Estás viendo el contenido de esta lección en modo lectura. Los ejercicios no se corrigen aquí — accede con una cuenta gratuita para practicar con corrección automática y guardar tu progreso.
El sistema periódico y las propiedades periódicas
La tabla periódica de los elementos es la herramienta más importante de la química. Organiza los 118 elementos conocidos según su número atómico (Z) y su configuración electrónica, revelando patrones periódicos en sus propiedades físicas y químicas. Comprender la tabla periódica y las tendencias de las propiedades periódicas es esencial para la EVAU.
2.1. Estructura de la tabla periódica
La tabla periódica moderna se organiza en:
Períodos (filas horizontales): hay 7 períodos. El número del período coincide con el valor del número cuántico principal (n) de la capa de valencia. El período indica el «tamaño» del átomo.
Grupos (columnas verticales): hay 18 grupos. Los elementos del mismo grupo tienen configuraciones electrónicas de valencia similares y, por tanto, propiedades químicas parecidas.
| Bloque | Subnivel de valencia | Grupos | Ejemplo |
|---|
| s | ns¹⁻² | 1-2 (+ He) | Na: [Ne] 3s¹ |
| p | ns² np¹⁻⁶ | 13-18 | Cl: [Ne] 3s² 3p⁵ |
| d | (n-1)d¹⁻¹⁰ | 3-12 | Fe: [Ar] 4s² 3d⁶ |
| f | (n-2)f¹⁻¹⁴ | Lantánidos y actínidos | Ce: [Xe] 6s² 4f¹ 5d¹ |
2.2. Propiedades periódicas
Las propiedades de los elementos varían de forma regular (periódica) a lo largo de los períodos y grupos:
a) Radio atómico: distancia media entre el núcleo y los electrones más externos.
• En un período (→): disminuye (aumenta Z, más carga nuclear efectiva, los electrones son atraídos con más fuerza).
• En un grupo (↓): aumenta (se añaden nuevas capas electrónicas).
b) Energía de ionización (EI): energía mínima necesaria para arrancar un electrón de un átomo en estado gaseoso.
• En un período (→): aumenta (mayor carga nuclear efectiva, más difícil arrancar un electrón).
• En un grupo (↓): disminuye (electrones más alejados del núcleo, más fáciles de arrancar).
• Excepciones: los subniveles semillenos (p³) y llenos (p⁶, s²) son más estables, por lo que N tiene mayor EI que O, y Be mayor que B.
c) Afinidad electrónica (AE): energía liberada cuando un átomo en estado gaseoso capta un electrón.
• En un período (→): generalmente aumenta en valor absoluto (excepto grupo 18 y subniveles llenos/semillenos).
• En un grupo (↓): generalmente disminuye.
d) Electronegatividad (EN): tendencia de un átomo a atraer electrones de un enlace covalente.
• En un período (→): aumenta (máximo en los halógenos).
• En un grupo (↓): disminuye.
• El flúor es el elemento más electronegativo (EN = 3,98 en la escala de Pauling).
⚠️ ImportanteRegla general: las propiedades radio atómico y carácter metálico aumentan hacia abajo y a la izquierda. Las propiedades EI, AE, EN y carácter no metálico aumentan hacia arriba y a la derecha (excluyendo gases nobles para AE y EN).
2.3. Radio iónico
Los cationes (iones positivos) son siempre más pequeños que el átomo neutro (pierden electrones, la carga nuclear efectiva contrae la nube electrónica). Los aniones (iones negativos) son siempre más grandes que el átomo neutro (ganan electrones, aumenta la repulsión interelectrónica).
En una serie isoelectrónica (misma configuración electrónica), el radio disminuye al aumentar Z:
📘 Ejemplo resueltoSerie isoelectrónica con configuración [Ne] (10 e⁻):
N³⁻ (Z=7) > O²⁻ (Z=8) > F⁻ (Z=9) > Ne (Z=10) > Na⁺ (Z=11) > Mg²⁺ (Z=12) > Al³⁺ (Z=13)
A mayor Z con el mismo número de electrones, mayor atracción nuclear, menor radio.
🎓 Ejercicio tipo EVAUEjercicio tipo EVAU:
Dados los elementos A (Z=11), B (Z=17), C (Z=19) y D (Z=35):
a) Escribe sus configuraciones electrónicas e identifícalos.
b) Ordénalos de menor a mayor radio atómico.
c) Ordénalos de menor a mayor primera energía de ionización.
d) ¿Cuál será más electronegativo? Justifica.
Solución:
a) A: [Ne]3s¹ = Na; B: [Ne]3s²3p⁵ = Cl; C: [Ar]4s¹ = K; D: [Ar]4s²3d¹⁰4p⁵ = Br
b) Radio: Cl < Na < Br < K (en período: Na>Cl; en grupo: K>Na, Br>Cl)
c) EI: K < Na < Br < Cl
d) Cl es el más electronegativo (menor radio, mayor Z en su período, halógeno del período 3).
✏️ Ejercicios1. Justifica por qué el radio atómico del Na es mayor que el del Cl, estando ambos en el mismo período.
2. Ordena de mayor a menor EI: Li, Na, K, Rb. Justifica.
3. ¿Por qué el N tiene mayor EI que el O, pese a estar a su izquierda en el período?
4. Ordena los siguientes iones por tamaño: Na⁺, Mg²⁺, F⁻, O²⁻. Todos son isoelectrónicos con el Ne.
5. [EVAU] Un elemento X tiene configuración electrónica [Ar]4s²3d¹⁰4p³. Identifícalo, indica grupo y período, y predice si su EI será mayor o menor que la del Se (Z=34).
6. ¿Por qué los gases nobles tienen energía de ionización muy alta y afinidad electrónica prácticamente nula?
7. Justifica por qué el flúor es más electronegativo que el cloro.
8. ¿Por qué los metales alcalinos tienen energía de ionización baja y los halógenos tienen afinidad electrónica alta?
📋 Resumen de la lección- La tabla periódica organiza los elementos por Z y configuración electrónica en períodos y grupos.
- El radio atómico aumenta al bajar en un grupo y disminuye al avanzar en un período.
- La EI, AE y EN aumentan al subir en un grupo y al avanzar en un período.
- Los cationes son más pequeños y los aniones más grandes que el átomo neutro.
- En series isoelectrónicas, el radio disminuye al aumentar Z.