La materia Mezclas Cambios de Estado Teoría cinética Leyes de los gases La masa y el volumen La temperatura y su medida La densidad Disoluciones Concentración de las disoluciones Composición de la materia Naturaleza eléctrica de la materia Número atómico Modelos atómicos Isótopos Radiactividad Tabla periódica de los elementos Descripción de la tabla periódica Propiedades periódicas de los elementos químicos

Propiedades periódicas de los elementos químicos

Al analizar el ordenamiento de los átomos en la tabla periódica observamos que, en los grupos, las propiedades de estos son semejantes y en los períodos tienen una variación que podemos explicar. Pero es importante destacar que las propiedades de los átomos son debidas a la naturaleza de los mismos, y no su localizacion en la tabla.

¿Qué son las propiedades periódicas?

Muchas propiedades físicas y químicas de los elementos varían con regularidad periódica cuando se ordenan estos por orden creciente de su número atómico.

  • La configuración electrónica
  • La energía de ionización
  • La afinidad electrónica
  • La electronegatividad
  • El volumen atómico
  • El caracter metálico y no metálico
  • El número de oxidación 

La configuración electrónica

Los electrones están distribuidos en cada átomo en niveles o capas de energía. Los elementos de un mismo perído tiene el mismo número de niveles electrónicos (completos o no), y este número coincide con el número del período. El número máximo de electrones que caben en un nivel esta dato por la fórmula 2n2 , sindo n el número  de nivel. 

Cada nivel o capa de energía puede tener uno o más subniveles con distinto número de electrones. 

Configuración electrónica en subniveles

Los subniveles del tipo s pueden tener uno o dos electrones, los subniveles de tipo p de uno a seis electrones y los subnivles de tipo d de uno a diez electrones, tambien puede haber subnivles de tipo f que pueden tener de uno a catorce electrones, para capas o niveles superiores a tres.  En la distribución de los electrones en los subniveles y orbitales de un átomo. La configuración electrónica de los elementos se rige según el diagrama de Moeller. 

El diagrama de Moeller es una guía utilizada en química para calcular la configuración electrónica de un átomo mediante su número atómico (Z). Es aplicable en la mayoría de los elementos, con alguna excepciones. El orden de ocupación de los subniveles del átomo por los electrones es de menos a más energía. Al escribir la configuración electrónica de un elemento se pone primero el número del nivel y después el del subnivel con el número de electrones que lo ocupan. Es decir 1s2, 2s2p6 o tambien (2,8) . Veamos ahora unas reglas que nos permitan conocer fácilmente la estructura electrónica de un elemento, sin más que saber previamente su posición en el sistema periódico:

  • El número de capas electrónicas que posee un átomo coincide con el del período al que pertenece el elemento en el sistema periódico.
  • Salvo el H (1s) y el He (1s2) , todos los demas elementos tienen estructura s2 en la primera capa y s2p2 en todas las restantes , excepto en la última.
  • Número de electrones de la última capa:
    • Para los gases nobles: s2p6 (salvo el He que es 1S2)
    • Para los elementos de transición s2
    • Para los demás, coincide con el número de la columna a la que pertenece el elemento en el sistema periódico.
  • Cada vez que se atraviesa totalmente la serie de elementos de transición pertenecientes a un período, se coloca d10 en la capa, cuyo número coincide con el anterior al período atravesado. Es decir que si atravesamos los elementos de trensición en la capa 5, colocaremos d10 en la capa 4.
  • Los elementos de transición tienen s2 en la última capa, y en la penúltima, tantos electrones d como indica el número de orden que ellos hacen dentro de la serie de transición a la que pertenece.
  • Los elementos lantánidos y actínidos (denominados tierras raras) presentan la estructura S2 en la ultima capa; s2p6 d, en la penúltima, y en la antepenúltima tantos electroness f como indica el número de orden que hace el elemento dentro de su familia.

Energía de ionización

Se llama energía o potencia de ionización a la energía necesaria para separar totalmente el electrón más externo del átomo en estado gaeoso, convirtiendolo en un ion positivo o catión. Podemos expresarlo así:

X + 1ªE.I. flecha X+ + e-

Siendo esta energía la correspondiente a la primera ionización. La segunda energía de ionización representa la energía necesaria para arrancar un segundo electrón y su valor es siempre mayor que la primera, ya que el volumen de un ión positivo es menor que el del átomo neutro y la fuerza electrostática es mayor en el ión positivo que en el átomo, ya que se conserva la misma carga nuclear:

X+ + 2ªE.I. flecha X2+ + e-

Puedes deducir tú mismo el significado de la tercera energía de ionización y de las posteriores. La energía de ionización se expresa en electrón-voltio, julios o en Kilojulios por mol (kJ/mol).

1 eV = 1,6.10-19 culombios . 1 voltio = 1,6.10-19 julios

En los elementos de una misma familia o grupo la energía de ionización disminuye a medida que aumenta el número atómico, es decir, de arriba abajo. 
En los alcalinos, por ejemplo, el elemento de mayor potencial de ionización es el litio y el de menor el francio. Esto es fácil de explicar, ya que al descender en el grupo el último electrón se sitúa en orbitales cada vez más alejados del núcleo y, además, los electrones de las capas interiores ejercen un efecto de apantallamiento frente a la atracción nuclear sobre los electrones periféricos por lo que resulta más fácil extraerlos.

