¿Alguna vez intentaste tener un perro cuando eras pequeño? Seguro te advirtieron que eso implicaba mucho trabajo, puesto que tendrás que alimentarlo, sacarlo a pasear, etc. Después de prometerle a tus padres que no te olvidarías de hacer ninguna de estas cosas, tal vez te preguntaron qué tipo de perro querías. Dependiendo de la raza del perro, el adiestramiento, las horas de paseo, etc. pueden ser diferentes, pero la esencia del cuidado del perro seguirá siendo la misma.
De la misma manera en química, dependiendo del elemento con el que tratemos, sus características pueden ser diferentes. Pero, los elementos siguen siendo elementos, al fin y al cabo; por eso podemos utilizar unos patrones para averiguar el comportamiento de un elemento. La forma que tienen los científicos de llamar a estos patrones es propiedades periódicas y podemos emplearlos para clasificar los distintos elementos.
- Este artículo explica cómo leer la tabla periódica y cómo interpretar y usar las propiedades periódicas.
- Empezaremos examinando la historia de la tabla periódica y la importancia de las propiedades periódicas.
- A continuación, veremos un breve resumen de las cuatro propiedades periódicas generales (con ejemplos): la electronegatividad, la afinidad electrónica, la energía de ionización y el carácter metálico.
- Por último, estudiaremos todas las propiedades juntas y comprenderemos cómo influyen unas en las otras.
La tabla periódica y sus elementos
La tabla periódica es un conjunto de 18 columnas (grupos) y 7 filas (períodos) en las que se encuentran ordenados los elementos químicos; puede resultar confusa si no se tiene mucha experiencia con ella. Pero, su orden no es aleatorio: los elementos están clasificados en orden, según su número atómico (empezando desde arriba a la izquierda y terminando abajo a la derecha). Además, gracias a esta disposición, se pueden deducir algunas de sus características, denominadas propiedades periódicas.
En general, hay dos cosas fundamentales que debes saber antes de leerla: la primera es entender qué es un grupo y cómo identificar los elementos de un grupo, la segunda es entender qué son los períodos y cómo identificar los elementos de un período.
Fig. 1: La tabla periódica de los elementos, con los grupos y periodos.
¿Qué son los grupos y los períodos?
Los grupos son las columnas de la tabla (de arriba a abajo). Así, por ejemplo:
El grupo en el que está el H tiene también el Li, el Na, el K, el Rb, el Cs y el Fr. Este se conoce como grupo 1 o los metales alcalinos.
Hay 18 grupos en total, cada uno con su propio nombre; pero, también se les puede llamar simplemente por su número. La pequeña excepción son los lantánidos (la primera línea de las dos que se encuentran separadas en la tabla periódica) y los actínidos (los que se encuentran debajo de los lantánidos), pues a estos grupos sólo se hace referencia por su nombre.
Los períodos son las filas de la tabla (de izquierda a derecha). Por ejemplo, el período 2, comienza con el Li, y luego tiene el Be, B, C, N, O, F y Ne. Hay 7 períodos en total. A diferencia de los grupos, los períodos no tienen nombre.
Resolvamos un ejemplo:
¿En qué grupo y período se encuentra el cloro (Cl)?
Contando de izquierda a derecha, vemos que el cloro está en el grupo 17 (también llamado de los halógenos). A continuación, contamos de arriba a abajo (en el grupo 17) para ver que el cloro está en el tercer período.
¿Qué son las propiedades periódicas?
Las propiedades o tendencias periódicas son patrones definidos en la tabla periódica que explican las propiedades de un elemento. Estas propiedades pueden ir desde el tamaño de un elemento hasta su reactividad química.
Ya que has leído un resumen básico sobre qué son las propiedades en la tabla periódica. Ahora pasaremos a examinar la importancia y las causas relativas a estas tendencias.
Todo comenzó en 1869, cuando Dimitri Mendeléyev creó la primera tabla periódica. Organizó las filas de elementos en lo que, actualmente, llamamos períodos y las columnas en grupos. Estas disposiciones estaban basadas en la agrupación de elementos que tenían propiedades, comportamientos y características similares, dejando huecos donde había saltos en las propiedades. Esta disposición era tan intuitiva, que predijo la existencia de tres elementos que aún no se habían descubierto: el galio (Ga), el escandio (Sc) y el germanio (Ga).
