones) N³⁻ > O²⁻ > F⁻ > Na⁺ > Mg²⁺ > Al³⁺: el anión con menos protones es el mayor y el catión con más protones el menor. Reconocer una serie isoelectrónica y ordenarla por número de protones es una pregunta recurrente.

\text{Periodo (}\rightarrow\text{)}: r_{at}\downarrow \;(Z_{ef}\uparrow) \qquad \text{Grupo (}\downarrow\text{)}: r_{at}\uparrow \;(n\uparrow)

Variación del radio atómico

El radio disminuye a lo largo de un periodo (aumenta Z_ef y contrae la nube) y aumenta al bajar por un grupo (se añade una capa).

r(\text{catión}) < r(\text{átomo}) < r(\text{anión})

Radio iónico frente al atómico

Perder electrones contrae (catión menor); ganar electrones expande la nube por mayor repulsión (anión mayor).

\text{Isoelectrónicos: a igual } n_{e^-}, \; r \downarrow \text{ al } \uparrow \text{ n.º de protones}

Serie isoelectrónica

Con el mismo número de electrones, el tamaño lo decide la carga nuclear: más protones, mayor contracción.

Ejemplo resuelto

Ordenar una serie isoelectrónica por radio

Ordena de mayor a menor radio las especies O²⁻, F⁻, Na⁺ y Mg²⁺, sabiendo que todas son isoelectrónicas con el neón, y justifica el orden.

Comprobar la isoelectronicidad
Las cuatro especies tienen 10 electrones (la configuración del neón): O²⁻ (8+2), F⁻ (9+1), Na⁺ (11−1) y Mg²⁺ (12−2).
Identificar el factor decisivo
Al tener todas el mismo número de electrones, el tamaño lo decide la carga nuclear: a más protones, mayor atracción sobre la misma nube y menor radio.
Ordenar por número de protones
Protones: O (8) < F (9) < Na (11) < Mg (12). El de menos protones (O²⁻) es el mayor y el de más protones (Mg²⁺) el menor.
Resultado del orden
Invirtiendo (más protones = menor radio) se obtiene el orden de radios.

Resultado: O²⁻ > F⁻ > Na⁺ > Mg²⁺. Al ser isoelectrónicas (10 electrones), el radio disminuye al aumentar el número de protones, porque la mayor carga nuclear atrae más fuertemente a la misma nube electrónica.

Errores frecuentes

Pensar que «a mayor número atómico, mayor tamaño» sin más: dentro de un periodo el radio disminuye al aumentar Z, porque manda la Z_ef, no el número de electrones.
Decir que un catión es mayor que su átomo neutro: al perder electrones (y a menudo una capa entera) el catión siempre es más pequeño.
Ordenar mal una serie isoelectrónica fijándose en el «tipo» de ion en vez de en el número de protones: a igual número de electrones, más protones implica menor radio.

Repaso activo

Ordena de mayor a menor radio las siguientes especies, todas isoelectrónicas con el argón: K⁺, Cl⁻, Ca²⁺, S²⁻ y P³⁻. Justifica el orden a partir del número de protones de cada una.

Recuerdo activo

Recuerda los puntos clave — luego revela.

Fuentes: Real Decreto 243/2022 — enseñanzas mínimas del Bachillerato (saberes básicos, Anexo II) (Gobierno de España — Boletín Oficial del Estado (BOE))

Energía de ionización, afinidad electrónica y electronegatividad#

VertiefungBOE-A-2022-5521 · Anexo II · Química 2.º Bach · Bloque A · Las propiedades periódicas y su variación: energía de ionización, afinidad electrónica y electronegatividad.

Las tres propiedades energéticas restantes describen la tendencia de un átomo a ceder, captar o atraer electrones, y todas se explican con la misma pareja de factores: la carga nuclear efectiva y el tamaño. La energía de ionización (EI) es la energía mínima necesaria para arrancar el electrón más débilmente retenido de un átomo en estado gaseoso, formando un catión. Es siempre un proceso endotérmico (cuesta energía vencer la atracción nuclear). La Fig. 6 muestra su carácter periódico al recorrer los primeros elementos.

Carácter periódico de la energía de ionización (Z = 1 a 20)

La EI aumenta a lo largo de un periodo (de izquierda a derecha): al crecer Z_ef y contraerse el átomo, el electrón externo está más retenido y cuesta más arrancarlo. Y disminuye al bajar por un grupo: el electrón de valencia está cada vez más lejos del núcleo y más apantallado, de modo que se desprende con menos energía. Por eso los metales alcalinos (abajo-izquierda) tienen EI bajas (forman cationes con facilidad) y los gases nobles (arriba-derecha) las más altas. Existen pequeñas anomalías que conviene conocer: el boro tiene EI menor que el berilio (es más fácil quitar un electrón p, de mayor energía, que romper la subcapa 2s² llena) y el oxígeno menor que el nitrógeno (la subcapa 2p³ semillena del N es especialmente estable; en el O hay que vencer la repulsión del electrón apareado). Las ionizaciones sucesivas crecen mucho (EI₁ < EI₂ < EI₃...), con un salto enorme al romper una capa de gas noble.

La afinidad electrónica (AE) es el cambio de energía cuando un átomo gaseoso capta un electrón y forma un anión. En la mayoría de los elementos representativos este proceso libera energía (es exotérmico), y se vuelve más exotérmico (mayor «avidez» por el electrón) hacia la derecha y hacia arriba del sistema periódico, siguiendo en general la misma tendencia que la EI. Los halógenos (grupo 17) presentan las afinidades electrónicas más exotérmicas, porque al captar un electrón completan el octeto. Los gases nobles y los metales del grupo 2, en cambio, no tienen tendencia a captar electrones. Hay que tener cuidado con el convenio de signos: el currículo de Bachillerato suele describir la AE como la energía «desprendida» al captar el electrón.

