“Año de la Integración Nacional y Reconocimiento de

Nuestra Diversidad”

ASIGNATURA:

QUIMICA GENERAL

PROFESORA:

TORRES CÁCERES, Carmen Rosa

INTEGRANTES:

GAMBOA POMA Larry HUARANGA FLORES Jhunior

LA TABLA PERIODICA DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS

1

HYO – 2013

2

INTRODUCCIÓN

La tabla periódica se ha vuelto tan familiar que forma parte del material didáctico

para cualquier estudiante, más aún para nosotros, estudiantes de química, medicina e

ingeniería. De la tabla periódica se obtiene información necesaria del elemento

químico, en cuanto se refiere a su estructura interna y propiedades, ya sean físicas o

químicas.

La actual tabla periódica moderna explica en forma detallada y actualizada las

propiedades de los elementos químicos, tomando como base a su estructura atómica.

Según sus propiedades químicas, los elementos se clasifican en metales y no metales.

Hay más elementos metálicos que no metálicos. Los mismos elementos que hay en la

tierra existen en otros planetas del espacio sideral. El estudiante debe conocer ambas

clases, sus propiedades físicas y químicas importantes; no memorizar, sino

familiarizarse, así por ejemplo familiarizarse con la valencia de los principales

elementos metálicos y no metálicos, no en forma individual o aislada, sino

por grupos o familias (I, II, III, etc.) y de ese modo aprender de manera fácil y ágil

fórmulas y nombres de los compuestos químicos, que es parte vital

del lenguaje químico.

Es por eso que el presente trabajo explica detalladamente los aspectos necesarios

para conocer y entender el comportamiento de los elementos químicos en la tabla

periódica.

3

ÍNDICE

PORTADA

DEDICATORIA

INTRODUCCION

ÍNDICE

CAPITULO I

ANTECEDENTES DE LA TABLA PERIODICA

1.1 Las triadas de Dobereiner 4

1.2 Ordenamiento helicoidal o tornillo telúrico de Chancourtois 5

1.3 Ley de octavas de Newlands 6

1.4 Tabla periódica de Mendeleiev y Meyer 7

1.5 Tabla periódica moderna 10

CAPITULO II

LA TABLA PERIÓDICA ACTUAL

2.1 Características de los elementos químicos 11

2.2 Organización de los elementos químicos 13

CAPITULO III

CLASIFICACIÓN DE LOS ELEMENTOS EN LA TABLA PERIÓDICA

3.1 Clasificación de los elementos por bloques 16

3.2 Ubicación de los elementos químicos en la tabla periódica. 17

3.3 Clasificación de los elementos según sus propiedades 18

CAPITULO IV

PROPIEDADES PERIÓDICAS ATÓMICAS

4.3 Electronegatividad 20

4.2 Energía de ionización 21

4.1 Radios atómicos 22

4

CAPITULO I

ANTECEDENTES DE LA TABLA PERIODICA ACTUAL

.

Durante los primeros 25 años del siglo XIX se descubrieron unos 20 nuevos

elementos. A medida que el número de elementos conocidos aumentaba resultaron

evidentes las semejanzas físicas y químicas entre algunos de ellos. Entonces los

químicos entendieron que el estudio de las propiedades de los elementos químicos era

más fácil agrupándolos según sus propiedades semejantes en base a una ley natural.

La primera manera, la más natural, fue la de clasificarlos por masas atómicas, pero

esta clasificación no reflejaba las diferencias y similitudes entre los elementos.

Muchas más clasificaciones fueron adoptadas antes de llegar a la tabla periódica

que es utilizada en nuestros días

1.1 LAS TRIADAS DE DOBEREINER (1817).-

Uno de los primeros intentos para agrupar los elementos de propiedades análogas

y relacionarlo con los pesos atómicos se debe al químico alemán Johann Wolfgang

Döbereiner (1780–1849) quien en 1817 puso de manifiesto el notable parecido que

existía entre las propiedades de ciertos grupos de tres elementos, con una variación

gradual del primero al último. Posteriormente (1827) señaló la existencia de otros

grupos de tres elementos en los que se daba la misma relación (cloro, bromo y yodo;

azufre, selenio y telurio; litio, sodio y potasio).

