PROPIETATS PERIÒDIQUES DELS ELEMENTS I LES SEVES CARACTERÍSTIQUES - QUIMICA - 2026

Les propietats periòdiques dels elements són aquelles que defineixen el seu comportament físic i químic des d'una perspectiva atòmica, i les magnituds, a més del nombre atòmic, permeten una classificació dels àtoms.

De totes les propietats, aquestes es caracteritzen, com el seu nom indica, per ser periòdiques; és a dir, si s'estudia la taula periòdica es podrà certificar que les seves magnituds obeeixen una tendència que coincideix i es repeteix amb l'ordenament dels elements en períodes (files) i grups (columnes).

Periodicitat intrínseca d'una part dels elements de la taula periòdica. Font: Gabriel Bolívar.

Per exemple, si es recorre un període i una propietat periòdica disminueix de magnitud amb cada element, el mateix li passarà a tots els períodes. D'altra banda, si baixant per un grup o columna incrementa la seva magnitud, pot esperar-se que li passi el mateix per als altres grups.

I així, les seves variacions es repeteixen i evidencien una tendència simple que concorda amb l'ordenament dels elements pels seus números atòmics. Aquestes propietats són directament responsables de l'caràcter metàl·lic o no metàl·lic dels elements, així com dels seus reactivitats, la qual cosa ha ajudat a classificar-los amb més profunditat.

Si per un moment es desconegués la identitat dels elements i se'ls veiés com "esferes" estranyes, es podria tornar a reconstruir (amb molta feina) la taula periòdica fent ús d'aquestes propietats.

D'aquesta manera, les suposades esferes adquiririen colors que permetrien diferenciar-les unes de les altres en grups (imatge superior). Coneixent les seves característiques electròniques, es podrien organitzar en períodes, i els grups delatarien aquells que posseeixen el mateix nombre d'electrons de valència.

Aprendre i raonar les propietats periòdiques és igual a saber per què els elements reaccionen d'una manera o altre; és saber per què els elements metàl·lics estan en certes regions de la taula, i els elements no metàl·lics en una altra.

Quines són les propietats periòdiques i les seves característiques

-Ràdio atòmic

A l'observar les esferes de la imatge el primer que pot notar-se és que no totes tenen la mateixa mida. Unes són més voluminoses que d'altres. Si s'observa amb més deteniment, es trobarà que aquests mides varien obeint un patró: en un període disminueix d'esquerra a dreta, i en un grup augmenta de dalt a baix.

L'anterior també pot dir-se d'aquesta manera: el radi atòmic decreix cap als grups o columnes de la dreta, i s'incrementa en els períodes o files inferiors. Sent així, el radi atòmic és la primera propietat periòdica, ja que les seves variacions segueixen un patró dins dels elements.

Càrrega nuclear vs electrons

A què es deu aquest patró? En un període els electrons de l'àtom ocupen un mateix nivell energètic, el qual es relaciona amb la distància que els separa de l'nucli. Quan ens movem d'un grup a un altre (el que és igual a recórrer el període cap a la dreta), el nucli afegeix tant electrons com protons dins el mateix nivell energètic.

Per tant, els electrons no poden ocupar distàncies més allunyades de l'nucli, el qual incrementa la seva càrrega positiva pel fet que té més protons. En conseqüència, els electrons experimenten una major força d'atracció cap al nucli, atraient-los més i més a mesura que augmenta el nombre de protons.

És per això que els elements a l'extrem dret de la taula periòdica (columnes groga i turquesa) posseeixen els radis atòmics més petits.

D'altra banda, quan es "salta" d'un període a un altre (el que és igual a dir que es descendeix per un grup), els nous nivells d'energia habilitats permeten que els electrons ocupen espais més distants de l'nucli. A l'estar més lluny, el nucli (amb més protons) els atrau amb menys força; i els radis atòmics per tant s'incrementen.

radis iònics

Els radis iònics obeeixen un patró similar a el dels radis atòmics; però, aquests no depenen tant de l'nucli, sinó de quants electrons altres o menys té l'àtom respecte al seu estat neutre.

Els cations (Na ⁺, Ca ²⁺, A l' ³⁺, Be ²⁺, Fe ³⁺) exhibeixen una càrrega positiva perquè han perdut un o més electrons, i per tant, el nucli els atrau amb més força ja que hi ha menys repulsions entre els mateixos. El resultat: els cations són més petits que els àtoms de què deriven.

I per als anions (O ^2-, F ^-, S ^2-, I ^-) per contra, exhibeixen càrrega negativa perquè té un o més electrons en excés, augmentant les seves repulsions entre si per sobre de l'atracció que exerceix el nucli. El resultat: els anions són més grans que els àtoms de què deriven (imatge inferior).

Variació dels radis iònics respecte a l'àtom neutre. Font: Gabriel Bolívar.

S'aprecia que l'anió 2- és el més voluminós de tots, i el catió 2+ el més petit. Els radis augmenten quan l'àtom es carrega negativament, i es contrau quan es carrega positivament.

-Electronegatividad

Quan els elements tenen radis atòmics petits, no només els seus electrons són atrets amb molta força, sinó a més, els electrons dels àtoms veïns quan forma un enllaç químic. Aquesta tendència d'atreure els electrons d'altres àtoms dins d'un compost és el que es coneix com electronegativitat.

El fet que un àtom sigui petit no vol dir que hagi de ser més electronegatiu. Si fos així, els elements heli i hidrogen serien els àtoms més electronegatius. L'heli fins on la ciència ha demostrat, no forma enllaç covalent de cap tipus; i l'hidrogen, tot just té un únic protó en el nucli.