Como resultado del trabajo pionero de Mendeléyev, ahora podemos consultar la tabla periódica y determinar rápidamente cómo reaccionará, probablemente, un elemento. La tabla periódica es una de las mayores piezas de información de la química. Puede utilizarse para responder a cualquiera de las preguntas que un químico pueda tener. Por ejemplo: ¿Es el oxígeno más grande o más pequeño que el nitrógeno? ¿El flúor es más electronegativo que el carbono? Las propiedades periódicas nos dan estas respuestas y muchas más.
Recapitulación histórica
Acá te damos una breve recapitulación de los hitos más importantes que nos llevaron a entender los elementos y sus propiedades periódicas como lo hacemos hoy.
| Año | Acontecimiento |
| 1789 | Antoine Lavoisier separó los elementos en metálicos y no metálicos. |
| 1829 | Johan Wolfang Döbereiner organizó los elementos en orden creciente de peso atómico en grupos de tres (tríadas). |
| 1860 | En una conferencia internacional de química celebrada en Alemania, se asignó al hidrógeno (H) el peso atómico de 1y al resto de elementos que le siguen el que les correspondía. - Por ejemplo, el oxígeno es aproximadamente 16 veces más pesado que el hidrógeno, por lo que su peso atómico es de 15,999.
|
| 1866 | John Newlands organizó los elementos en orden de masa creciente y descubrió que uno de cada ocho elementos tenía propiedades químicas similares (Ley de las Octavas). - De modo que, por ejemplo, el litio (Li) es químicamente similar al sodio (Na); el Carbono (C) tiene la misma valencia que el silicio (Si), y así, sucesivamente.
|
| 1869 y 1870 | Mendeleyév y Lothar Meyer crearon el marco de la tabla periódica que conocemos hoy. |
Tabla 1. Propiedades periódicas: Breve recuento histórico de la tabla periódica de los elementos.
¿Cuáles son las propiedades periódicas?
Las principales propiedades periódicas son cinco:
- El radio atómico.
- La primera energía de ionización.
- La afinidad electrónica.
- La electronegatividad.
- El carácter metálico.
A continuación explicaremos cada una de ellas.
¿Qué es el radio atómico?
El radio atómico se define como la distancia entre el núcleo del átomo y un electrón de valencia (es decir, un electrón que se encuentra en el nivel de energía más externo).
Aquí tenemos un ejemplo:
Fig. 2. Propiedades periódicas: El radio atómico del carbono y el oxígeno. El carbono tiene un radio atómico mayor.
Medimos el radio atómico (r) desde el núcleo hasta el electrón más externo.
Por ejemplo, podemos ver que el litio tiene un radio mayor que el boro, lo que nos da una pista sobre esta propiedad periódica.
Así es como se ve la tabla completa:
Fig. 3. Propiedades periódicas: El radio atómico crece cuanto más nos acerquemos a la esquina inferior izquierda de la tabla.
La propiedad del radio atómico es:
- De izquierda a derecha (a través de un período), el radio atómico disminuye.
- De arriba a abajo (en un grupo), el radio atómico aumenta.
Esta propiedad nos permite estimar el tamaño de los átomos, ya que no siempre podemos medirlos. Aunque, los metales de transición son una excepción, puesto que todos tienen aproximadamente el mismo tamaño. Esto se debe a que los electrones añadidos no son electrones de valencia, sino que están un nivel de energía por debajo.
Aunque los electrones añadidos tienen un ligero efecto en el radio atómico, no es tan grande como el de los electrones de valencia.
Aquí tenemos unos ejemplos sobre cómo se utiliza esta propiedad:
¿Qué elemento tiene un radio atómico mayor: el nitrógeno (N) o el flúor (F)?
Lo primero que tenemos que comprobar es si están en el mismo grupo, período, o ninguno. En este caso, ambos están en el mismo período.
Para los elementos del mismo período, el radio atómico disminuye de izquierda a derecha. Por lo tanto, como N está a la izquierda de F, N tiene un radio atómico mayor.
Veamos otro ejemplo para asentar mejor los conocimientos:
¿Qué elemento tiene un radio atómico mayor, el fósforo (P) o el carbono (C)?
Esta pregunta es un poco complicada, ya que estos elementos no están en el mismo grupo o período.
Es importante recordar que (por lo general) el aumento del tamaño atómico al descender un período es mucho mayor que el cambio de tamaño al avanzar hacia la izquierda en los grupos.
- Por ejemplo, el magnesio (Mg) tiene un radio atómico de 160 pm, mientras que el sodio (Na) (que se encuentra un grupo por encima) tiene un radio de 186 pm.