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A estos grupos de tres elementos se los denominó tríadas y hacia 1850 ya se

habían encontrado unas 20, lo que indicaba una cierta regularidad entre los elementos

químicos.

En su clasificación de las tríadas (agrupación de tres elementos) Döbereiner

explicaba que el peso atómico promedio de los pesos de los elementos extremos, es

parecido al peso atómico del elemento de en medio

Döbereiner intentó relacionar las propiedades químicas de estos elementos (y de

sus compuestos) con los pesos atómicos, observando una gran analogía entre ellos, y

una variación gradual del primero al último.

1.2 ORDENAMIENTO HELICOIDAL O TORNILLO TELÚRICO DE CHAN-

COURTOIS (1862)

En 1862, Alexandre-Emile Béguyer de Chancourtois, geólogo francés, construyó

una hélice de papel, en la que estaban ordenados por pesos atómicos (masa atómica)

los elementos conocidos, arrollada sobre un cilindro vertical. Se encontraba que los

puntos correspondientes estaban separados unas 16 unidades.

Los elementos similares estaban prácticamente sobre la misma generatriz, lo que

indicaba una cierta periodicidad, pero su diagrama pareció muy complicado y recibió

poca atención.

6

1.3 LEY DE OCTAVAS DE NEWLANDS (1864)

En 1864, el químico inglés John Alexander Reina Newlands comunicó al Royal

College of Chemistry (Real Colegio de Química) su observación de que al ordenar los

elementos en orden creciente de sus pesos atómicos (prescindiendo del hidrógeno), el

octavo elemento a partir de cualquier otro tenía unas propiedades muy similares al

primero.

El nombre de octavas se basa en la intención de Newlands de relacionar estas

propiedades con la que existe en la escala de las notas musicales, por lo que dio a su

descubrimiento el nombre de ley de las octavas.

Como a partir del calcio dejaba de cumplirse esta regla, esta ordenación no fue

apreciada por la comunidad científica que lo menospreció y ridiculizó, hasta que 23

años más tarde fue reconocido por la Royal Society, que concedió a Newlands su más

alta condecoración, la medalla Davy.

1.3.1 Desventajas.-

No existía un lugar indicado para los elementos recientemente descubiertos.

No tuvo mucha consideración con los pesos atómicos, ni siquiera realizó una

estimación aproximativa de los valores más probables.

Algunos elementos no encajaban en el esquema de Newlands , como por

ejemplo , el cromo, que quedaba mal posicionado bajo el aluminio, y el

magnesio, que es un metal, venía colocado bajo el fósforo que es un no

metal, así como el hierro que tratándose de un metal, se encontraba debajo

del azufre (no metálico), así que tanto éstos, como otros elementos, no

encajaban de ninguna manera en el esquema.

7

1.4 TABLA PERIÓDICA DE MENDELEIEV Y MEYER (1869)

En 1869 el químico alemán Julius Lothar Meyer y el químico ruso Dimitri Ivanovich

Mendelyev propusieron la primera “Ley Periódica”.

El término periódico significa repetición a intervalos regulares y en estas

clasificaciones los elementos se han agrupado basándose en las similitudes de sus

propiedades y en el incremento de los pesos atómicos.

1.4.1 Grafica de Meyer.-

Se basó especialmente en las propiedades físicas (especialmente en el

volumen atómico).

Meyer considero el volumen ocupado por determinados pesos fijos de los

elementos. En tales condiciones, cada peso contenía el mismo numero de

átomos de sus elementos, esto significaba que la razón del volumen de los

diversos elementos era equivalente a la razón de los volúmenes de los

átomos simples que componían dichos elementos (volumen atómico)

Gráficamente se tiene:

1.4.2 Tabla de Mendeleiev.-

Mendeleiev se basó principalmente en las propiedades químicas (tipos de

óxidos, tipos de hidruros, valencia, etc.). Según Mendeleiev – las propiedades

de los elementos era una función periódica de su peso atómico.

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A. Descripción de la Tabla de Mendeleiev.-

Los 63 elementos conocidos hasta ese entonces fueron ordenados en

función creciente a su peso atómico en filas horizontales y grupos

(columnas)

Los elementos de un mismo grupo poseen propiedades semejantes, por

ejemplo forman óxidos e hidruros de fórmula idéntica. Los elementos de

cada fila forman un “Periodo”, que indica el número de niveles de energía.