La electronegatividad (EN) mide la capacidad de un átomo para atraer hacia sí los electrones de un enlace químico (a diferencia de EI y AE, que se refieren a átomos aislados, la EN es una propiedad del átomo enlazado). No se mide directamente: la escala más usada es la de Pauling, en la que el flúor, el elemento más electronegativo, vale 4,0. La EN aumenta hacia la derecha y hacia arriba —máxima en el flúor, oxígeno y nitrógeno; mínima en los metales alcalinos como el cesio o el francio—, exactamente por las mismas razones de Z_ef y tamaño. La electronegatividad es la propiedad central del próximo tema: la diferencia de EN entre dos átomos predice si su enlace será iónico, covalente polar o covalente apolar. La Fig. 7 reúne las cuatro propiedades en un mismo mapa de flechas.

Mapa de variación de las cuatro propiedades periódicas

\ce{X(g) -> X^+(g) + e^-} \qquad \Delta H = EI_1 > 0

Primera energía de ionización

Energía mínima para arrancar el electrón menos retenido de un átomo gaseoso; es siempre un proceso endotérmico.

\ce{X(g) + e^- -> X^-(g)} \qquad \Delta H = AE \;(\text{normalmente} <0,\text{ exotérmico})

Afinidad electrónica

Cambio de energía al captar un electrón un átomo gaseoso; en la mayoría de los no metales libera energía.

EI \uparrow,\; |AE| \uparrow,\; EN \uparrow \quad \text{hacia la derecha y hacia arriba} \;(Z_{ef}\uparrow,\; r\downarrow)

Sentido común de las tres propiedades

Las tres aumentan hacia la derecha y hacia arriba del sistema periódico, por aumento de Z_ef y disminución del radio.

Ejemplo resuelto

Ordenar por energía de ionización y razonar anomalías

Ordena de menor a mayor primera energía de ionización los elementos litio (Z = 3), berilio (Z = 4), boro (Z = 5) y neón (Z = 10), todos del periodo 2, y justifica por qué el orden no es estrictamente creciente con Z.

Tendencia general del periodo
A lo largo del periodo 2, al aumentar la carga nuclear efectiva, la EI tiende a crecer de izquierda a derecha; el neón (gas noble) tendrá la mayor EI con diferencia.
Comparar Li y Be
Del litio (2s¹) al berilio (2s²) la EI aumenta, porque el Be tiene mayor Z_ef y su subcapa 2s queda completa.
La anomalía Be > B
El boro (2s² 2p¹) tiene EI menor que el berilio: el electrón 2p está a mayor energía y peor retenido que un 2s, y al arrancarlo se rompe una configuración 2s² llena, que es estable. Por eso B queda por debajo de Be.
Situar el conjunto
El boro tiene EI mayor que el litio (más Z_ef que el Li) pero menor que el berilio; el neón es el máximo. El orden resulta Li < B < Be < Ne.

Resultado: El orden de menor a mayor energía de ionización es Li < B < Be < Ne. No es estrictamente creciente con Z porque el boro presenta una EI menor que el berilio: arrancar su electrón 2p (de mayor energía) cuesta menos que romper la subcapa 2s² llena del berilio, una anomalía típica del bloque s/p.

Errores frecuentes

Confundir energía de ionización (quitar un electrón, siempre cuesta energía) con afinidad electrónica (captar un electrón, normalmente libera energía): son procesos opuestos.
Confundir afinidad electrónica con electronegatividad: la AE se refiere al átomo aislado en fase gas; la EN, a la atracción de electrones por un átomo ya enlazado.
Olvidar las anomalías Be>B y N>O y aplicar la tendencia «la EI siempre crece en el periodo» de forma mecánica, sin matizar las semicapas llena y semillena.

Repaso activo

Ordena de menor a mayor energía de ionización los elementos sodio (Na), magnesio (Mg), cloro (Cl) y potasio (K), justificándolo a partir de su posición en la tabla, e indica cuál de ellos será el más electronegativo y por qué.

Recuerdo activo

Recuerda los puntos clave — luego revela.

Fuentes: Real Decreto 243/2022 — enseñanzas mínimas del Bachillerato (saberes básicos, Anexo II) (Gobierno de España — Boletín Oficial del Estado (BOE)) · Real Decreto 534/2024 — Prueba de Acceso a la Universidad (PAU) (Gobierno de España — Boletín Oficial del Estado (BOE))

Referencias y fuentes

Fuentes

Gobierno de España — Boletín Oficial del Estado (BOE)

Ministerio de Educación, Formación Profesional y Deportes — educagob

Currículo de Bachillerato (LOMLOE) — materias y saberes básicos

Tabla periódica y propiedades periódicas

Puntos clave

Situar un elemento y deducir su ion estable

Puntos clave

Comparar la carga nuclear efectiva en un periodo

Puntos clave

Ordenar una serie isoelectrónica por radio

Puntos clave

Ordenar por energía de ionización y razonar anomalías

Fuentes

Tabla periódica y propiedades periódicas

Puntos clave

Situar un elemento y deducir su ion estable

Puntos clave

Comparar la carga nuclear efectiva en un periodo

Puntos clave

Ordenar una serie isoelectrónica por radio

Puntos clave

Ordenar por energía de ionización y razonar anomalías

Fuentes