Este documento describe varias propiedades periódicas importantes como la estructura electrónica, la energía de ionización, la afinidad electrónica y la electronegatividad. Explica que estas propiedades varían de forma predecible en la tabla periódica y determinan el comportamiento químico de los elementos. También discute otras propiedades como el volumen atómico, el carácter metálico y el número de oxidación, y cómo todas estas propiedades muestran tendencias periódicas debido a la configuración electrónica suby

1. CONCEPTOS PREVIOS
¿Qué son?
Son propiedades que presentan los elementos químicos y que se repiten secuencialmente en la
tabla periódica. Por la colocación en la misma de un elemento, podemos deducir que valores
presentan dichas propiedades así como su comportamiento químico.
Su estudio en la tabla
Tal y como hemos dicho, vamos a encontrar una periodicidad de esas propiedades en la tabla. esto
supone, por ejemplo, que la variación de una de ellas en los grupos va a responder a una regla
general. Esto nos permite, al conocer estas reglas de variación, cual va a ser el comportamiento
químico de un elemento, ya que dicho comportamiento, depende en gran manera, de sus
propiedades periódicas.
Principales propiedades periódicas
Hay un gran número de propiedades periódicas. Entre las más importantes destacaríamos:
- Estructura electrónica: distribución de los electrones en los orbitales del átomo
- Potencial de ionización: energía necesaria para arrancarle un electrón.
- Electronegatividad: mide la tendencia para atraer electrones.
- Afinidad electrónica: energía liberada al captar un electrón.
- Carácter metálico: define su comportamiento metálico o no metálico.
- Valencia iónica: número de electrones que necesita ganar o perder para el octete.
Otras propiedades periódicas
Podemos enumerar
- Volumen atómico - Radio iónico - Radio atómico
- Densidad - Calor específico - Calor de vaporización
- Punto de ebullición - Punto de fusión - Valencia covalente
- Carácter oxidante o reductor

2. La configuración electrónica
Diagrama que indica el orden de llenado de los niveles energéticos de
un átomo
Los electrones están distribuidos en cada átomo en niveles o capas de energía. Los elementos de
un mismo período tienen todos el mismo número de niveles electrónicos (completos o no), y este
número coincide con el número del período. El número máximo de electrones que caben en un
nivel es 2n2, siendo n el número de nivel.
Cada nivel o capa de energía puede tener uno o más subniveles con distinto número de
electrones.
Los subniveles de tipo s pueden tener uno o dos electrones; los subniveles de tipo p, de uno a seis
electrones, y los subniveles de tipo d, de uno a diez electrones. También puede haber subniveles
de tipo f que pueden tener de uno a catorce electrones, para capas o niveles superiores a tres.

3. Energía de ionización
Sublimación de yodo molecular. ¿Cómo será la energía de ionización
del yodo comparada con la del cloro?
La energía de ionización se suele medir en electronvoltios. El electronvoltio (eV) es la energía
que tiene un electrón sometido a la diferencia de potencial...
Se llama energía (o potencial) de ionización a la energía necesaria para separar totalmente el
electrón más externo del átomo en estado gaseoso, convirtiéndolo en un ion positivo o catión.
Como es lógico, cuanto menor sea su valor, tanto más fácil será conseguir que un átomo pierda
un electrón.
Así, para un átomo X, el proceso será:
X + Ei ⇒ X+ + e-
donde e- es el electrón extraido.
En el sistema periódico, la energía de ionización aumenta dentro de un grupo de abajo hacia arriba, porque
cuanto más cerca del nucleo esté el electrón que se quiere separar, tanto más atraido estará por aquel. Esto
hace, por ejemplo, que la energía de ionización del Cs, situado al final del segundo grupo, sea 1,4 veces más
pequeña que la del Li, situado por el principio de ese mismo grupo (elementos alcalinos).
En un periodo, el análisis de la variación de la energía de ionización es más complicado. En general, podemos
decir que aumenta de izquierda a derecha.

4. Afinidad electrónica
Formación de iones
Se llama afinidad electrónica, AE (o electroafinidad), a la energía que libera un átomo en
estado gaseoso cuando capta un electrón y se transforma en un ion con carga -1, también en
estado gaseoso.
Si un átomo tiene baja energía de ionización, cede con facilidad un electrón (no tiende a
ganarlo); por ello, su afinidad electrónica será baja. Cuando un átomo tiene alta su energía de
ionización, no tiene tendencia a perder electrones y sí a ganarlos. La afinidad electrónica varía
en el sistema periódico igual que la energía de ionización.

