
Propiedades periódicas de los elementos
Introducción
¡Hola, qué gusto encontrarte!
Me complace saber que sigues trabajando en este curso de Química, espero que tu día sea excelente y realices todo aquello que te has propuesto. Por lo pronto te doy la bienvenida a la décima clase titulada Propiedades periódicas de los elementos.
Ahora que estamos estudiando a los elementos químicos, su clasificación y su organización en la tabla periódica, es importante que conozcas que estos elementos poseen propiedades, de las cuales podemos aprender su tendencia a lo largo de la tabla periódica
Muchas de las propiedades físicas y químicas están determinadas por la forma en la que los electrones se encuentran distribuidos en los orbitales, es decir, sus configuraciones electrónicas.
Una vez que entendamos el ordenamiento de los electrones en los átomos podremos comprender de mejor forma las propiedades periódicas de los elementos, las cuales varían a través de los periodos, remitiéndose nuevamente una vez que inicie un periodo nuevo. al mismo tiempo estas propiedades también varían a lo largo de los grupos o familias.
Podrías pensar en estas tendencias como lo que ocurre con las estaciones del año. Cada estación tiene sus particularidades y van cambiando a lo largo del año en cada cambio de estación al terminar el año e iniciar de nuevo, las particularidades se repiten nuevamente y vuelven a iniciar.
Pero, qué te parece si empezamos a revisar estos ciclos.
Desarrollo del tema
El arreglo electrónico
- Niveles
Con el desarrollo de la teoría cuántica para el modelo mecánico ondulatorio del átomo se estableció que todo electrón ocupa un nivel de energía el cual es específico, se dice que está cuantizado. Estos niveles de energía van del 1 al 7 en orden ascendente y se identifican con la letra n. Los niveles de energía más bajos son los que se encuentran más cercanos al núcleo, los niveles superiores son los más alejados.
- Subniveles
Cada nivel de energía además posee uno o más niveles, en estos niveles encontramos a electrones de la misma energía. a los niveles los identificamos con las letras s, p, d y f. La cantidad de sus niveles dentro de cada nivel está indicada por su número, en el nivel uno sólo hay un subnivel 1s, en el nivel 2 hay 2 subniveles 2s y 2p y así sucesivamente. En cada nivel de energía el subnivel s es el que tiene la energía más baja, le sigue el subnivel p, luego el d y finalmente el f.
- Orbitales
Un orbital es una región tridimensional donde existe una alta probabilidad de encontrar un electrón, recordando que los electrones por su dualidad onda partícula no es posible saber su ubicación exacta en algún momento dado. Cada orbital tiene una forma particular. por ejemplo, los orbitales tipo s tienen una forma esférica y esta es la forma de la nube electrónica en la que los electrones de este orbital se desplazan, en cada orbital tipo s, puede haber hasta 2 electrones. Cada período inicia con una órbita del tipo s, al aumentar el nivel de energía se aumenta de tamaño, siendo una esfera pequeña el orbital 1s y una esfera de mayor tamaño los orbitales de los niveles superiores.
Los orbitales p se encuentran a partir de n=2 y hay de 3 tipos. Estos tienen forma de dos globos amarrados de un extremo, como lo que se hace para adornar las fiestas. Los 3 orbitales tipo p, están alineados a lo largo de los ejes X, Y y Z alrededor del núcleo. En cada orbital tipo p, puede haber 2 electrones por lo que en el subnivel p se pueden contener hasta 6 electrones.
A partir del nivel de energía n=3 se encuentran los subniveles s, p y d. en el subnivel d existen 5 tipos de orbitales, debido a esto, su nivel puede contener máximo 10 electrones. Las formas tridimensionales de estos orbitales consisten en lóbulos de diferentes formas.
En el nivel de energía n=4 encontramos los subniveles s, p, d y f. El subnivel f consta de 7 orbitales y ya que en cada orbital puede haber 2 electrones, este subnivel puede tener hasta 14 electrones. sus formas dimensionales son más complejas.

