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Repaso de la tabla periódica

Información valiosa

Ahora que sabes más sobre la tabla periódica, hagamos un pequeño repaso acerca de qué información puedes obtener con ella.
La manera más fácil de ubicar un punto en el plano es mediante sus coordenadas en un plano cartesiano. Del mismo modo, la tabla periódica tiene períodos y grupos que nos ayudan a ubicar un elemento particular. Esto quiere decir que a cada elemento químico le corresponde un lugar único en la tabla periódica.
Pero la tabla periódica no solo es una manera de ordenar los elementos químicos. Su organización en grupos y períodos nos dicen mucho más sobre un elemento químico que solo su ubicación. Sabiendo a qué período y a qué grupo pertenece un elemento, podemos saber mucho acerca de su naturaleza y propiedades.
Tabla periódica de los elementos. Créditos: Simon 03 - Trabajo propio, CC BY-SA 3.0
Veamos ahora, qué nos dicen los períodos y grupos acerca de los elementos químicos.

Períodos

Los periodos corresponden a un ordenamiento horizontal, es decir, a las filas de la tabla periódica. Los elementos de cada período tienen diferentes propiedades, pero poseen la misma cantidad de niveles en su estructura atómica. En total la tabla periódica tiene 7 períodos.
Un período corresponde a un nivel de energía y siempre es un número entero. Créditos: Modificado de Simon 03 - Trabajo propio, CC BY-SA 3.0
A excepción del Hidrógeno, los períodos inician con un metal alcalino y terminan con un gas noble.

Grupos

Los grupos son las columnas de la tabla, y sus elementos poseen una disposición similar de electrones externos, por lo que forman familias con propiedades químicas similares.
Un grupo se nombra con números romanos y acompañados de A si son elementos representativos, y B si son transicionales.. Créditos: Modificado de Simon 03 - Trabajo propio, CC BY-SA 3.0

Grupos A

Formado por los elementos representativos, llamados así porque sus propiedades varían de manera muy regular. Los elementos pertenecientes a los grupos A poseen electrones de valencia en los orbitales s y/o p. Están situados en los extremos de la tabla periódica.

Grupos B

Son los llamados elementos de transición, cuyos electrones de máxima energía se encuentran en orbitales d o f y sus electrones de valencia están en orbitales s,d o f, por lo que sus propiedades varían en función a la ubicación de estos electrones.
Se les llama de transición porque se ubican en el centro de la tabla periódica entre los elementos metálicos de los grupos IA y IIA, que son altamente reactivos, y los elementos menos metálicos de los grupos del IIIA al VIIA , formadores de ácidos.
En estos grupos de los elementos de transición se encuentran las llamadas tierras raras, separadas del resto de elementos de la tabla, que pertenecen al grupo IIIB y se les conoce como lantánidos y actínidos.

Bloques s, p, d y f

La tabla periódica moderna se divide por bloques que nos indican cuál es el último orbital en el que se encuentran sus electrones de valencia.
Bloques de la tabla periódica. Observa que el Helio es la excepción de bloque p y forma parte del bloque s.Créditos: Modificado de Simon 03 - Trabajo propio, CC BY-SA 3.0
De esta manera podemos observar gráficamente que los elementos de los grupos A tienen sus electrones de valencia en orbitales s y p de su último nivel de energía n. Por ejemplo, en el caso del magnesio (Mg), su configuración electrónica se completa en el orbital 3s2, porque se encuentra en el período 3 y en el grupo IIA. Para el caso del Selenio (Se), su configuración se completa en los orbitales 4s2,4p4, porque se encuentra en el período 4, grupo VIA.
En cambio, los grupos B tienen a sus electrones de máxima energía en orbitales d o f de su penúltimo nivel de energía (n1). Por ejemplo, para el Titanio (Ti), su configuración electrónica se completa en los orbitales 4s2,3d2, porque se encuentra en el período 4, grupo IVB.
Generalizando, el período nos indica el nivel de energía máximo del elemento, y el grupo nos dice si pertenece a los bloques s,p,d o f de la siguiente manera:
Para elementos del grupo A:
En donde s y p son los subniveles del mayor nivel.
Para elementos del grupo B:
En donde s pertenece al último nivel y d al penúltimo nivel.
Como todo en la naturaleza, hay excepciones. Los elementos de los grupos IB, IIB y VIIIB tendrán elementos con los siguientes electrones de valencia:
GrupoVIIIBIBIIB
N°e en s + N°e en d8 9 101112
Y en el caso de los lantánidos y los actínidos, cuya configuración electrónica se completa en orbitales f, sus elementos pertenecen al grupo IIIB. Si sus electrones de valencia llegan al nivel 6, son lantánidos, y si llegan al nivel 7 son actínidos.
¿Mucha información? Sin problema, hagamos juntos un par de ejemplos:
Tenemos un elemento con z=20, ¿en qué lugar de la tabla periódica estará ubicado?
Hagamos su configuración electrónica y veamos:
1s2,2s2,2p6,3s2,3p6,4s2
  • Su último electrón se encuentra en el orbital s: Pertenece al bloque s, es grupo A.
  • Su nivel de energía es 4: Período 4.
  • Posee dos electrones de valencia: Grupo II.
El elemento se encuentra en el bloque s, período 4, grupo IIA: Calcio.
Ubicamos el elemento con z=20. Créditos: Modificado de Simon 03 - Trabajo propio, CC BY-SA 3.0