Los elementos de cada columna, que forman un “Grupo”, poseen

propiedades semejantes y se subdividen en familias A y B; los grupos

generalmente indican los electrones del último novel de energía. En este

ordenamiento los elementos con propiedades similares están en un mismo

grupo.

Mendeleiev observó que para ordenar en grupos, era necesario dejar

espacios o casilleros vacíos para nuevos elementos aún no descubiertos o

9

incluso le puso nombre a cada uno de estos elementos no conocidos

utilizando: eka = primero y dvi = segundo.

B. Ventajas de la tabla

Permitió determinar nuevas propiedades de los elementos.

Permitió tener una idea más general de la clasificación de los elementos.

En su época Mendeleiev clasificó a 63 elementos que conocía y para

predecir las propiedades de los elementos no descubiertos, determinó que

las propiedades de los elementos se encontraban relacionadas con los

elementos que los circundaban

Predijo la existencia de nuevos elementos, por ejemplo: Escandio,

Germanio y Renio.

C. Desventajas de la tabla

El hidrógeno no tiene lugar adecuado en la tabla (IA ó VIIA).

Los elementos poseen una valencia, lo cual es falso.

10

Los metales y no metales, no siempre se encuentran claramente

diferenciados. Así el Mn (metal) se halla en el mismo grupo del cloro (no

metal)

Su clasificación era incompleta, pues no incluyó a los gases nobles (aún no

se habían descubierto)

Como la Ley de Mendeleiev establecía que el ordenamiento de los

elementos es en orden creciente a sus masas atómicas, esto se rompió en

4 oportunidades: el Ar precede al K, el Co al Ni, el Te al I, el Th al Pa, los

cuales se han comprobado que están inversamente ordenados.

1.5 TABLA PERIÓDICA MODERNA (Ley de Moseley)

En 1913, el físico y químico inglés Henry Gwyn Jeffreys Moseley (1887-

1915)  identificó al número atómico como una propiedad relevante de los átomos 

mediante el análisis de la emisión de rayos X generados por diversos metales

(generalmente pesados).

Fue entonces que Moseley, basándose en éstos experimentos, propuso lo

siguiente: “La raíz cuadrada de la inversa de la longitud de onda es una función lineal

del número atómico de los elementos” que expresada en términos de frecuencia,

vendría a ser:

Henry Moseley introdujo el concepto de número atómico, estableciendo su

significado. Comparando líneas similares de los espectros de rayos X de isótopos de

distintos elementos encontró que si se asigna a cada uno de ellos un número atómico,

en orden de los “pesos atómicos” crecientes (1 para H; 2 para He; 3 para Li; etc..) la

frecuencia “v” era proporcional a la carga nuclear Z.

Concluye que el ordenamiento de los elementos debe hacerse de acuerdo al

número atómico (Z) y enunció lo que sería la ley periódica actual: “Las propiedades

11

de los elementos químicos es una función periódica de su número atómico (Z),

es decir varían en forma sistemática o periódica con la carga nuclear”

CAPITULO II

LA TABLA PERIÓDICA ACTUAL

Fue diseñado por el químico alemán J. Werner, en base a la ley de Moseley y la

distribución electrónica de los elementos. Ademas tomo como referencia la Tabla de

Mendeleiev.

2.1 CARACTERÍSTICAS DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS

12

Todos los elementos químicos de la tabla periódica tienen un par de características y

varias propiedades periódicas. Entre las características están el nombre y el símbolo.

2.1.1 Nombre.- 

Cada elemento químico tiene su propio nombre, el cual le fue asignado de

acuerdo a las situaciones siguientes:

A. Para honrar a una región, país y continente.

- El Californio para honrar a una región de EE.UU.

- El Francio para honrar a Francia.

- El Polonio para honrar a Polonia.

- El Germanio para honrar a Germania o Alemania.

- El Europio para honrar a un continente.

B. Para honrar a un personaje.

- Nobelio para honrar a Alfred Nobel.

- Lawrencio para honrar a Ernest Lawrence.

- El Mendelevio para honrar a Dimitri Mendeliev.

C. En honor a un astro

- Selenio en honor de la Luna.

- Uranio en honor del planeta Urano.