- Sin embargo, el calcio (Ca) (que se encuentra un período por debajo del magnesio) tiene un radio atómico de 197 pm.
El fósforo (P) está en el grupo 15 y en el período 3, mientras que el carbono (C) está en el grupo 14 y en el período 2. Dado que un período mayor tiene más efecto que un grupo menor, el fósforo tiene un radio atómico mayor. (Los números reales son P: 110 pm y C: 77 pm).
¿Qué es la primera energía de ionización o potencial de ionización?
La primera energía de ionización, también conocida como potencial de ionización, es la cantidad de energía necesaria para eliminar el primer electrón de un átomo o ion.
Cuando hablamos de energía de ionización, solemos referirnos a la primera energía de ionización. La principal diferencia entre la primera ionización y las energías de ionización segunda, tercera y posterior es que la primera energía de ionización es la de menor energía. Esto ocurre porque el electrón más alejado del núcleo es mucho más fácil de eliminar que los electrones más cercanos a él. Al ser más fácil de eliminar, requiere menos energía, comparativamente.
La propiedad periódica de la energía de ionización es la siguiente:
- De izquierda a derecha (a través de un período): la energía de ionización aumenta.
- De arriba a abajo (a lo largo del grupo): la energía de ionización disminuye.
- Valores atípicos:
- Grupo 2 > grupo 13
- Elementos del grupo 15 > grupo 16 (hasta el período 5; después siguen la tendencia normal).
Trabajemos con algunos ejemplos:
¿Qué elemento tiene mayor energía de ionización: el carbono (C) o el nitrógeno (N)?
Cuando se va de izquierda a derecha a través del período, la energía de ionización aumenta. El nitrógeno está más a la derecha del carbono en el mismo período, por lo que el nitrógeno tiene una mayor energía de ionización.
Vamos a ver otro ejemplo:
¿Qué elemento tiene mayor energía de ionización, el (N) o el oxígeno (O)?
Cuando se va de izquierda a derecha a través del período, la energía de ionización aumenta. El oxígeno está más a la derecha del nitrógeno, en el mismo período, por lo que en general tendría mayor energía de ionización. Sin embargo, los elementos del grupo 15 son una de las excepciones, ya que tienen energías de ionización más altas que los elementos del grupo 16.
Por lo tanto, como el nitrógeno está en el grupo 15 y el oxígeno en el grupo 16, el nitrógeno tiene la energía de ionización más alta.
Para ayudarte a visualizar estas propiedades y los valores atípicos, aquí tienes una tabla con la lista de energías de ionización (todas están en unidades de kJ/mol):
Grupo 1 | Grupo 2 | Grupo 13 | Grupo 14 | Grupo 15 | Grupo 16 | Grupo 17 | Grupo 18 |
H: 1312 | - | - | - | - | - | - | He: 2372 |
Li: 520 | Be: 899 | B: 801 | C: 1086 | N: 1402 | O: 1314 | F: 1681 | Ne: 2080 |
Na: 496 | Mg: 738 | Al: 578 | Si: 786 | P: 1012 | S: 1000 | Cl: 1251 | Ar: 1520 |
K: 419 | Ca: 590 | Ga: 579 | Ge: 762 | As: 946 | Se: 941 | Br: 1140 | Kr: 1351 |
Rb: 403 | Sr: 549 | In: 558 | Sn: 708 | Sb: 834 | Te: 869 | I: 1008 | Xe: 1170 |
Cs: 376 | Ba: 503 | Tl: 589 | Pb: 715 | Bi: 703 | Po: 812 | At: 917 | Rn: 1037 |
Tabla 2: energías de ionización en kj/mol
La afinidad electrónica es la probabilidad de que un átomo gane un electrón. Este proceso puede ser endotérmico o exotérmico.
- Una reacción exotérmica es aquella que libera calor o energía.
- Una reacción endotérmica requiere calor o energía.
La afinidad electrónica se suele dividir en dos tipos: la primera y la segunda afinidad electrónica:
- La primera afinidad electrónica se refiere a la unión de un electrón a un ion neutro. El valor de la afinidad electrónica es la energía necesaria para que se produzca la reacción. Como el proceso es exotérmico, la afinidad de electrones es un número negativo. Esto se debe a que se necesita energía negativa para que se produzca el proceso (es decir, está ganando energía como resultado). Cuando consideramos que la afinidad de los electrones es mayor nos referimos a la magnitud (por ejemplo: -300 > -20).
