Tabla periódica 2 (propiedades periódicas)

Una propiedad periódica es aquella que varía de manera regular y repetitiva al avanzar por los periodos y los grupos de la tabla. No son arbitrarias: son el resultado directo de la configuración electrónica.

Imagina que organizas a un grupo de personas por estatura y peso. Si las organizas de menor a mayor estatura, notarías que el peso, la edad o la fuerza también tienden a variar de manera ordenada. Algo parecido ocurre con los elementos: al ordenarlos por $Z$ creciente, propiedades como el tamaño atómico, la energía de ionización, la afinidad electrónica, la electronegatividad y el carácter metálico cambian siguiendo patrones repetitivos.

El origen de la periodicidad está en la estructura electrónica. Todos los elementos del grupo IA terminan su configuración en $ns^1$ (Li: $2s^1$, Na: $3s^1$, K: $4s^1$); todos los del grupo VIIA terminan en $ns^2 np^5$; todos los gases nobles terminan en $ns^2 np^6$ (excepto el He: $1s^2$). Como las configuraciones de valencia se repiten, las propiedades químicas también se repiten.

A continuación desarrollaremos las principales propiedades periódicas: radio atómico, radio iónico, energía de ionización, afinidad electrónica y electronegatividad, y veremos cómo el carácter metálico y no metálico se derivan de ellas.

2.1 Definición y medición

Un átomo no es una esfera sólida con un borde definido; su "superficie" es una zona difusa donde la nube electrónica se va desvaneciendo. Por eso no es posible medir directamente el radio de un átomo aislado. Lo que se hace experimentalmente es medir la distancia entre los núcleos de dos átomos idénticos unidos (en una molécula diatómica o en un cristal metálico) mediante difracción de rayos X, y luego dividir esa distancia entre dos. Esa mitad es el radio atómico:

$$R_A = \frac{d}{2}$$

donde $d$ es la distancia internuclear entre dos átomos idénticos adyacentes.

Las unidades más comunes son el picómetro (pm) y el ángstrom (Å): $$1\ \text{pm} = 10^{-12}\ \text{m} \qquad 1\ \text{Å} = 10^{-10}\ \text{m} = 100\ \text{pm}$$

2.2 Factores que determinan el radio atómico

El radio atómico depende esencialmente de dos factores que compiten entre sí:

1. El número de niveles electrónicos (n): cuantos más niveles ocupados tenga un átomo, más lejos estará el electrón más externo del núcleo y, por lo tanto, mayor será el radio.

2. La carga nuclear efectiva ($Z_{\text{eff}}$): es la carga positiva neta que "siente" un electrón de valencia después de considerar el efecto pantalla (el apantallamiento) de los electrones internos. Los electrones internos repelen a los electrones externos y reducen la atracción del núcleo. Si $Z_{\text{eff}}$ aumenta, la atracción nuclear sobre los electrones de valencia aumenta y el radio disminuye.

Con estas dos herramientas podemos explicar todas las tendencias del radio atómico.

2.3 Variación en un grupo (vertical)

Al descender por un grupo, el radio atómico aumenta.

Causa: al bajar un periodo se agrega un nuevo nivel electrónico (aumenta $n$). Por ejemplo, el Li tiene electrones en los niveles $n = 1$ y $n = 2$; el Na los tiene en $n = 1$, $n = 2$ y $n = 3$; el K llega hasta $n = 4$. Cada nuevo nivel aleja más a los electrones externos del núcleo. El efecto pantalla de los niveles internos adicionales contrarresta el aumento de la carga nuclear, de modo que el efecto neto es un aumento del tamaño.

Datos experimentales del grupo IA (metales alcalinos):

La secuencia $\text{Li} (152\ \text{pm}) < \text{Na} (186\ \text{pm}) < \text{K} (227\ \text{pm})$ muestra claramente que a mayor Z dentro del grupo, mayor radio atómico, porque aumenta el número de niveles.

2.4 Variación en un periodo (horizontal)

Al avanzar de izquierda a derecha en un mismo periodo, el radio atómico disminuye.