- Diagrama de Orbitales
Conociendo la distribución de los electrones en los niveles y subniveles podemos aprender a construir una configuración electrónica en la cual se expresa la posición y orden en el cual se encuentran los electrones. Para este resultado útil el uso de los diagramas de orbitales
Te recomiendo revisar el siguiente video para aprender el proceso de construcción de diagramas de orbitales:

- Configuración electrónica
Una configuración electrónica es una notación utilizada para indicar la colocación de los electrones de un átomo en orden creciente de su energía. Cada elemento posee su propia configuración electrónica.
Por ejemplo, en la configuración electrónica del helio se indica el nivel en el que se encuentran sus electrones, el tipo de orbital y la cantidad de electrones en el orbital.
1s2
El número 1 indica que está en el nivel uno, la letra s indica el tipo de orbital y el 2 nos dice qué ese orbital tiene 2 electrones.
En la configuración electrónica del carbono cuyo número atómico es 6 y por consiguiente tiene 6 electrones, su configuración electrónica nos indica que en el nivel 1, en el orbital s hay 2 electrones, en el nivel 2 en el orbital s también hay 2 electrones y en el orbital p hay otros 2 electrones, dando como total 6 electrones.
1s22s22p2
Para aprender a formular las configuraciones electrónicas de los elementos te recomiendo revisar el siguiente vídeo:
Al observar las configuraciones electrónicas de los elementos te darás cuenta de que la tabla periódica puede dividirse en cuatro bloques correspondientes a los subniveles energéticos s, p, d y f. Dependiendo de la posición de un elemento se puede ubicar dentro de uno de estos bloques y esto indica cuál es el último subnivel de energía en el cual contiene electrones. Observa la siguiente tabla para que ubiques cada uno de ellos.

Propiedades periódicas
Como ya se mencionó las configuraciones electrónicas de los elementos son un factor determinante en las propiedades físicas y químicas.
- Electrones de valencia
Las propiedades químicas de los elementos se deben principalmente a los electrones en la capa de valencia, estos son los electrones que se encuentran en el nivel de energía más externo y resultan de importancia ya que son estos los que interactúan con otros átomos durante las reacciones químicas. Resulta útil saber que el número del grupo en el que se encuentra un elemento indica los electrones de valencia. Por ejemplo, todos los elementos del grupo 1A tienen un electrón de valencia, Los elementos del grupo 7A poseen 7 electrones de Valencia en orbitales s y p.
- Radio atómico
El radio atómico nos dice qué tan grande o pequeño es un átomo y es la distancia desde el núcleo hasta la capa más externa de electrones o capa de valencia. En los grupos el radio atómico aumenta de arriba hacia abajo ya que los electrones más externos en cada nivel de energía están más alejados del núcleo. Al cruzar a través de un período el incremento en el número de protones aumenta la carga positiva en el núcleo, lo que provoca una mayor fuerza de atracción de los electrones más externos hacia el núcleo, debido a esto el radio atómico disminuye de izquierda a derecha a través de un período.
- Energía de ionización
Como ya lo analizamos en el radio atómico el núcleo positivo atrae a los electrones con carga negativa hacia él. Para llegar a quitar un electrón de un átomo, el más alejado, se necesita una cantidad de energía llamada energía de ionización, la cual se determina en átomos en estado gaseoso. Recuerda que al eliminar un electrón de un átomo neutro se forman guión con carga positiva es decir un catión.
La energía de ionización disminuye de arriba hacia abajo en un grupo, ya que se necesita menos energía para sustraer un electrón cuando se tienen electrones más alejados del núcleo. En un periodo, la energía de ionización aumenta de izquierda a derecha, esto se debe a que a medida que existe una mayor carga positiva en el núcleo se requerirá de mayor energía para quitar un electrón. Los elementos con mayor energía de ionización son los gases nobles, difícilmente pierde un electrón debido a que su configuración electrónica es estable, los elementos que más fácilmente se ionizan son los del grupo uno, al otro extremo de la tabla, ellos pierden electrones fácilmente para adquirir una configuración electrónica más estable, similar a lo de los gases nobles.