- Neptuno en honor del planeta Neptuno.

D. De acuerdo a alguna característica especial del elemento.

- Hidrogeno en Latín significa generador de agua.

- Fósforo en Latín significa Portador de luz.

E. De acuerdo a su nombre en Latín.

- Potasio en Latín se escribe Kalium (K).

- Sodio en Latín se escribe Natriun (Na).

- Hierro en Latín se escribe Ferrum (Fe).

- Azufre en Latín se escribe Sulphur (S).

- Plata en Latín se escribe Argentun (Ag).

- Cobre en Latín se escribe Cuprum (Cu).

- Oro en Latín se escribe Aurum (Au).

2.1.2 Símbolo.- 

El símbolo es la representación gráfica y abreviada del nombre de un

elemento químico, lo cual ha sido aceptado en todo el mundo. Este símbolo

está formado por una letra mayúscula, pudiendo estar acompañada por una

segunda letra minúscula, en caso de que la primera letra ya hubiese sido

13

asignada a otro elemento. Existen tablas en las que los símbolos de algunos

elementos químicos están formados hasta por 3 letras:

2.2. ORGANIZACIÓN DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS

2.2.1 Periodo.-

Es el ordenamiento de los elementos en línea horizontal. Estos elementos

difieren en propiedades, pero tienen la misma cantidad de niveles en su

estructura atómica.

Periodo 1, 2 y 3, formados por 2, 8 y 8 elementos respectivamente, son

denominados Periodos cortos.

Periodos 4, 5 y 6 son los Periodos largos, el 7º periodo se halla

incompleto.

Los elementos cuyos números atómicos se hallan comprendidos entre

el La (Z= 57) y el Lu (Z= 71) se llaman Lantánidos.

Los elementos con número atómico superior al Ac (Z= 89) se

denominan Actínidos.

Ellos se encuentran separados en 2 filas de la tabla periódica, con el

objeto de no extender demasiado la figura.

Los elementos después del Uranio (Z= 92) se han obtenido en forma

artificial del uranio, denominándose a éstos Trans uránicos.

Cada periodo (excepto el primero) comienza con un metal alcalino y

termina con un gas noble.

El séptimo periodo está incompleto.

El sexto periodo es el que posee mayor cantidad de elementos (es el

periodo más largo)

14

2.2.2 Grupo o Familia.-

Es el ordenamiento de los elementos en columna. Estos elementos

presentan similar disposición de sus electrones externos; de allí que

forman familias de elementos con propiedades químicas similares.

A. Grupos “A”.-

Están formados por los elementos representativos donde los

electrones externos o electrones de valencia estan en orbitales “s” y/o

“p”; por lo tanto sus propiedades dependen de estos orbitales.

Las propiedades de los elementos representativos dentro del grupo o

familia varían de manera muy regular, a ello se debe el nombre de

elemento representativo.

Los electrones de valencia, para un elemento representativo, es el

número de electrones a nivel externo que interviene en los enlaces

químicos.

Las propiedades químicas similares o análogas de los elementos de

un grupo, se debe a que poseen igual número de electrones de

valencia, lo cual indica a su vez el número de grupo.

B. Grupos “B”.-

Están formados por elementos de transición, en cuyos átomos el

electrón de mayor energía relativa están en orbitales “d” o “f”; y sus

15

electrones de valencia se encuentran en orbitales “s” (del último

nivel) y/o orbitales “d” o “f”; por lo tanto sus propiedades químicas

dependen de estos orbitales.

Se denominan elementos de transición, porque se consideran como

tránsito entre elementos metálicos de alta reactividad que forman

generalmente bases fuertes (IA y IIA) y los elementos de menor

carácter metálico que poseen más acentuado su tendencia a formar

ácidos (IIIA, IVA, … VIIA).

Las propiedades de los elementos de transición dentro del grupo o

familia varia en forma irregular.

El grupo VIIIB abarca tres columnas (familia del Fe, Co y Ni). Los

elementos del grupo IB (Cu, Ag, Au), así como también los elementos

del grupo VIB (Cr y Mo) no cumplen la distribución electrónica, como

ya se analizará oportunamente.