5. Electronegatividad
Aumento de la electronegatividad en la tabla periódica
La electronegatividad es una propiedad de los átomos que relaciona las magnitudes anteriores y
que tiene un gran interés desde el punto de vista químico.
Se dice que un elemento es muy electronegativo cuando la energía de ionización y la afinidad
electrónica son altas.
En general, la electronegatividad varía periódicamente, de forma que los elementos situados más
arriba y a la derecha del sistema periódico son los más electronegativos y los situados más hacia
abajo y a la izquierda son los menos electronegativos. El elemento más electronegativo (más no
metálico) es el flúor, seguido del oxígeno y del cloro. El menos electronegativo (más metálico) es
el cesio. Los gases nobles son muy inertes, no se habla de electronegatividad de estos elementos.
La electronegatividad se define como la tendencia que tienen los átomos para captar
electrones.

6. Volumen atómico
Volumen atómico
El volumen atómico fue definido por Meyer como el espacio que ocupa el átomo de un elemento,
y lo calculó dividiendo la masa atómica del elemento entre su densidad. Pero como un mismo
elemento químico puede presentar varias estructuras sólidas diferentes, tendrá varios volúmenes
atómicos, según la definición de Meyer; de ahí que se caracterice ahora el tamaño de los átomos
mediante el radio atómico, calculado en función de las distancias a que se sitúan los átomos
cuando forman enlaces para unirse entre sí.
El radio atómico da una idea del volumen atómico y se mide en nanómetros, nm (1 nm = 10 -9 m).
La variación del volumen atómico de los elementos es paralela a la de los radios atómicos, y en
un grupo del sistema periódico va creciendo a medida que aumenta su número atómico. En un
período, el análisis de la variación resulta más complejo.

7. Carácter metálico
Carácter metálicoLos sentidos de las flechas indican el crecimiento del carácter metálico dentro de la tabla periódica.
Un elemento se considera metal desde un punto de vista electrónico cuando cede fácilmente
electrones y no tiene tendencia a ganarlos; es decir, los metales son muy poco electronegativos.
Un no metal es todo elemento que difícilmente cede electrones y sí tiene tendencia a ganarlos;
es muy electronegativo.
Los gases nobles no tienen ni carácter metálico ni no metálico.
La línea quebrada que empieza en el boro (B) y termina en el astato (At) marca la separación
entre los metales, que se encuentran por debajo de ella, y los no metales, que se sitúan en la
parte superior (ver tabla periódica ).
Los semimetales son los elementos que no tienen muy definido su carácter metálico o no
metálico y se sitúan bordeando esta línea divisoria.

8. Número de oxidación
Átomo
neutro e ion positivo
La capacidad de combinación o valencia de los elementos se concreta en el número de oxidación.
El número de oxidación de un elemento es el número de electrones que gana,
cede o comparte cuando se une con otro u otros elementos. Puede ser positivo, negativo o nulo.
Es interesante observar que, ocasionalmente, un mismo elemento puede actuar con distintos
números de oxidación según el compuesto del que forme parte.
El número de oxidación está íntimamente relacionado con la configuración electrónica. Por tanto,
es razonable la periodicidad que se observa en el número de oxidación de los elementos. En el
sistema periódico se puede resumir:
En un mismo grupo, los elementos suelen presentar números de oxidación comunes.
El número de oxidación más alto que presenta un elemento coincide con el número del grupo al que pertenece
(desde 1 hasta 7).
Por ejemplo:
Los elementos del grupo 1 (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) tienen número de oxidación +1.
Los elementos del grupo 2 (Be, Mg, Ca, Sr...) tienen número de oxidación +2.
Los elementos del grupo 4 (C, Si, Ge, Sn, Pb...) tienen varios números de oxidación, pero el más alto es +4.

9. Regularidades en las propiedades
Variación de la reactividad de los elementos en el sistema periódico
Los electrones del último nivel son los responsables de las propiedades de los elementos,
fundamentalmente de la reactividad.
Los alcalinos son los metales más reactivos. Ceden con muchísima facilidad el electrón solitario
que tienen en su último nivel y se combinan con otros elementos. Los alcalinotérreos son algo
menos reactivos, ya que reaccionan cediendo sus dos electrones del último nivel, y esto es más
complicado.
Entre los no metales, los más reactivos son los halógenos, grupo 17, con siete electrones
externos. A continuación, el grupo 16 del oxígeno. Los primeros tienden a captar solo un
electrón, y los segundos, dos.
Además de las ya nombradas, hay más propiedades que varían periódicamente. Por ejemplo: los
puntos de fusión, de ebullición y la densidad.