Tendencias Periódicas

¿Qué son las tendencias periódicas?

La tabla periódica es algo maravilloso. La versión que utilizamos hoy fue creada en 1869 por el químico ruso Dimitri Mendeleev, y se basó en el trabajo de científicos como John Newlands. Mendeléyev ordenó los elementos conocidos por su masa atómica, pero observó que mostraban ciertas propiedades que se repetían cada ocho elementos aproximadamente. Por ello, también ordenó los elementos en filas y columnas, de modo que los elementos con propiedades similares estuvieran unos encima y otros debajo en la tabla. En algunos casos, las propiedades no coincidían del todo, por lo que Mendeléyev dejó huecos en la tabla y propuso que se rellenaran con elementos por descubrir. Se demostró que tenía razón cuando estos elementos se descubrieron más tarde.

Fig. 1 - La tabla periódica

En conjunto, la tabla periódica es una ordenación regular de los elementos según su número atómico. Las filas se denominan periodos y las columnas grupos. Los elementos están dispuestos así para mostrar las tendencias periódicas.

Otra palabra que puedes encontrarte es periodicidad. Periodicidad implica repetición tras un cierto periodo o intervalo. En el caso de los elementos, la periodicidad significa la repetición de las propiedades de los elementos tras un cierto intervalo de número atómico. Mendeleiev se fijó en la periodicidad que se daba cada ocho elementos aproximadamente, y los ordenó en consecuencia. Veamos ahora algunas de las tendencias que observó y expliquemos por qué se producen.

Tendencias de la tabla periódica

Como vimos anteriormente, las filas de la tabla periódica se conocen como periodos. Las columnas de la tabla periódica se conocen como grupos. En total, hay siete periodos y dieciocho grupos en la tabla periódica. Puede parecer mucho que aprender, pero como verás, muestran tendencias periódicas regulares en lo que se refiere a determinadas propiedades. Entre las propiedades que veremos hoy se incluyen:

• Configuración electrónica

• Radio atómico
• Electronegatividad
• Energía de primera ionización
• Puntos de fusión y ebullición
• Densidad
• Conductividad eléctrica

En primer lugar, la configuración electrónica.

Tendencias periódicas en la configuración electrónica

¿Qué te dicen el período y el grupo de un elemento sobre su configuración electrónica? Por suerte para ti, saber dónde se encuentra en la tabla periódica te dice exactamente cómo está estructurado. El periodo de un elemento te indica cuántas capas de electrones tiene; por ejemplo, todos los elementos del periodo 2 tienen dos capas de electrones. El grupo de un elemento te indica cuántos electrones tiene en su capa externa. Por ejemplo, todos los elementos del grupo 3 tienen tres electrones en su capa externa. Veamos cómo varía esto a lo largo de un período y a lo largo de un grupo.

Configuración de electrones a lo largo de un periodo

El número de electrones aumenta en uno cada vez que te desplazas a través de un período. Cada elemento tiene exactamente un electrón más que el elemento situado inmediatamente a su izquierda, y exactamente uno menos que el elemento situado a su derecha. Sin embargo, todos los elementos de un mismo período tienen el mismo número de capas de electrones.

Por ejemplo, el período 2. Todos los elementos que lo componen tienen sólo dos capas de electrones. El primer elemento del período, el litio, tiene tres electrones, mientras que el siguiente, el berilio, tiene cuatro. Esto se indica en la tabla periódica mediante el número atómico. El número atómico de un elemento es su número de protones, pero en un átomo neutro es igual a su número de electrones. En la imagen siguiente puedes ver que el número atómico aumenta a medida que se avanza en el período.

Fig. 2 - Periodo 2, mostrado con el número atómico en la parte superior izquierda

Configuración electrónica a lo largo de un grupo

El número de capas de electrones aumenta a medida que se desciende en un grupo. Sin embargo, los elementos de un mismo grupo tienen exactamente el mismo número de electrones en su envoltura externa; la única diferencia es el número de envolturas internas.

Por ejemplo, todos los elementos del grupo 1 tienen un solo electrón en su envoltura externa. Pero mientras que el hidrógeno sólo tiene una capa de electrones en total, el siguiente miembro, el litio, tiene dos, y el sodio, tres.

Fig. 3 - Elementos del grupo 1, mostrados con sus configuraciones electrónicas entre paréntesis

Tendencia del radio en la tabla periódica

El radio atómico depende de factores como la carga nuclear y el número de capas de electrones, que ahora exploraremos.

Radio atómico a lo largo de un periodo

El radio atómicodisminuye a medida que te desplazas por un período de la tabla periódica. Pero, ¿por qué ocurre esto? Para estudiarlo a fondo, debemos examinar la estructura atómica de los elementos de un período.