En los elementos de un mismo período, la energía de ionización crece a medida que aumenta el número atómico, es decir, de izquierda a derecha.
Esto se debe a que el electrón diferenciador está situado en el mismo nivel energético, mientras que la carga del núcleo aumenta, por lo que será mayor la fuerza de atracción y, por otro lado, el número de capas interiores no varía y el efecto de apantallamiento no aumenta.
Sin embargo, el aumento no es continuo, pues en el caso del berilio y el nitrógeno se obtienen valores más altos que lo que podía esperarse por comparación con los otros elementos del mismo período. Este aumento se debe a la estabilidad que presentan las configuraciones s2 y s2p3, respectivamente.
La energía de ionización más elevada corresponde a los gases nobles, ya que su configuración electrónica es la más estable, y por tanto habrá que proporcionar más energía para arrancar un electrón. Puedes deducir y razonar cuáles son los elementos que presentan los valores más elevados para la segunda y tercera energías de ionización.

Afinidad electrónica

La afinidad electrónica (Eea) o electroafinidad se define como la energía liberada cuando un átomo gaseoso neutro en su estado fundamental captura un electrón y forma un ion mononegativo.

Dado que se trata de energía liberada, pues normalmente al insertar un electrón en un átomo predomina la fuerza atractiva del núcleo, tiene signo negativo. 
En los casos en los que la energía sea absorbida, cuando ganan las fuerzas de repulsión, tendrán signo positivo; Eea se expresa comúnmente en el Sistema Internacional de Unidades, en kJ·mol-1.
También podemos recurrir al proceso contrario para determinar la primera afinidad electrónica, ya que sería la energía consumida en arrancar un electrón a la especie aniónica mononegativa en estado gaseoso de un determinado elemento; evidentemente la entalpía correspondiente Eea tiene signo negativo, salvo para los gases nobles y metales alcalinotérreos. Este proceso equivale al de la energía de ionización de un átomo, por lo que la Eea sería por este formalismo la energía de ionización de orden cero.
Esta propiedad nos sirve para prever qué elementos generarán con facilidad especies aniónicas estables, aunque no hay que relegar otros factores: tipo de contraión, estado sólido, ligando-disolución, etc.

Electronegatividad

La electronegatividad puede definirse como la tendencia que tienen los átomos a captar electrones. La electronegatividad de un átomo determinado está afectada fundamentalmente por dos magnitudes: su número atómico y la distancia promedio de los electrones de valencia con respecto al núcleo atómico. Esta propiedad se ha podido correlacionar con otras propiedades atómicas y moleculares. Fue Linus Pauling el investigador que propuso esta magnitud por primera vez en el año 1932, como un desarrollo más de su teoría del enlace de valencia. La electronegatividad no se puede medir experimentalmente de manera directa como, por ejemplo, la energía de ionización, pero se puede determinar de manera indirecta efectuando cálculos a partir de otras propiedades atómicas o moleculares.

Se han propuesto distintos métodos para su determinación y aunque hay pequeñas diferencias entre los resultados obtenidos todos los métodos muestran la misma tendencia periódica entre los elementos.
El procedimiento de cálculo más común es el inicialmente propuesto por Pauling. El resultado obtenido mediante este procedimiento es un número adimensional que se incluye dentro de la escala de Pauling. Esta escala varía entre 0,65 para el elemento menos electronegativo (francio) y 4,0 para el mayor (flúor).

Volumen atómico

El volumén atómico fue definido por Meyer como el espacio que ocupa el átomo de un elemento y lo calculo dividiendo la masa atómica del elemento por su densidad.

El volumen atómico es el volumen que ocupa un mol de átomo del elemento considerado. Se obtiene según la siguiente ecuación:
Va = ma% ρ

donde:
Va: volumen del átomo,
ma: masa del átomo,
ρ: densidad
Se mide en unidades de volumen por mol (por ejemplo, cm³/mol).
Consideraciones al aplicar esta fórmula:
o En elementos gaseosos, se toma la densidad del líquido en su punto de ebullición.
o En sólidos con estructuras moleculares alotrópicas (como el azufre), se elige la más estable.
o En sólidos con estructuras cristalinas alotrópicas, se toma la densidad del que tiene número de coordinación 6.
El volumen atómico aumenta con el número atómico en elementos del mismo grupo (por ejemplo, el del potasio será mayor que el del sodio, etc.)

Carácter metálico

Un elemento se considera metal desde el punto de vista electrónico cuando cede facilmente electrones y no tiene tendencia a ganarlos, es decir los metales son muy poco electronegativos.
Un no metal es todo elemento que dificilmente cede electrones y si tiene tendencia a ganarlos es muy electronegativo. Los gases nobles no tienen caracter metálico ni no metálico.
La línea quebrada en el boro (B) y termna en el Astato (At) marca la separacion entre los metales que se encuentran por debajo de ella y los no metales que se sitúan en la parte superior.
Los semimetales son los elementos que no tienen bien definido su carácter metálico o no metálico y se encuentran bordeando esta linea divisoria. 