- La segunda afinidad electrónica consiste en unir un electrón a un ion negativo. Este proceso es endotérmico, por lo que la afinidad de los electrones será positiva (ya que requiere calor).
Esta propiedad puede resultar familiar, puesto que es la misma que se ha visto anteriormente con la energía de ionización.
Trabajemos en algunos problemas más, al respecto de este tema:
¿Qué elemento tiene mayor afinidad electrónica: el carbono (C) o el nitrógeno (N)?
La afinidad electrónica aumenta, a medida que se atraviesa un período. A partir de esto, podemos decir que, como el nitrógeno está más a la derecha, tendrá mayor afinidad electrónica que el carbono.
Vamos a ver otro ejemplo:
¿Qué elemento tiene mayor afinidad electrónica: el nitrógeno (N) o el fósforo (P)?
La afinidad electrónica disminuye a medida que se desciende en el grupo. A partir de esto, podemos decir que, como el fósforo está más abajo en el grupo, en comparación con el nitrógeno, tendría una afinidad electrónica menor que el nitrógeno.
¿Qué es la electronegatividad?
La electronegatividad es la capacidad de un átomo de atraer los electrones de valencia de otro átomo.
La electronegatividad está representada por una escala que va desde 0,7 hasta 0,4, siendo el francio (Fr) el menos electronegativo (0,7) y el flúor (F) el más electronegativo (4,0). Los valores inferiores a 2 suelen ser los correspondientes a los metales. Los gases nobles no tienen electronegatividad; esto se debe a que los gases nobles tienen las capas de valencia completas y no atraen ningún electrón de valencia.
La capa de valencia de un elemento es el nivel de energía más alto donde se encuentran los electrones de valencia. Una capa completa contiene 8 electrones.
En la imagen de abajo podemos ver la tabla de la electronegatividad. Los valores en colores más oscuros son mayores que los de colores más claros:
Fig 6: Propiedades periódicas: Tabla periódica de los valores de electronegatividad.
Esta propiedad es, de nuevo, muy similar a la afinidad electrónica y a la energía de ionización
Aquí tenemos algunos ejemplos:
¿Qué elemento tiene mayor electronegatividad: el carbono (C) o el nitrógeno (N)?
A medida que se avanza de izquierda a derecha en la tabla periódica, los valores de electronegatividad aumentan. Esto significa que, como el nitrógeno está más a la derecha que el carbono, tendrá una electronegatividad más alta.
¿Qué elemento tiene mayor electronegatividad: el nitrógeno (N) o el fósforo (P)?
A medida que se desciende en un grupo, los valores de electronegatividad disminuyen. Esto significa que, como el fósforo está más abajo en la tabla periódica que el nitrógeno, tendrá una electronegatividad más baja.
¿Qué es el carácter metálico?
El carácter metálico es la capacidad que tiene un elemento para oxidarse; es decir, para perder electrones.
El carácter metálico de los elementos es mayor en los elementos que se encuentran en la parte izquierda de la tabla, con respecto a los que se encuentran a la derecha; y es mayor en los elementos que están en la parte de abajo de la tabla, que en los que están en la parte de arriba.
Continuemos con los ejemplos:
¿Qué elemento tiene mayor carácter metálico: el potasio (K) o el flúor (F)?
A medida que ascendemos en un grupo, el carácter metálico disminuye, y a medida que vamos hacia la derecha en un período, el carácter metálico también disminuye; el potasio se encuentra en la parte izquierda de la tabla periódica y el flúor en la parte derecha y más alta. Por lo tanto, el flúor tiene menor carácter metálico que el potasio.
Propiedades periódicas - Puntos clave
Hay cinco propiedades o tendencias periódicas generales: el radio atómico, la primera energía de ionización, la afinidad electrónica, la electronegatividad y el carácter metálico.
El radio atómico disminuye cuando se va desde la izquierda de la tabla hacia la derecha, a través de un período, y aumenta a medida que se desciende en un grupo.
La primera energía de ionización, la afinidad electrónica y la electronegatividad aumentan cuando se va de izquierda a derecha a través de un período, y disminuyen cuando se desciende en un grupo.
El carácter metálico es menor en la parte derecha que en la parte izquierda de la tabla, y mayor en la parte inferior que en la parte superior.
Résumenes 
Exámenes 
Magazine 
Formacion Profesional 