En la tabla periódica moderna, los elementos se ordenan por su número atómico. El número atómico es el número de protones que tiene un elemento en su núcleo, que se encuentra en el centro del átomo. Cada elemento tiene el mismo número de protones que de electrones, por lo que el número atómico también nos indica el número de electrones de un elemento. Estos electrones se encuentran orbitando el núcleo en capas. Aunque los elementos de un mismo periodo tengan distinto número de electrones, tienen el mismo número de envolturas de electrones. Observa el siguiente ejemplo. El carbono tiene seis electrones, mientras que el oxígeno tiene ocho. Sin embargo, ambos tienen sólo dos capas de electrones.

Fig. 4 - Configuraciones electrónicas del carbono y del oxígeno

Las envolturas de electrones son atraídas por el núcleo gracias a una fuerte atracción electrostática entre el núcleo cargado positivamente y las envolturas cargadas negativamente. Esto determina el radio atómico.

A medida que atraviesas un período, el número atómico aumenta: cada elemento tiene un protón y un electrón más que el elemento que le precede. Esto significa que aumenta la carga del núcleo. La capa más externa de electrones experimenta una mayor atracción hacia el núcleo cargado positivamente, por lo que los electrones negativos son atraídos más cerca del núcleo, en el centro del átomo. Esto disminuye el radio atómico.

Fig. 5 - Radios atómicos del carbono y del oxígeno

Radio atómico a medida que se desciende en un grupo

El radio atómicoaumenta a medida que se desciende en un grupo. Quizá te preguntes por qué. Al descender en un grupo de la tabla periódica, aumenta el número atómico, lo que significa que también aumenta la carga nuclear. Pero al descender en un grupo, aumenta el número de capas de electrones, por lo que los electrones exteriores se encuentran en capas más alejadas del núcleo. Esto aumenta el radio atómico.

He aquí un ejemplo. El litio y el sodio se encuentran en el grupo 1 de la tabla periódica. Ambos tienen un electrón en su envoltura externa. Sin embargo, el sodio tiene más capas de electrones que el litio y, por tanto, su radio atómico es mayor.

Fig. 6 - La configuración electrónica del litio y el sodio, mostrando los radios atómicos

Tendencias periódicas de la electronegatividad

Veamos ahora las tendencias de la electronegatividad.

Los pares de electrones compartidos siempre se encuentran en la capa externa de un átomo. La electronegatividad tiene que ver con la fuerza de atracción entre estos electrones enlazados y el núcleo del átomo. La electronegatividad depende de factores como la carga nuclear, el número de capas de electrones y el apantallamiento por electrones internos.

Electronegatividad a lo largo de un periodo

La electronegatividadaumenta a lo largo de un período. Hemos aprendido que no sólo aumenta la carga nuclear a medida que se avanza en un período, sino que también disminuye el radio atómico. Esto acerca el par de electrones enlazados al núcleo. Pero no podemos fijarnos sólo en la carga nuclear total, sino en la carga nuclear global que experimentan los electrones enlazados, gracias al apantallamiento por las envolturas internas de electrones.

También sabemos que los elementos del mismo periodo tienen el mismo número de envolturas electrónicas. Esto significa que tienen los mismos niveles de apantallamiento. Si la carga nuclear aumenta a lo largo de un período, pero el apantallamiento sigue siendo el mismo, entonces la carga nuclear global que siente el par de electrones enlazados debe aumentar. Por tanto, aumenta la electronegatividad.

Volvamos a utilizar como ejemplo el carbono y el oxígeno. El carbono tiene seis protones en su núcleo. Sin embargo, la carga de dos de estos protones está protegida por dos electrones de la capa interna. El oxígeno tiene ocho protones en su núcleo. Una vez más, la carga de dos protones está protegida por dos electrones de la capa interna. Los electrones de la capa externa del carbono tienen una carga nuclear efectiva total de +4, mientras que los del oxígeno tienen una carga nuclear efectiva total de +6. El oxígeno también tiene un radio atómico menor que el del carbono. Por tanto, tiene una electronegatividad mayor.

Fig. 7 - Cómo afecta el apantallamiento electrónico a la electronegatividad del carbono y del oxígeno

Electronegatividad descendente de grupo

La electronegatividad disminuyea medida que se desciende en un grupo. Aunque la carga nuclear aumenta, también aumenta el número de capas internas de electrones, y estas capas internas de electrones protegen la carga de los protones adicionales del núcleo. Como resultado, la carga nuclear global que siente el par de electrones enlazados sigue siendo la misma. Pero también sabemos que el radio atómico aumenta a medida que se desciende en un grupo, lo que significa que el par de electrones enlazados está más alejado del núcleo. Por tanto, la electronegatividad disminuye.