Quan els radis atòmics són grans, els nuclis no tenen prou força per atreure els electrons d'altres àtoms; per tant, els elements més electronegatius són aquells amb un radi atòmic petit i un major nombre de protons.

Novament, els que compleixen aquestes característiques a la perfecció són els elements no metàl·lics de el bloc p de la taula periòdica; aquests són els pertanyents a el grup 16 o de l'oxigen (O, S, Se, Te, Po), i grup 17 o de l'fluor (F, Cl, Br, I, At).

tendència

D'acord a tot el que s'ha dit, els elements més electronegatius se situen especialment en la part superior dreta de la taula periòdica; tenint a el fluor com l'element que encapçala la llista dels més electronegatius.

Per què? Sense recórrer a les escales d'electronegativitat (Pauling, Mulliken, etc.), el fluor si bé és més gran que el neó (el gas noble del seu període), el primer sí que pot formar enllaços mentre que el segon no. A més, per la seva mida petita el seu nucli té molts protons, i on estigui el fluor, hi haurà un moment dipolar.

-Caràcter metàl·lic

Si un element té un radi atòmic en comparació als del seu mateix període, i és a més poc electronegatiu, es tracta llavors d'un metall, i presenta un caràcter metàl·lic alt.

Si tornem a la imatge principal, les esferes vermelloses i verdoses, a l'igual que les grisenques, corresponen a elements metàl·lics. Els metalls tenen característiques úniques, ia partir d'aquí comencen a entrellaçar-les propietats periòdiques amb les propietats físiques i macroscòpiques de la matèria.

Els elements amb alt caràcter metàl·lic es caracteritzen per les seves àtoms relativament grans, fàcils de perdre electrons ja que els nuclis amb prou feines poden atreure'ls cap a ells.

Com a resultat, s'oxiden o perden electrons amb facilitat per formar cations, M ⁺; això no vol dir que tots els cations siguin metàl·lics.

tendència

A hores d'ara es pot predir com varia el caràcter metàl·lic a la taula periòdica. Si se sap que els metalls tenen radis metàl·lics grans, i que a més són pocs electronegatius, s'ha d'esperar que els elements més pesats (els períodes inferiors), siguin els més metàl·lics; i els elements més lleugers (els períodes superiors), els menys metàl·lics.

Així mateix, el caràcter metàl·lic disminueix com més electronegatiu es faci l'element. Això vol dir que recorrent els períodes i grups cap a la dreta de la taula periòdica, en els seus períodes superiors, es trobaran amb els elements menys metàl·lics.

Per tant, el caràcter metàl·lic augmenta descendint per un grup, i disminueix a esquerra a dreta en un mateix període. Entre els elements metàl·lics tenim: Na (sodi), Li (liti), Mg (magnesi), Ba (bar), Ag (plata), Au (or), Po (poloni), Pb (plom), Cd (cadmi), A l'(alumini), etc.

-Energia d'ionització

Si un àtom té un radi atòmic gran, és d'esperar que el seu nucli no mantingui atrapat amb considerable força als electrons en les capes més externes. En conseqüència, eliminar-los de l'àtom en fase gasosa (individualitzats) no requerirà de molta energia; aquesta és, l'energia d'ionització, EI, necessària per a llevar-los un electró.

EI també equival a dir que és l'energia que s'ha de subministrar per vèncer la força d'atracció de el nucli d'un àtom o ió gasós sobre el seu electró més extern. Com més petit sigui l'àtom i més electronegatiu, menor serà la seva EI; aquesta és la seva tendència.

La següent equació il·lustra un exemple:

Na (g) => Na ⁺ (g) + e ^-

La EI necessària per aconseguir això no és tan gran en comparació a la segona ionització:

Na ⁺ (g) => Na ²⁺ (g) + e ^-

Ja que a Na ⁺ predominen les càrregues positives i el ió és més petit que l'àtom neutre. En conseqüència, el nucli de Na ⁺ atrau amb una força molt més gran als electrons, de manera que requereix d'una EI molt més gran.

-Afinidad electrònica

I finalment, hi ha la propietat periòdica de l'afinitat electrònica. Aquesta és la tendència energètica que té l'àtom d'un element en fase gasosa per acceptar un electró. Si l'àtom és petit i posseeix un nucli amb una gran força d'atracció, li serà fàcil acceptar l'electró, formant un anió estable.

Com més estable sigui l'anió que fa al seu àtom neutre, major serà la seva afinitat electrònica. No obstant això, també entra en joc les repulsions entre els mateixos electrons.

El nitrogen, per exemple, té major afinitat electrònica que l'oxigen. Això es deu al fet que els seus tres electrons 2p estan desaparellats i es repel·leixen menys entre si i a l'electró entrant; mentre que en l'oxigen, hi ha un parell d'electrons aparellats que exerceixen major repulsió electrònica; i en el fluor, hi ha dos parells.

És per aquesta raó que la tendència en les afinitats electròniques es diu que es normalitzen a partir de el tercer període de la taula periòdica.

referències

1. Shiver & Atkins. (2008). Química Inorgànica. (Quarta edició). Mc Graw Hill.
2. Whitten, Davis, Peck & Stanley. (2008). Química. (8va ed.). Cengage Learning.
3. Prof. Ortega Graciela M. (01 de abril de 2014). Propietats periòdiques dels elements. Color abc. Recuperat de: abc.com.py
4. Chemistry LibreTexts. (07 de juny del 2017). Periodic Properties of the Elements. Recuperat de: chem.libretexts.org
5. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (2 gener 2019). The Periodic Properties of the Elements. Recuperat de: thoughtco.com
6. Toppr. (Sf). Periodic Properties of Elements. Recuperat de: toppr.com /
7. Periodic properties of the Elements: A journey across the table is a journey through chemistry.. Recuperat de: cod.edu