Otro ejemplo:

Ahora, busquemos dónde esta ubicado un elemento con z=27.
Igual que en el caso anterior, hallamos su configuración electrónica:
1s2,2s2,2p6,3s2,3p6,4s2,3d7
  • Sus electrones de mayor energía están en orbitales d: Pertenece al Bloque d, es grupo B.
  • Su nivel de energía es 4: Período 4.
  • Posee 9 electrones de valencia: Grupo VIII.
El elemento se encuentra en el bloque d, período 4, grupo VIIIB: Cobalto.
Ubicamos el elemento con z=27. Créditos: Modificado de Simon 03 - Trabajo propio, CC BY-SA 3.0.

Variación de las propiedades de los elementos químicos

Por la disposición de los elementos, podemos ver que existen variaciones en cuanto a sus propiedades químicas, según su posición relativa en la tabla periódica.
Veremos brevemente las propiedades de:
  • Radio atómico
  • Carácter metálico/no metálico
  • Energía de ionización
  • Electronegatividad

Radio atómico

Como puedes imaginar, el radio atómico se refiere al tamaño del átomo y tiene que ver con la cantidad de electrones que posee. El radio atómico aumenta mientras más abajo vayamos en los períodos. Un elemento del período 6 tendrá un mayor radio atómico que uno del período 3, porque tiene más niveles de energía llenos.
Sin embargo, en cuanto a los grupos, la cosa cambia. El radio atómico de los elementos disminuye mientras aumentan sus electrones en un mismo nivel energético. Seguro que eso no te lo esperabas, pero tiene una explicación lógica: al aumentar el número de protones en el núcleo, su carga nuclear efectiva (positiva) es cada vez mayor, atrayendo a los electrones con mayor intensidad, lo que los acerca más al núcleo.
Variación del radio atómico según su posición en la tabla periódica. Créditos: Modificado de Simon 03 - Trabajo propio, CC BY-SA 3.0

Carácter metálico/no metálico

El carácter metálico de los elementos se refiere a su capacidad para perder electrones, es decir, para oxidarse. Cuando un elemento se oxida produce la reducción del elemento o sustancia con que reacciona, por lo que se le llama agente reductor.
Dentro de un período, el carácter metálico de un elemento aumenta al disminuir la carga nuclear, es decir, mientras menor sea la fuerza positiva que retiene a los electrones, más fácilmente estos podrán "perderse".
Del mismo modo, dentro un grupo, el carácter metálico aumenta al aumentar el número atómico, pues una mayor carga nuclear tendrá una mayor fuerza de atracción hacia los electrones.
El carácter no metálico, por el contrario, tiene que ver con la capacidad de un elemento de ganar electrones, es decir para reducirse. Su reducción produce la oxidación del elemento o sustancia con que reacciona, por lo que se le llama agente oxidante.
Como podrás imaginar, la variación del carácter no metálico dentro de la tabla periódica será inversa a la del carácter metálico.
Gráficamente:
Variación del carácter metálico y no metálico de los elementos en la tabla periódica. Modificado de Simon 03 - Trabajo propio, CC BY-SA 3.0

Energía de ionización

Es la energía mínima que se requiere para quitar un electrón del nivel externo de un átomo en estado gaseoso. Básicamente, cuanto mayor cantidad de protones hay en el núcleo, es mayor la fuerza con la que éste atrae a los electrones y se requiere de mayor energía para arrancarlos.
Así, la energía de ionización cambia en sentido contrario a la variación del radio atómico, pues un átomo cuyo radio es menor tiene a los electrones de la última capa más cercanos al núcleo, por lo tanto más atraídos, requiriéndose más energía para quitarlos.
Variación del carácter de la energía de ionización de los elementos en la tabla periódica. Modificado de Simon 03 - Trabajo propio, CC BY-SA 3.0

Electronegatividad

Es la capacidad de un átomo para atraer hacia sí a los electrones de enlace. Como puede ver, la electronegatividad está estrechamente relacionada con la energía de ionización y con la
y tiene la misma tendencia de variación que éstas en la tabla periódica.
Gráficamente:
Variación de la electronegatividad de los elementos en la tabla periódica. Modificado de Simon 03 - Trabajo propio, CC BY-SA 3.0
Como puedes apreciar, la tabla periódica nos brinda muchísima información acerca de los elementos químicos y nos permite predecir sus propiedades y posibles interacciones.

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