La tabla periódica generalmente brinda la siguiente información para cada elemento:

• Número Atómico: El número de protones que se pueden encontrar en el núcleo de un átomo.
• Masa Atómica: El peso total de los protones, neutrones y electrones en un átomo determinado.
• Símbolo Químico: Código de 1 o 2 letras que los científicos usan para el elemento.

A medida que se avanza de izquierda a derecha en la tabla, el número atómico y la masa atómica del elemento aumentan. Lo mismo sucede a medida que se avanza hacia abajo en la tabla periódica.

• Los elementos del mismo grupo tendrán la misma configuración electrónica de valencia y, por lo tanto, propiedades químicas similares.
• Mientras que los elementos del mismo período tendrán un orden creciente de electrones de valencia. Por lo tanto, a medida que aumenta el nivel de energía del átomo, aumenta el número de subniveles de energía por nivel de energía.

La tabla periódica es una matriz tabular de los elementos químicos organizados por número atómico, desde el elemento con el número atómico más bajo, el hidrógeno, hasta el elemento con el número atómico más alto. El número atómico de un elemento es el número de protones en el núcleo de un átomo de ese elemento. Está diseñada para agrupar los elementos con propiedades similares.

En otras palabras, se puede saber de un vistazo qué elementos se comportarán de manera similar y cuáles serán muy diferentes en su forma de reaccionar.

Características de la Tabla Periódica Moderna

Consta de dieciocho columnas verticales, conocidas como grupos, que se organizan de izquierda a derecha, y siete filas horizontales, conocidas como períodos.

Clasificación de los Elementos en la Tabla Periódica

• Los elementos de los grupos 1, 2, 13, 14, 15, 16 y 17 se conocen como elementos del grupo principal o elementos normales.
• Los elementos de los grupos 3, 4, 5, 6, 7, 8, 9, 11 y 12 se conocen como elementos de transición.
• El grupo 18 se denomina gases nobles o gases inertes. Su capa más externa está completamente llena. Debido a esta configuración electrónica estable, generalmente no reaccionan con los demás elementos.

Propiedades Atómicas Clave

Las propiedades atómicas que son fundamentales para el comportamiento de los elementos son: la configuración electrónica, el tamaño atómico, la energía de ionización, la afinidad electrónica y la electronegatividad.

La configuración electrónica describe la distribución de electrones en los principales niveles de energía y subniveles de un átomo.

En la tabla periódica, los elementos se dividen en:

• El bloque s contiene metales reactivos de los grupos IA y IIA.
• El bloque p contiene metales y no metales de los grupos IIIA (13) al VIIIA (18).
• El bloque d contiene metales de transición de los grupos IIIB (3) al IIB (12).
• El bloque f contiene las series de los lantánidos y actínidos, también conocidos como metales de transición interna.

Los elementos dentro del mismo grupo tienen el mismo número de electrones en sus capas de valencia (más externas) y presentan configuraciones electrónicas similares. Por ello, exhiben propiedades químicas parecidas.

Los elementos dentro del mismo período tienen un número diferente de electrones en sus capas de valencia (el número aumenta de izquierda a derecha) y una configuración electrónica de la capa de valencia distinta. Por lo tanto, los elementos en el mismo período son químicamente diferentes.

Los átomos no tienen un límite externo específico; su tamaño atómico se basa en el radio atómico, que es la mitad de la distancia internuclear de dos átomos idénticos enlazados.

La energía de ionización (EI) es la energía necesaria para eliminar un electrón de valencia de 1 mol de átomos gaseosos. El tamaño relativo de la EI influye en los tipos de iones y enlaces que forma un átomo: un elemento con una EI baja tiene más probabilidades de perder electrones y formar cationes, y uno con una EI alta tiene más probabilidades de ganar electrones y formar aniones o compartir electrones en un enlace covalente (excluidos los gases nobles).

La afinidad electrónica (AE) es el cambio de energía cuando se añaden electrones a 1 mol de átomos gaseosos.

• La AE generalmente se vuelve más negativa (aumenta) a lo largo de un período (excluidos los gases nobles): la atracción nuclear se hace más fuerte a medida que se añade un electrón a la capa de valencia de un átomo.
• La AE se vuelve menos negativa (disminuye) a lo largo de un grupo: la atracción nuclear es menos efectiva cuando se añade un electrón a la capa de valencia de un átomo grande.

La electronegatividad (EN) es la capacidad relativa de un átomo unido covalentemente para atraer electrones compartidos.

• La EN generalmente aumenta a lo largo de un período: una distancia más corta desde el núcleo fortalece la atracción por los pares de electrones compartidos.
• La EN generalmente disminuye a lo largo de un grupo: una distancia mayor desde el núcleo debilita la atracción por los pares de electrones compartidos.

La diferencia de electronegatividad (ΔEN) entre átomos unidos influye en el comportamiento físico y químico del compuesto, como se muestra a continuación:

Propiedades Físicas y Químicas Influenciadas por la Electronegatividad

• Solubilidad
• Reactividad

EN → Polaridad del enlace → Polaridad molecular → Fuerzas intermoleculares

Características del Enlace Químico

Los enlaces químicos son fuerzas que mantienen unidos a los átomos (o iones) en un elemento o compuesto. El tipo de enlaces, las propiedades de los enlaces, la fuerza de los enlaces y la cantidad de enlaces determinan el comportamiento químico del compuesto.