Causa: dentro de un periodo, todos los elementos tienen sus electrones de valencia en el mismo nivel $n$. Si vamos del Li al F, todos tienen electrones externos en $n = 2$. Sin embargo, el número de protones en el núcleo (Z) aumenta: Li tiene 3 protones, Be 4, B 5, C 6, N 7, O 8, F 9. Los electrones adicionales que se van agregando en el mismo nivel no se apantallan entre sí de forma eficiente (el apantallamiento dentro del mismo nivel es débil). Por eso, la carga nuclear efectiva $Z_{\text{eff}}$ aumenta progresivamente, y los electrones externos son atraídos con más fuerza. El resultado: el radio disminuye.

Datos experimentales del periodo 2:

La secuencia $\text{Li} > \text{Be} > \text{B} > \text{C} > \text{N} > \text{O} > \text{F}$ evidencia que a mayor Z dentro del periodo, menor radio atómico.

2.5 Panorama general del radio atómico

Resumiendo ambas tendencias:

• En un grupo: el radio atómico aumenta al bajar (↑ en la tabla).
• En un periodo: el radio atómico disminuye hacia la derecha (→ en la tabla).

El elemento con mayor radio atómico de la tabla es el francio (Fr) o el cesio (Cs) en la esquina inferior izquierda. Los átomos más pequeños se encuentran en la esquina superior derecha (flúor, oxígeno, etc.).

3.1 Definición y comparación con el átomo neutro

El radio iónico es la medida del tamaño de un ion, es decir, de un átomo que ha ganado o perdido electrones. Un catión (ion positivo) o un anión (ion negativo) no tiene el mismo tamaño que el átomo neutro del que proviene, porque ha cambiado su número de electrones.

La regla general para un mismo elemento es:

$$R_{\text{catión}} < R_{\text{átomo neutro}} < R_{\text{anión}}$$

¿Por qué?

• Al formar un catión (pérdida de electrones): el átomo pierde uno o más electrones de su capa externa. Quedan menos electrones pero la misma cantidad de protones. La repulsión electrón-electrón disminuye y la carga nuclear efectiva que actúa sobre cada electrón restante aumenta. El resultado es que los electrones son atraídos más fuertemente hacia el núcleo y el ion se contrae. Además, si el átomo pierde todos los electrones del último nivel (como ocurre con los metales alcalinos), el ion queda con un nivel menos, lo que reduce drásticamente su tamaño. Por ejemplo, el Na ($R_A = 186\ \text{pm}$) forma $\text{Na}^+$, que tiene un radio iónico de aproximadamente 102 pm: el catión es mucho más pequeño porque ha perdido el nivel $n = 3$.

• Al formar un anión (ganancia de electrones): se agregan electrones a la capa de valencia, pero la carga nuclear sigue siendo la misma. La repulsión entre electrones aumenta y la carga nuclear efectiva por electrón disminuye. El resultado es que la nube electrónica se expande. Por ejemplo, el cloro ($R_A = 99\ \text{pm}$) forma $\text{Cl}^-$, cuyo radio iónico es aproximadamente 181 pm: el anión es mucho más grande.

3.2 Especies isoelectrónicas

Dos o más especies se llaman isoelectrónicas cuando tienen el mismo número de electrones pero diferentes números atómicos (diferente número de protones). Por ejemplo:

$$_{7}\text{N}^{3-} ,\quad _{8}\text{O}^{2-} ,\quad _{9}\text{F}^{-} ,\quad _{10}\text{Ne} ,\quad _{11}\text{Na}^{+} ,\quad _{12}\text{Mg}^{2+} ,\quad _{13}\text{Al}^{3+}$$

Todas estas especies tienen 10 electrones (la configuración electrónica del neón: $1s^2 2s^2 2p^6$). Sin embargo, tienen distinto número de protones (7, 8, 9, 10, 11, 12 y 13, respectivamente).

La regla para comparar radios de especies isoelectrónicas es muy importante y muy preguntada:

A mayor número atómico (más protones), menor radio iónico.

¿Por qué? Todas tienen el mismo número de electrones, por lo que el factor que define el tamaño es la carga nuclear: cuantos más protones hay en el núcleo, más fuerte es la atracción sobre los mismos 10 electrones y más compacta es la nube electrónica. Por lo tanto, el orden de radios en el ejemplo anterior es:

$$\underbrace{_{7}\text{N}^{3-}}_{\text{mayor radio}} > _{8}\text{O}^{2-} > _{9}\text{F}^{-} > _{10}\text{Ne} > _{11}\text{Na}^{+} > _{12}\text{Mg}^{2+} > \underbrace{_{13}\text{Al}^{3+}}_{\text{menor radio}}$$

4.1 Definición

La energía de ionización (también llamada potencial de ionización) es la mínima energía que un átomo en estado gaseoso debe absorber para que se le remueva el electrón más externo de su último nivel, formando así un catión monovalente:

$$\text{X}_{(g)} + \text{EI}_1 \longrightarrow \text{X}^+_{(g)} + e^-$$

La primera energía de ionización ($\text{EI}_1$) corresponde a la remoción del primer electrón. Es un proceso endotérmico (el sistema absorbe energía del entorno), porque arrancar un electrón que está unido al núcleo por atracción electrostática siempre requiere aportar energía.