Los elementos del mismo grupo generalmente difieren en sus

propiedades. Los elementos de transición interna (tierras raras),

poseen electrones de mayor energía relativa en orbitales “f” y

pertenecen al grupo IIIB; a estos se les denomina lantánidos y

actínidos, cuya abundancia en la naturaleza es muy escasa y muchas

veces solo se encuentran en forma de trazas combinados con otros

elementos, razón por lo cual se llama “tierras raras”.

16

Lantánidos (lantanoides): comienza con lantano (Z=57) y termina en

lutecio (Z=71), poseen propiedades semejantes al lantano.

Actínidos (actinoides): comienza con el actinio (Z=87) y termina con

lawrencio (Z=103), poseen propiedades semejantes al actinio

CAPITULO III

CLASIFICACIÓN DE LOS ELEMENTOS EN LA TABLA

PERIÓDICA

3.1 CLASIFICACIÓN DE LOS ELEMENTOS POR BLOQUES

Considerando el último subnivel en la distribución electrónica de los elementos, éstos

se clasifican en cuatro bloques (s, p, d, f) lo que permite identificar al grupo al cual

pertenece cada elemento. El elemento cuya configuración electrónica termina en

subnivel “s” o “p” es representativo (grupo A), si la configuración electrónica termina en

subnivel “d” es un elemento de transición (grupo B), y si la configuración electrónica

termina en “f”, es un elemento de transición interna o tierra rara (grupo IIIB).

17

La clasificación por bloques permite ubicar un elemento en la tabla periódica, es decir

indicar el número de periodo y el número de grupo.

.

3.2

UBICACIÓN DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS EN LA TABLA PERIÓDICA.-

Se puede ubicarse conociendo su número atómico (Z) de acuerdo a los siguientes pasos:

1er paso: Tener presente que en un átomo neutro, Z es igual al número de electrones.

2do paso: Realizar la distribución electrónica y analizar:

• Periodo = última capa o nivel.• Grupo = electrones de la última capa (números romanos).

18

Para elementos del grupo VIIIB, IB Y IIB se debe considerar una regla práctica adicional:

3.3 CLASIFICACIÓN DE LOS ELEMENTOS SEGÚN SUS PROPIEDADES

    Los elementos químicos se clasifican en:

19

3.2.1 Metales-

Son elementos químicos que generalmente contienen entre uno y tres

electrones en la última órbita, que pueden ceder con facilidad, lo que los

convierte en conductores del calor y la electricidad.        

Los metales, en líneas generales, son maleables y dúctiles, con un brillo

característico, cuya mayor o menor intensidad depende del movimiento de

los electrones que componen sus moléculas.        

El oro y la plata, por ejemplo, poseen mucho brillo y debido a sus

características físicas constituyen magníficos conductores de la

electricidad, aunque por su alto precio en el mercado se prefiere emplear,

como sustitutos, el cobre y el aluminio, metales más baratos e igualmente

buenos conductores.

Un 75% de los elementos químicos existentes en la naturaleza son

metales y el resto no metales  gases nobles, de transición interna y

metaloides.

3.2.2 Metaloides.-

Son elementos que poseen, generalmente, cuatro electrones en su última

órbita, por lo que poseen propiedades intermedias entre los metales y los

no metales.

Estos elementos conducen la electricidad solamente en un sentido, no

permitiendo hacerlo en sentido contrario como ocurre en los metales.

El silicio (Si), por ejemplo, es un metaloide ampliamente utilizado en la

fabricación de elementos semiconductores para la industria electrónica,

como rectificadores diodos, transistores, circuitos integrados,

microprocesadores, etc.

3.2.3 No metales

Poseen, generalmente, entre cinco y siete electrones en su última órbita.

Debido a esa propiedad, en lugar de ceder electrones su tendencia es

ganarlos para poder completar ocho en su última órbita.

Los no metales son malos conductores del calor y la electricidad, no

poseen brillo, no son maleables ni dúctiles y, en estado sólido, son frágiles.

3.2.4 Gases nobles

20

Son elementos químicos inertes, es decir, no reaccionan frente a otros

elementos, pues en su última órbita contienen el máximo de electrones

posibles para ese nivel de energía (ocho en total).

El argón (Ar), por ejemplo, es un gas noble ampliamente utilizado en el

interior de las lámparas incandescentes y fluorescentes.