Tipos de Enlace: Iónico, Covalente y Metálico

• El enlace iónico es la atracción electrostática entre cationes y aniones.
• El enlace covalente resulta de la atracción entre dos núcleos y un par de electrones localizado.
  • A medida que aumenta la longitud del enlace, disminuye la energía de enlace: los enlaces más cortos son más fuertes.
  • A medida que disminuye la energía de enlace, aumenta la reactividad: es más fácil romper los enlaces más débiles.
• El enlace metálico resulta de la atracción entre los núcleos de los átomos de metal y sus electrones de valencia deslocalizados. Este enlace da lugar a sólidos cristalinos (similares a los cristales iónicos) y explica las características especiales de los metales, como su aspecto brillante, conductividad, maleabilidad y ductilidad.

Algunas Generalizaciones

Para las siguientes series de elementos:

Na, Mg, Al, Si, P4, S8 y Cl2

• La mayoría tiene enlace metálico.
• La mayoría tiene enlace covalente.

El carácter metálico aumenta de derecha a izquierda; el carácter covalente aumenta de izquierda a derecha.

Para las siguientes series de compuestos:

NaCl, MgCl2, AlCl3, SiCl4, PCl3, SCl2 y Cl2

• La mayoría tiene enlace iónico.
• La mayoría tiene enlace covalente.

El carácter iónico aumenta de derecha a izquierda; el carácter covalente aumenta de izquierda a derecha.

Para las siguientes series de sustancias:

NaCl, Na2S, Na3P, NaSi, NaAl, NaMg y Na

• La mayoría tiene enlace iónico.
• La mayoría tiene enlace metálico.

El carácter iónico aumenta de derecha a izquierda; el carácter metálico aumenta de izquierda a derecha.

Estados Físicos de los Elementos

El estado físico y el calor de fusión o vaporización de los elementos reflejan la fuerza relativa de los enlaces y/o las fuerzas entre partículas dentro del elemento.

• Los metales son sólidos (excepto el mercurio): los fuertes enlaces metálicos mantienen a los átomos en sus estructuras cristalinas.
• Los metaloides y el carbono son sólidos duros debido a los fuertes enlaces covalentes que mantienen unidos a los átomos en extensas redes covalentes.
• Los no metales, como el azufre, el fósforo y el yodo, son sólidos «blandos» debido a las fuerzas de dispersión relativamente fuertes que mantienen unidas sus moléculas. El bromo es un líquido.
• Otros no metales son gases, porque las fuerzas de dispersión entre moléculas pequeñas son débiles.
• La dureza y los puntos de fusión de los metales aumentan a medida que aumenta el número de electrones de valencia de izquierda a derecha a través de los períodos.
• En los grupos 1 y 2, el punto de fusión y el punto de ebullición disminuyen de arriba hacia abajo en los grupos.
• En los grupos 7 y 8, el punto de fusión y el punto de ebullición aumentan de arriba hacia abajo en los grupos.
• Entre los metales de transición, los más duros se encuentran cerca de la mitad de la serie. Así, el Cr y el Mn son los metales más duros de la primera serie de transición.

Tendencias Generales de los Comportamientos Metálicos y No Metálicos de los Elementos

• Las propiedades metálicas aumentan y las no metálicas disminuyen de arriba hacia abajo dentro del grupo.
• Las propiedades metálicas disminuyen y las no metálicas aumentan de izquierda a derecha a lo largo de los períodos.

Propiedades de los Elementos y su Comportamiento en las Reacciones Químicas

Propiedades Ácido-Base de los Óxidos de los Elementos

• Un ácido reacciona con agua para aumentar la concentración de H3O+.
• Una base reacciona con agua para aumentar la concentración de OH-.
• Los ácidos y las bases reaccionan para formar sales (compuestos iónicos).

Los óxidos de los metales son generalmente básicos. La basicidad aumenta de arriba hacia abajo dentro de los grupos y disminuye de izquierda a derecha a lo largo de los períodos; por ejemplo:

• Reacción con agua: Li2O(s) + H2O → 2Li+(ac) + 2OH-(ac)
• Reacción con ácido: Na2O(s) + 2H+(ac) → 2Na+(ac) + H2O;

Los óxidos de los no metales (excluidos los gases nobles) son ácidos; la acidez disminuye de arriba hacia abajo dentro de los grupos y aumenta de izquierda a derecha a lo largo de los períodos.

• Reacción con agua: SO2(g) + H2O → H2SO3(ac) → H+(ac) + HSO3-(ac)
• Reacción con base: SO2(g) + 2OH-(ac) → SO32-(ac) + H2O

Algunos óxidos de metales ubicados en la mitad de los períodos son anfóteros, es decir, se comportan como ácidos o bases, según la condición.

Por ejemplo:

• Reacción con ácido: Al2O3(s) + 6H3O+(ac) → 2Al3+(ac) + 9H2O
• Reacción con base: Al2O3(s) + 2OH-(ac) + 3H2O → 2[Al(OH)4]-(ac)

Para los ácidos binarios, HX (donde X es un anión simple), la fuerza del ácido aumenta de arriba hacia abajo dentro de los grupos y de izquierda a derecha a lo largo de los períodos. El orden de la fuerza de los ácidos es:

HF < HCl < HBr < HI; CH4 < NH3 < H2O < HF

Propiedades de Oxidación-Reducción

La capacidad relativa de un elemento para perder o ganar electrones al reaccionar con otros elementos define su propiedad de oxidación-reducción (o redox). Una