Unidades: se expresa comúnmente en kJ/mol o en kcal/mol.

4.2 Energías de ionización sucesivas

Un átomo puede perder más de un electrón. Las energías de ionización sucesivas corresponden a:

$$\text{X}^+_{(g)} + \text{EI}_2 \longrightarrow \text{X}^{2+}_{(g)} + e^-$$ $$\text{X}^{2+}_{(g)} + \text{EI}_3 \longrightarrow \text{X}^{3+}_{(g)} + e^-$$

y así sucesivamente. Se cumple siempre que:

$$\text{EI}_1 < \text{EI}_2 < \text{EI}_3 < \dots$$

¿Por qué? Después de quitar el primer electrón, el ion positivo tiene más protones que electrones; la carga nuclear efectiva sobre los electrones restantes aumenta y la repulsión electrónica disminuye. Por eso, quitar el segundo electrón cuesta más energía que el primero.

Hay un detalle muy importante: cuando al quitar un electrón se llega a una configuración de gas noble (capa de valencia completa), la siguiente energía de ionización salta bruscamente. Por ejemplo, para el sodio:

• $\text{Na}$ ($1s^2 2s^2 2p^6 3s^1$) pierde el electrón $3s^1$ con una $\text{EI}_1$ relativamente baja (≈ 496 kJ/mol), formando $\text{Na}^+$ que tiene configuración de neón.
• Quitarle un segundo electrón al $\text{Na}^+$ implicaría romper la configuración estable de gas noble y remover un electrón del nivel $n = 2$. Esa $\text{EI}_2$ es aproximadamente 4560 kJ/mol, un salto enorme. Por eso el sodio forma fácilmente $\text{Na}^+$ y no $\text{Na}^{2+}$.

Este salto brusco nos permite explicar los estados de oxidación típicos de los elementos.

4.3 Variación en un grupo

Al bajar en un grupo, la energía de ionización disminuye.

Causa: como vimos, al bajar en un grupo el radio atómico aumenta (hay más niveles y más apantallamiento). El electrón más externo está más lejos del núcleo y es atraído con menos fuerza. Por lo tanto, es más fácil arrancarlo y se necesita menos energía.

Ejemplo en el grupo IA:

$$\text{EI}(\text{Li}) > \text{EI}(\text{Na}) > \text{EI}(\text{K})$$

Consecuencia práctica: los metales alcalinos (grupo IA) tienen la menor energía de ionización de su periodo, por lo que se oxidan con gran facilidad (forman cationes +1). El francio y el cesio son los que tienen los valores más bajos de toda la tabla.

4.4 Variación en un periodo

Al avanzar de izquierda a derecha en un periodo, la energía de ionización aumenta.

Causa: dentro del mismo periodo, el radio atómico disminuye porque $Z_{\text{eff}}$ aumenta. Si el electrón externo está más fuertemente atraído por el núcleo, se requiere más energía para arrancarlo.

Ejemplo en el periodo 3:

$$\text{EI}(\text{Na}) < \text{EI}(\text{Mg}) < \text{EI}(\text{Al}) < \text{EI}(\text{Si}) < \text{EI}(\text{P}) < \text{EI}(\text{S}) < \text{EI}(\text{Cl}) < \text{EI}(\text{Ar})$$

Los gases nobles (VIIIA) tienen la mayor energía de ionización de su respectivo periodo, porque su capa de valencia está completa; por eso son tan estables y poco reactivos.

4.5 Excepciones a la tendencia general

La tendencia general ("aumenta al avanzar a la derecha") no es perfectamente monótona. Hay pequeñas irregularidades que se explican por la estabilidad electrónica:

1. Be vs B: La EI del berilio (Be, $2s^2$) es mayor que la del boro (B, $2s^2 2p^1$). El Be tiene el subnivel $2s$ lleno, que es una configuración relativamente estable; además, el electrón $2p$ del B es más fácil de quitar porque está en un orbital de mayor energía y menos apantallado por los electrones $2s$.

