¿Qué son las propiedades periódicas?
Son aquellas propiedades físicas y químicas repetitivas o parecidas (varían con regularidad periódica) que presentan los elementos cuando éstos se ordenan por orden creciente de su número atómico y sirven para agrupar a los elementos en una misma familia o grupo.
Aunque son diversas las propiedades periódicas, sólo estudiaremos la tendencia o variación de las más importantes, por ejemplo radio atómico, radio iónico, volumen atómico, carácter metálico y no metálico, número de oxidación, afinidad electrónica y electronegatividad. Sin embargo, otras propiedades periódicas no menos importantes son la densidad, la temperatura de ebullición y la temperatura de fusión.
Tendencias periódicas del radio atómico
El radio atómico está determinado en gran medida por la fuerza con que el núcleo atrae a los electrones. Cuanto mayor es la carga nuclear, los electrones estarán más fuertemente enlazados al núcleo y menor será el radio atómico que se expresa en ángstroms.
Las propiedades físicas como la densidad, la temperatura de fusión y la temperatura de ebullición tienen relación directa con el tamaño de los átomos.
Como podrás observar en la figura de la izquierda, dentro de un mismo periodo, el radio atómico generalmente no disminuye de manera constante, debido a que aumenta la carga nuclear efectiva. Sin embargo, a medida que se desciende en un grupo o familia el radio aumenta según aumenta el número atómico.
Tendencias periódicas del radio iónico
Cuando un átomo pierde o gana electrones se forma un ión (catión o anión), así que el radio iónico es el radio de un catión o de un anión que afecta las propiedades físicas y químicas de un compuesto iónico.
El radio iónico de una especie que ha perdido un electrón es menor que el radio atómico original, esto se debe a que como existe una carga positiva más que negativa, los electrones se sienten mucho más atraídos hacia el núcleo, reduciendo el radio. Por el contrario, cuando un elemento gana un electrón, su radio iónico es mayor que su radio atómico de origen, debido a que ese último electrón que entró no se encuentra tan atraído hacia el núcleo y esto hace que aumente el radio.
Por otro lado, un catión es más pequeño que su átomo neutro, porque al quitarle uno o más electrones se reduce la repulsión electrón-electrón y el tamaño de la nube electrónica disminuye.
El radio iónico aumenta de acuerdo al radio atómico, es decir a lo largo de un periodo aumenta conforme aumenta el número atómico, mientras que en una familia o grupo aumenta hacia abajo.
Tendencias periódicas del volumen atómico
El volumen atómico se define como el espacio que ocupa el átomo de un elemento y está en función del radio atómico.
El radio atómico da una idea del volumen atómico y se mide en nanómetros, nm $(1 nm = 10^{-9}m)$.
La variación del volumen atómico de los elementos es paralela a la de los radios atómicos, en un grupo o familia, va creciendo a medida que aumenta su número atómico. En un periodo, el análisis de la variación resulta más complejo.
Tendencias periódicas del número de oxidación
El número de oxidación de un elemento es el número de electrones que gana (negativo), cede (positivo) o comparte (neutro) cuando se une con otro u otros elementos. La capacidad de combinación de un elemento define al número de oxidación.
Algunos elementos pueden tener diferentes números de oxidación según el compuesto del que forme parte. El número de oxidación está íntimamente relacionado con la configuración electrónica.
La periodicidad en el número de oxidación de los elementos de un mismo grupo generalmente es común.
El número de oxidación más alto que presenta un elemento coincide con el número del grupo al que pertenece (desde 1 hasta 7).
Por ejemplo:
Los elementos del grupo 1 (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) tienen número de oxidación +1.
Los elementos del grupo 2 (Be, Mg, Ca, Sr…) tienen número de oxidación +2.
Los elementos del grupo 4 (C, Si, Ge, Sn, Pb…) tienen varios números de oxidación, pero el más alto es +4.
Observemos las tendencias periódicas de afinidad electrónica.
Afinidad electrónica, AE (o electroafinidad), es la energía que se libera cuando un átomo en estado gaseoso acepta o pierde un electrón y se transforma en un ion con carga -1 o en un ion positivo con carga +1, respectivamente, también en estado gaseoso.
Si un átomo tiene baja energía de ionización significa que cede con facilidad un electrón (no tiende a ganarlo), por ello, su afinidad electrónica es menor. Por el contrario, cuando un átomo tiene alta su energía de ionización, no tiene tendencia a perder electrones pero si tiende a ganarlos.
En la tabla se muestran los valores de afinidad electrónica de los elementos que forman las familias 1A-8A.
En la tabla periódica la afinidad electrónica que se mide en kJ/mol, varía de igual manera que la energía de ionización.
Entre más negativa sea la afinidad electrónica, mayor será la tendencia del átomo a aceptar (ganar) un electrón.