- Electronegatividad
La electronegatividad es una medida de la tendencia de los átomos para atraer los electrones así mismos cuando se encuentran enlazados de forma covalente con otros átomos. Es decir, existen elementos que tienden a acaparar electrones. Esta tendencia es congruente con la energía de ionización, la electronegatividad disminuye de abajo hacia arriba en los grupos, y aumenta de izquierda a derecha en los períodos. El flúor es el elemento más electronegativo y el oxígeno el segundo, son los elementos con mayor tendencia a formar iones negativos. Los menos electronegativos son los metales de la esquina inferior izquierda de la tabla periódica, esto de acuerdo con la escala de electronegatividad de Pauling. Esta propiedad va a resultar importante para entender los tipos de enlaces químicos.
- Carácter metálico
Como ya vimos los elementos en la tabla periódica pueden clasificarse en 3 grandes grupos: metales, no metales y metaloides. El carácter metálico de un elemento se refiere a qué tan fácil puedes perder electrones, es decir que un metal constantemente se suele convertir en un catión. Por otro lado, los no metales difícilmente pierden electrones, por el contrario, tienden a ganarlos. Los metaloides tienden a perder electrones, pero no con tanta facilidad como ocurre en los metales. Como habrás observado en la tabla periódica los metales se encuentran en el lado izquierdo y los no metales del lado derecho, por esto la tendencia es que el carácter metálico disminuye de izquierda a derecha en los períodos y aumenta de arriba hacia abajo en los grupos. Los elementos con el carácter metálico más marcado están en la esquina inferior izquierda, los elementos menos metálicos se encuentran en la esquina superior derecha.
También las propiedades físicas de los elementos cambian de forma periódica como el punto de fusión y ebullición y la densidad.
En el siguiente enlace podrás interactuar con una tabla periódica la cual muestra estas y otras propiedades periódicas de los elementos químicos, explora cada una de ellas para observar las tendencias explicadas aquí.
Conclusión
En conclusión, en esta clase aprendimos a construir configuraciones electrónicas y diagramas de orbitales, estos son muy importantes ya que nos indican la distribución de los electrones en los átomos. Cada elemento químico tiene una configuración electrónica diferente y gracias a esta se pueden explicar muchas propiedades físicas y químicas. Recuerda que los electrones no están en órbitas circulares como un sistema planetario, se encuentran en orbitales las cuales son regiones tridimensionales donde, es más probable encontrar a los electrones, son nubes electrónicas.
Los elementos en la tabla periódica presentan muchas propiedades cuya tendencia podemos observar a lo largo de los períodos y los grupos. las propiedades químicas como los electrones de valencia, el radio atómico, la energía de ionización, la electronegatividad y el carácter metálico, se pueden explicar gracias a su configuración electrónica. Estas propiedades aumentan o disminuyen a lo largo de los períodos y cuando vuelve a iniciar un periodo la propiedad se repite en un grado mayor o menor. Es muy importante que observes y analices la tabla periódica y comprendas las tendencias de estas propiedades.
Espero que hayas aprendido mucho en esta clase, te felicito por haber llegado hasta aquí, toma tu tiempo para analizar esta información y los vídeos que te he recomendado.
Has llegado al final de la clase y debes saber que la constancia y resistencia son virtudes del verdadero entusiasmo, ¡vas muy bien, continúa no desistas! Para seguir con el término de la clase, te invito a realizar y mandar la tarea asignada. Te espero en tu próxima sesión, hasta pronto.
Fuentes de información
- Timberlake, K. C. (2013). Química general, orgánica y biológica. Estructuras de la vida Educación media superior. (4ª ed.). Pearson Educación. ISBN: 978-607-32-2034-7
- Burns, R. A. FUNDAMENTOS DE QUÍMICA. [VitalSource Bookshelf]. Recuperado de https://bookshelf.vitalsource.com/#/books/9786073206839/
- Burns, R. A. FUNDAMENTOS DE QUÍMICA (5a ed.). Pearson HispanoAmérica Contenido. https://bookshelf.vitalsource.com/books/9786073206839