2. N vs O: La EI del nitrógeno (N, $2p^3$, tres orbitales $p$ semillenos) es mayor que la del oxígeno (O, $2p^4$, un orbital $p$ doblemente ocupado). El N tiene el subnivel $p$ a la mitad, que es una configuración estable; en el O, los dos electrones en el mismo orbital $p$ se repelen, lo que facilita la pérdida de uno.

Estas excepciones se explican por la regla de estabilidad de subniveles llenos y semillenos y por la repulsión entre electrones en el mismo orbital. A nivel de examen, se pueden preguntar como comparación de valores concretos.

4.6 Relación con el carácter metálico

La energía de ionización es una medida de cuán fuertemente está unido un electrón al átomo. Los metales tienen baja EI (pierden electrones fácilmente → se oxidan). Los no metales tienen alta EI (no pierden electrones fácilmente). Por eso:

• Metales alcalinos (IA): EI baja → muy reactivos.
• Gases nobles (VIIIA): EI alta → muy inertes.

5.1 Definición

La afinidad electrónica es el cambio de energía que se produce cuando un átomo en estado gaseoso gana un electrón para convertirse en un anión:

$$\text{X}_{(g)} + e^- \longrightarrow \text{X}^-_{(g)} + \text{AE}$$

A diferencia de la energía de ionización (que siempre absorbe energía), la afinidad electrónica generalmente libera energía (proceso exotérmico) cuando el átomo gana el electrón y alcanza una configuración más estable. La energía liberada se considera negativa en el convenio de química fisicoquímica, aunque en los textos preuniversitarios peruanos conviene fijarse en el valor absoluto: a mayor energía liberada, mayor afinidad electrónica y mayor tendencia a formar aniones.

5.2 Variación en la tabla periódica

• En un grupo: al bajar, la afinidad electrónica disminuye (se libera menos energía o incluso se absorbe). Ello se debe a que el radio atómico aumenta y el electrón ganado queda más lejos del núcleo, por lo que es atraído con menos fuerza.

• En un periodo: al avanzar de izquierda a derecha, la afinidad electrónica aumenta (se libera más energía), porque el radio disminuye y $Z_{\text{eff}}$ aumenta.

Los halógenos (grupo VIIA) son los elementos con mayor afinidad electrónica: tienen configuración $ns^2 np^5$ y al ganar un electrón completan su octeto ($ns^2 np^6$). Eso libera mucha energía y explica su gran tendencia a formar aniones $X^-$.

Los gases nobles tienen afinidad electrónica positiva (hay que suministrarles energía para que ganen un electrón), porque ya tienen configuración estable y el electrón adicional tendría que ocupar un nuevo nivel.

5.3 Relación con el carácter no metálico

La afinidad electrónica mide la tendencia a ganar electrones, es decir, es una medida del carácter no metálico. A mayor AE, mayor capacidad para formar aniones. Así como la EI caracteriza a los metales (tendencia a perder electrones), la AE caracteriza a los no metales (tendencia a ganarlos).

La relación entre ambas es inversa respecto del radio atómico: a mayor radio atómico, menor EI y menor AE (más metálico). A menor radio atómico, mayor EI y mayor AE (más no metálico).

6.1 Definición

La electronegatividad (EN) es la capacidad relativa de un átomo para atraer hacia su núcleo los electrones involucrados en un enlace químico. A diferencia de la EI y la AE (que se miden en átomos aislados en estado gaseoso), la EN es una propiedad de átomos enlazados: mide qué tanto jala un átomo los electrones compartidos cuando se une con otro.

Fue propuesta por Linus Pauling (1901-1994), quien desarrolló una escala numérica para cuantificarla. Es una magnitud adimensional (no tiene unidades).

6.2 Escala de Pauling

En la escala de Pauling, los valores van aproximadamente desde 0,7 hasta 4,0:

• Flúor (F): el elemento más electronegativo, con $\text{EN} = 4,0$.
• Francio (Fr): el menos electronegativo, con $\text{EN} = 0,7$.
• Los metales tienen valores bajos (Na = 0,9; K = 0,8; Mg = 1,2; Ca = 1,0).
• Los no metales tienen valores altos (Cl = 3,0; O = 3,5; N = 3,0; S = 2,5).
• Los gases nobles no suelen tener valores asignados en la escala de Pauling, porque no forman enlaces en condiciones normales.