Valores de la afinidad electrónica de los halógenos
| Elemento | Ion | E( kJ/mol ) |
| F | $F^-$ | $-328$ |
| Cl | $Cl^-$ | $-349$ |
| BR | $Br^-$ | $-325$ |
| I | $I^-$ | $-295$ |
Los elementos que presentan energías más negativas son los halógenos, debido a que la electronegatividad o capacidad de estos elementos es muy alta.
Dentro de la tabla periódica, la afinidad electrónica no presenta un aumento o disminución de manera ordenada, más bien de forma desordenada, a pesar de que presenta algunos patrones como por ejemplo que los no metales poseen afinidades electrónicas más bajas que los metales. En general, la variación de la afinidad electrónica es parecida a la de la energía de ionización.
Tendencias periódicas de la electronegatividad
A la capacidad relativa que tiene un átomo de atraer electrones de otro átomo, cuando forma parte de un compuesto se le llama electronegatividad.
Linus Pauling, Premio Nobel de Química (1954), desarrolló la escala de electronegatividad, que se mide en una escala de 1.0 a 4.0, asignándole a cada elemento un número positivo.
Si un átomo atrae fuertemente electrones, se dice que es altamente electronegativo y al átomo que pierde fácilmente sus electrones se le conoce como electropositivo; por el contrario, si un átomo no atrae fuertemente electrones el átomo es poco electronegativo.
¿Sabías que la electronegatividad es importante para determinar la polaridad de una molécula o el tipo de enlace que presenta? Por ejemplo, la molécula del agua $(H_2O)$ es polar debido a la gran diferencia de electronegatividad entre el hidrógeno y oxígeno.
En la tabla periódica, la electronegatividad aumenta de izquierda a derecha en un periodo y de abajo hacia arriba en un grupo. En general, la electronegatividad varía periódicamente, de forma que los elementos situados más arriba y a la derecha del sistema periódico son los más electronegativos y los situados más hacia abajo y a la izquierda son los menos electronegativos.
El elemento más electronegativo (más no metálico) es el flúor, seguido del oxígeno y del cloro. El menos electronegativo (más metálico) es el cesio. Los gases nobles son muy inertes, no se habla de electronegatividad de estos elementos.
La escala de electronegatividad se utiliza para predecir el tipo de enlace químico que se forma entre dos átomos. Entre más grande sea la diferencia en las electronegatividades de dos elementos, mayor será la atracción electrostática que tienen los átomos y más iónico será el enlace.
Tendencias periódicas de la energía de ionización
Se llama energía (o potencial) de ionización a la energía necesaria para separar totalmente el electrón más externo del átomo en estado gaseoso, convirtiéndolo en un ion positivo o catión. La energía de ionización se mide en electronvoltios (eV), si el valor de la energía de ionización es menor será más fácil que un átomo pierda un electrón.
En el sistema o tabla periódica, la energía de ionización aumenta dentro de un grupo o familia de abajo hacia arriba, porque cuanto más cerca del núcleo esté el electrón que se quiere separar, tanto más atraído estará por el núcleo. Por ejemplo, la energía de ionización de algunos elementos del grupo o familia de los alcalinos como el Cs, situado al final del segundo grupo, es 1.4 veces más pequeña que la del Li, situado al principio de ese mismo grupo.
Dentro de un grupo, la energía o potencial de ionización disminuye a medida que aumenta el número atómico, es decir de arriba a abajo. Esto se debe a que en elementos más grandes la fuerza con la que están unidos los electrones es mayor que en átomos más pequeños, y para quitar un electrón se requiere más energía.
Por el contrario, en un periodo de la tabla periódica, la variación de la energía de ionización es más complicada, sin embargo, al incrementarse el número atómico, ésta aumenta de izquierda a derecha, así, los valores máximos de las energías de ionización corresponden a los gases nobles (grupo 8A), debido a que la mayoría de los gases nobles son químicamente muy estables o inertes en virtud de sus elevadas energías de ionización.
Podemos concluir que cuanto menor sea la energía de ionización de un elemento, más fácil podrá perder un electrón y formar un ion positivo; éste es el caso de los elementos que presentan mayor carácter metálico y que fácilmente formarán iones positivos, mientras que los elementos no metálicos forman iones positivos con menos facilidad.
Cada uno de los elementos del grupo I (los metales alcalinos) tiene un electrón en la última capa, el cual es energéticamente fácil de quitar (a partir de ahí, es posible diferenciar entre energía de ionización 1, 2 y 3), por ello los elementos de este grupo forman cationes (iones positivos) y tienen las menores energías de ionización.
Hagamos un repaso gráfico final sobre las propiedades periódicas para luego evaluar tu aprendizaje.
Actividad H5P
¡Es el momento de revisar lo aprendido! A continuación resuelve la siguiente actividad.