Número de oxidación

La capacidad de combinación o valencia de los elementos se concreta con el número de oxidación. El número de oxidación de un elemento es el número de electrones que gana cede o comparte cuando se une con otro u otros elementos, este número puede se positivo, negativo o neutro.
Es interesante observar que ocasionalmente, un mismo elemento puede actuar con distintos números de oxidación según el compuesto del que forma parte. El número de oxidación está intimamente relacionado con la configuración electrónica, por lo tanto es razonable la periodicidad que se observa en el número de oxidación de los elementos en el sistema periódico se puede resumir:
  • En un mismo grupo, los elementos suelen presentar números de oxidación comunes
  • El número de oxidación más alto que presenta un elemento coincide con el número del grupo al que pertenece (desde 1 hasta 7).
Ejemplo
  • Los elementos del grupo 1 (Li, Na , K, Rb, Cs, Fr) tiene número de oxidación +1
  • Los elementos del grupo 2 (Be, Mg, Ca , Sr, Ba, Ra) tiene número de oxidación +2
  • Los elementos del grupo 14 (C, Si , Ge, Sn, Pb, Fl) tiene número de oxidación +4

Regularidades en las propiedades

Los electrones del último nivel son los responsables de las propiededes de los elementos fundamentalmente de la reactividad.
Los alacalinos son los metales más reactivos, estos ceden con muchísima facilidad el electrón solitario que tienen en su último nivel y se combina con otros elementos. Los alcalinotérreos son algo menos reactivos, ya que reaccionan cediendo sus dos electrones del último nivel, y esto es más complicado.
Entre los no metales los mas reactivos son los halógenos del grupo 17, con siete electrones externos. A continuación el grupo 16 del oxígeno donde los primeros tienden a captar solo un electrón y los segundos dos.
Además de las ya nombradas, hay más propiedades que varían periódicamente. Por ejemplo, los puntos de fusión, de ebullición y la densidad. 


Diagrama de Moeller Diagrama de Moeller
El diagrama de Moeller es una guía utilizada en química para calcular la configuración electrónica de un átomo mediante su número atómico (Z). Es aplicable en la mayoría de los elementos, con excepciones en los metales de transición y en elementos de número atómico elevado.








Tabla del diagrama de Moeller Tabla del diagrama de Moeller
La configuración electrónica de los elementos se rige según el diagrama de Moeller. Para comprender el diagrama se puede utilizar la siguiente tabla, para encontrar la distribución electrónica se escriben las notaciones en forma diagonal desde arriba hacia abajo y de derecha a izquierda (seguir colores):








Configuración electrónica Configuración electrónica
La configuración electrónica indica la forma en la cual los electrones se estructuran, comunican u organizan en un átomo de acuerdo con el modelo de capas electrónicas , es importante, porque determina las propiedades totales de combinación química de los átomos, por lo tanto su posición en la tabla periódica de los elementos.








Electronegatividad Electronegatividad
La electronegatividad es la fuerza, el poder de un átomo de atraer a los electrones hacia sí mismo.También debemos considerar la distribución de densidad electrónica alrededor de un átomo determinado frente a otros distintos, tanto en una especie molecular como en sistemas o especies no moleculares.La electronegatividad de un átomo determinado está afectada fundamentalmente por dos magnitudes: su número atómico y la distancia promedio de los electrones de valencia con respecto al núcleo atómico.








Energía de ionización Energía de ionización
La energía de ionización (Ei) es la energía necesaria para separar un electrón en su estado fundamental de un átomo de un elemento en estado gaseoso.








Aumenta la electronegatividad En la tabla periódica se puede observar cuándo el valor de la electronegatividad aumenta o disminuye La electronegatividad no es una propiedad que pueda cuantificarse ni tampoco posee valores absolutos. Esto es porque la tendencia de un átomo de atraer densidad electrónica hacia él no es la misma en todos los compuestos. En otras palabras: la electronegatividad varía en función de la molécula.








Volumen atómico Volumen atómico
El volumen atómico es el volumen que ocupa un mol de átomo del elemento considerado. Los grupos con mayor volumen atómico son los metales del bloque s, después los no metales, y finalmente los metales de transición. En un periodo disminuye hacia la derecha de la tabla periódica, salvo en los elementos cobre, zinc y galio donde el volumen y los volúmenes atómicos tienen una relación con la periodicidad química, los elementos con menor volumen atómico son los del grupo 5.








Estado de oxidación Estado de oxidación
El estado de oxidación (EO) es un indicador del grado de oxidación de un átomo que forma parte de un compuesto u otra especie química. Un átomo tiende a obedecer la regla del octeto para así tener una configuración electrónica igual a la de los gases nobles, los cuales son muy estables químicamente. Dicha regla sostiene que un átomo tiende a tener ocho electrones en su nivel de energía más externo. En el caso del hidrógeno este tiende a tener 2 electrones, lo cual le proporcionaría la misma configuración electrónica que la del helio.