El neón es también otro gas noble o inerte, muy utilizado en textos y

ornamentos lumínicos de anuncios y vallas publicitarias extremadamente

oxidante y forma cloruros con la mayoría de los elementos.

CAPITULO IV

PROPIEDADES PERIÓDICAS ATÓMICAS

Las propiedades repetitivas o parecidas al comparar los diferentes elementos, se

llaman propiedades periódicas y sirven para agrupar a los elementos en una misma

familia o grupo. Las propiedades periódicas (físicas y Químicas) de los elementos

cambian ligeramente, por ejemplo el punto de fusión (pf), punto de ebullición (pEb),

21

radios atómicos, electronegatividad, etc. ; mientras se recorre un mismo grupo o un

mismo período en la tabla periódica.

En conclusión las propiedades periódicas, son propiedades repetitivas o parecidas que

se dan sobre elementos de un mismo grupo y/o de un mismo período, que facilitan la

elaboración de una gráfica que resume la mejor organización que pueden tener todos

los elementos, ésta es la tabla periódica.

4.1 RADIOS ATÓMICOS

El tamaño de un átomo varía dependiendo del medio en el que se encuentre o del

átomo al que está unido. En un átomo libre se hace una predicción de su tamaño,

dependiendo de la nube electrónica que rodea al núcleo, ese tamaño relativo del

átomo se conoce como radio atómico.

Los radios atómicos se expresan en A° Angstroms, 1A° = 1 X 10 -8 m , para tener una

idea de los radios atómicos representados en la siguiente gráfica, es considerar que el

radio del Hidrógeno (H) es de 0.37 A°, el átomo de fósforo (P) es de 1.10 A° , el átomo

de calcio (Ca) tiene un radio atómico de 1.97 A° y el átomo de Cs de 2.62 A°. El

tamaño de esos átomos nos permitirá imaginar el tamaño de los demás átomos según

el tamaño en el que se representan el resto de los átomos.

Se observa que al descender en un mismo grupo el radio atómico se incrementa y al

contrario, al recorrer un mismo período (incrementando el número atómico, de

izquierda a derecha) el radio atómico se disminuye.

4.2 ENERGÍA DE IONIZACIÓN

La energía de ionización es la cantidad mínima de energía necesaria para eliminar el

electrón más débilmente ligado al átomo aislado en forma gaseosa, para dar un ion

con una carga de +1.

22

También se conoce como la primera energía de ionización, puesto que hay otros

electrones susceptibles de ser arrancados del átomo. La siguiente figura muestra una

gráfica de energía de primera ionización frente al número atómico de los primeros 20

elementos de la tabla periódica.

En la

gráfica de energía de ionización se observa como los elementos de un mismo período

requieren más energía conforme se incrementa su número atómico (Li, Be, B, C,N,O,F

y Ne) y para elementos de un mismo grupo se observa que la energía requerida es

similar pero cada vez menor , por ejemplo (Li, Na y K ). Así mismo se observa que al

comparar un período con el siguiente período, el comportamiento energético es

similar.

4.3 ELECTRONEGATIVIDAD

La electronegatividad de un elemento mide su tendencia relativa a atraer hacia sí , los

electrones de un enlace, cuando esta químicamente combinado con otro átomo. Sus

valores son números relativos en una escala arbitraria, denominada escala de Pauling,

cuyo valor máximo es de 4.0

Un átomo que tenga una electronegatividad inferior, significa que tiene menor

capacidad de atraer dichos electrones de enlace. Por ejemplo el Na tiene una

electronegatividad de 0.9 y el cloro de 3.0, eso significa que en la molécula de cloruro

23

de sodio (NaCl), de los dos átomos, el cloro es el átomo que atrae más fuertemente

los electrones.

Tabla de electronegatividad relativa para los elementos representativos (grupos A)

Es fácil observar que los elementos del lado izquierdo de la tabla (grupos IA y IIA)

conocidos como metales tienen valores bajos de electronegatividad, se dice que son

elementos electropositivos, mientras que los elementos de los grupos VA, VIA y VIIA

tienen valores altos, por lo que se mencionan como átomos electronegativos.

Es claro observar que elementos de un mismo grupo tienen valores de

electronegatividad parecidos y que conforme se desciende sobre un mismo grupo, la

electronegatividad se disminuye.