6.3 Variación en la tabla periódica

• En un grupo: al bajar, la electronegatividad disminuye. Ejemplo en el grupo VIIA (halógenos):

$$\text{F} (4,0) > \text{Cl} (3,0) > \text{Br} (2,8) > \text{I} (2,5)$$

Causa: al aumentar el radio atómico, el núcleo atrae con menos fuerza a los electrones de enlace.

• En un periodo: al avanzar de izquierda a derecha, la electronegatividad aumenta. Ejemplo en el periodo 3:

$$\text{Na} (0,9) < \text{Mg} (1,2) < \text{Al} (1,5) < \text{Si} (1,8) < \text{P} (2,1) < \text{S} (2,5) < \text{Cl} (3,0)$$

Causa: al aumentar $Z_{\text{eff}}$ y disminuir el radio, el núcleo atrae con más fuerza los electrones compartidos.

6.4 Relación con otras propiedades

La electronegatividad está directamente relacionada con la energía de ionización y inversamente relacionada con el radio atómico:

• Átomo pequeño y con alta $Z_{\text{eff}}$ → alta EN → tiende a atraer electrones (no metal).
• Átomo grande y con baja $Z_{\text{eff}}$ → baja EN → tiende a ceder electrones (metal).

Esta propiedad es la más útil para predecir el tipo de enlace químico (tema siguiente). Si la diferencia de electronegatividad entre dos átomos es grande (por ejemplo, metal alcalino con halógeno), el enlace será iónico. Si la diferencia es pequeña, el enlace será covalente.

Hemos estudiado las propiedades atómicas por separado. Ahora vamos a integrarlas a través de dos conceptos que dependen de ellas: el carácter metálico y el carácter no metálico.

7.1 Carácter metálico

El carácter metálico es la tendencia de un elemento a perder electrones y formar cationes. Se asocia con:

• Radio atómico grande
• Energía de ionización baja
• Electronegatividad baja
• Afinidad electrónica baja (poca tendencia a ganar electrones)

Los metales se ubican en la parte izquierda y central de la tabla: grupos IA, IIA, elementos de transición (grupos B), lantánidos y actínidos, así como algunos elementos de los grupos IIIA, IVA y VA (en los periodos inferiores).

Variación:

• En un grupo: al bajar, el carácter metálico aumenta (porque aumenta el radio y disminuyen EI y EN).

  • Ejemplo: en el grupo IA, el potasio es más metálico que el sodio, que a su vez es más metálico que el litio.

• En un periodo: al avanzar a la derecha, el carácter metálico disminuye (porque disminuye el radio y aumentan EI y EN). En su lugar aparece el carácter no metálico.

El elemento más metálico es el cesio (Cs) o el francio (Fr), en la esquina inferior izquierda.

7.2 Carácter no metálico

El carácter no metálico es la tendencia de un elemento a ganar electrones y formar aniones. Se asocia con:

• Radio atómico pequeño
• Energía de ionización alta
• Electronegatividad alta
• Afinidad electrónica alta

Los no metales se encuentran en la parte superior derecha de la tabla, principalmente en los grupos IVA, VA, VIA y VIIA. El elemento más no metálico es el flúor (F): es el de mayor electronegatividad y afinidad electrónica, y tiene un radio atómico muy pequeño.

7.3 Los metaloides (semimetales)

Entre los metales y los no metales hay una zona de metaloides o semimetales: B, Si, Ge, As, Sb, Te, Po y At. Presentan propiedades intermedias, especialmente en la conductividad eléctrica: no son tan buenos conductores como los metales ni tan malos como los no metales. Son semiconductores, fundamentales para la fabricación de transistores, chips y microchips.

7.4 La tabla de tendencias integrada

Podemos resumir todas las tendencias en una tabla comparativa. (No es un resumen final: es una herramienta para resolver ejercicios.)

Clave para recordar: el radio atómico y el carácter metálico van en el mismo sentido (aumentan hacia abajo y hacia la izquierda). Las demás propiedades (EI, AE, EN, carácter no metálico) van en el sentido opuesto (aumentan hacia arriba y hacia la derecha).