Por ejemplo, antes hemos visto el litio y el sodio. El litio tiene tres protones en su núcleo, pero la carga de dos de estos protones está protegida por dos electrones de la capa interna. El sodio tiene once protones en su núcleo, pero la carga de diez de estos protones está protegida por diez electrones de la capa interna. Los electrones de la capa externa de ambos elementos experimentan una carga nuclear global de +1. Sin embargo, el sodio tiene un radio atómico mayor que el litio. Por tanto, tiene una electronegatividad menor.

Fig. 8 - Tendencias de la electronegatividad en la tabla periódica

Tendencias periódicas de la primera energía de ionización

Al igual que la electronegatividad, la energía de ionización tiene que ver con la atracción entre los electrones y el núcleo.

Depende de factores como la carga nuclear, el radio atómico y el blindaje por las envolturas internas de electrones.

Primera energía de ionización a lo largo de un período

La energía de ionización aumenta a lo largo de un periodo. Esto se debe a que la carga nuclear aumenta y el radio atómico disminuye, pero el número de envolturas internas de electrones permanece invariable. En general, existe una mayor atracción entre el electrón más externo y el núcleo, lo que dificulta su extracción.

Primera energía de ionización en un grupo

La energía de ionización disminuye a medida que se desciende en un grupo. Aunque aumenta la carga nuclear, también aumenta el número de capas internas de electrones. Estos electrones protegen la carga de los protones adicionales del núcleo. Además, el radio atómico aumenta, lo que significa que el electrón más externo está más alejado del núcleo y, por tanto, es más fácil de eliminar.

Fig. 9 - Las primeras energías de ionización del periodo 2

Tendencias periódicas de los puntos de fusión y ebullición

Todas las tendencias que hemos examinado hasta ahora han mostrado pautas y tendencias claras, que aumentan o disminuyen a medida que te desplazas a lo largo de un periodo o de un grupo. Podemos decir que muestran periodicidad. Sin embargo, los puntos de fusión y ebullición no muestran tendencias tan claras.

Puntos de fusión y ebullición a lo largo de un periodo

Los puntos de fusión y ebullición varían a lo largo de un periodo y dependen de la estructura y el enlace del elemento concreto. Tomemos como ejemplo el periodo 3.

Fig. 10 - Puntos de fusión del periodo 3

¿Ves que no hay ningún patrón? Los puntos de fusión suben y bajan a lo largo del periodo. Veamos por qué es así con más detalle.

En primer lugar, el sodio, el magnesio y el aluminio tienen puntos de fusión medios. Esto se debe a que se unen mediante enlace metálico, formando gigantescas redes metálicas que se mantienen unidas por atracción electrostática. Para fundir los metales, es necesario superar esta unión metálica. El aluminio tiene el punto de fusión más alto de los tres, ya que posee el enlace metálico más fuerte. Esto se debe a que los iones de su estructura tienen una carga mayor y un radio atómico menor que los iones del sodio y el magnesio: el aluminio forma iones 3+, mientras que el sodio y el magnesio forman iones 1+ y 2+, respectivamente.

En segundo lugar, el silicio tiene un punto de fusión elevado. Esto se debe a que es una macromolécula covalente gigante. Todos sus átomos están unidos por fuertes enlaces covalentes, que requieren mucha energía para romperse.

En tercer lugar, el fósforo, el azufre y el cloro tienen puntos de fusión bajos. Esto se debe a que son moléculas covalentes simples. Aunque existen fuertes enlaces covalentes dentro de las moléculas, las únicas fuerzas entre moléculas son fuerzas intermoleculares débiles que no requieren mucha energía para romperse. El azufre tiene un punto de ebullición más alto que el fósforo y el cloro porque forma moléculas más grandes. Esto aumenta la fuerza de las fuerzas intermoleculares que se encuentran entre sus moléculas.

Por último, el argón tiene un punto de fusión muy bajo. Esto se debe a que es un gas monatómico. Tiene fuerzas intermoleculares extremadamente débiles entre los átomos, que apenas requieren energía para superarse.

Puntos de fusión y ebullición de un grupo

Los puntos de fusión y ebullición también varían a medida que se desciende en un grupo. Para algunos grupos, como los halógenos (grupo VII), los puntos de fusión aumentan a medida que se desciende en el grupo. Pero para otros grupos, como los metales alcalinos (grupo I), los puntos de fusión disminuyen a medida que se desciende en el grupo. No existe una tendencia clara que pueda aplicarse a todos los grupos, ¡ojalá la vida fuera así de sencilla!

Resumen de las tendencias periódicas

Son muchas las tendencias que debes conocer. Para ayudarte a consolidar tus conocimientos, hemos elaborado una práctica tabla que resume las tendencias periódicas que hemos explorado anteriormente.