Propiedades periódicas, semiconductores y superconductores

Esta lección es parte de Temario de Química de Décimo año Lección 7 de 14

Por Andrea del Carmen actualizado el 27 de octubre de 2026 12 min de lectura

¿Por qué el sodio reacciona con el agua y el argón casi no reacciona con nada? ¿Por qué el flúor es tan agresivo? Las respuestas están en las propiedades periódicas: características de los átomos que cambian de forma regular a lo largo de la tabla periódica, porque dependen de cómo están distribuidos sus electrones.

En esta lección vas a estudiar el radio atómico, la energía de ionización, la afinidad electrónica, la electronegatividad y el carácter metálico, a valorar sus efectos positivos y negativos en la vida diaria, y a conocer dos tipos de materiales que dependen de ellas: los semiconductores y los superconductores.

Definición

Las propiedades periódicas son propiedades de los elementos que varían de forma regular, y se repiten, al recorrer la tabla periódica por períodos y por grupos. Dependen sobre todo de dos factores: cuántos niveles de energía ocupan los electrones y con cuánta fuerza atrae el núcleo a los electrones de valencia.

Por qué varían: niveles de energía y atracción del núcleo#

Al bajar por un grupo, cada elemento tiene un nivel de energía más ocupado. Los electrones de valencia quedan más lejos del núcleo y los electrones internos los «tapan» (efecto pantalla), así que el núcleo los atrae con menos fuerza.
Al avanzar por un período, de izquierda a derecha, los electrones de valencia siguen en el mismo nivel, pero el núcleo tiene cada vez más protones. La atracción sobre esos electrones aumenta y el átomo se «encoge».

Con esas dos ideas se explican casi todas las tendencias de esta lección. Los datos que siguen son los de la tabla periódica de la Real Sociedad de Química del Reino Unido (RSC).

El radio atómico#

El radio covalente es la mitad de la distancia entre los núcleos de dos átomos iguales unidos por un enlace simple. Se mide en ángstroms (1 Å = 10⁻¹⁰ m):

Grupo 1	Radio covalente (Å)	Período 3	Radio covalente (Å)
Litio (Li)	1,30	Sodio (Na)	1,60
Sodio (Na)	1,60	Magnesio (Mg)	1,40
Potasio (K)	2,00	Aluminio (Al)	1,24
Cesio (Cs)	2,38	Silicio (Si)	1,14
		Fósforo (P)	1,09
		Azufre (S)	1,04
		Cloro (Cl)	1,00

El radio aumenta al bajar por un grupo, porque se agregan niveles, y disminuye al avanzar por un período, porque crece la carga del núcleo sin que se agreguen niveles.

Ejemplo. ¿En qué porcentaje disminuye el radio covalente del sodio al cloro? ¿Cuántas veces mayor es el radio del cesio que el del litio?

Solución. Del sodio al cloro: (1,60 − 1,00) ÷ 1,60 · 100 = 37,5 %. El cloro tiene 6 protones más que el sodio atrayendo electrones del mismo nivel 3. Del litio al cesio: 2,38 ÷ 1,30 ≈ 1,83 veces, porque el cesio tiene sus electrones de valencia en el nivel 6 y el litio, en el 2.

La energía de ionización y la afinidad electrónica#

La primera energía de ionización es la energía necesaria para arrancar el electrón más débilmente unido de un átomo en estado gaseoso. Cuanto menor es, más fácil es que el átomo forme un ion positivo.

Período 3	Na	Mg	Al	Si	P	S	Cl	Ar
Primera energía de ionización (kJ/mol)	495,845	737,75	577,539	786,518	1011,812	999,589	1251,186	1520,571

La tendencia general es la contraria a la del radio: la energía de ionización aumenta al avanzar por un período y disminuye al bajar por un grupo. En el grupo 1, según la RSC, baja de 520,222 kJ/mol en el litio a 495,845 en el sodio, 418,81 en el potasio y 375,705 en el cesio. Los gases nobles, como el argón, tienen los valores más altos de su período.

Dos excepciones que se explican con la configuración#

Aluminio menor que magnesio. El electrón que pierde el aluminio ([Ne] 3s² 3p¹) está en el 3p, de más energía que el 3s y en parte apantallado por los dos electrones 3s. Por eso cuesta menos arrancarlo que un electrón 3s del magnesio ([Ne] 3s²).
Azufre menor que fósforo. El fósforo ([Ne] 3s² 3p³) tiene un electrón en cada orbital 3p. En el azufre (3p⁴), dos electrones comparten un orbital y se repelen, y uno de ellos sale con más facilidad.

Ejemplo. ¿Cuántas veces más energía cuesta arrancar el primer electrón del cloro que el del sodio?

Solución. 1251,186 ÷ 495,845 ≈ 2,52 veces. El sodio pierde su único electrón 3s con relativa facilidad y queda con la configuración del neón; el cloro, en cambio, retiene con fuerza sus electrones y tiende a ganar uno.

La afinidad electrónica#

La afinidad electrónica es la energía que se libera cuando un átomo neutro gana un electrón y forma un ion negativo. En general aumenta hacia la derecha de un período, sin contar los gases nobles: según la RSC, en el período 3 va de 52,867 kJ/mol en el sodio a 348,575 en el cloro. Sus excepciones son más marcadas que las de la energía de ionización: para el magnesio y el argón la RSC no da valor, porque su ion negativo no es estable; el aluminio (41,762) queda por debajo del sodio, y el fósforo (72,037), por debajo del silicio (134,068). Y el cloro supera al flúor (328,165), aunque el flúor esté más arriba en el grupo 17.

Electronegatividad y carácter metálico#

La electronegatividad es la tendencia de un átomo a atraer los electrones que comparte en un enlace. En la escala de Pauling, según la RSC, va en el período 3 de 0,93 en el sodio a 1,31 en el magnesio, 1,61 en el aluminio, 1,90 en el silicio, 2,19 en el fósforo, 2,58 en el azufre y 3,16 en el cloro; en el grupo 1 baja de 0,98 en el litio a 0,79 en el cesio. El flúor tiene 3,98, el valor más alto de la tabla de PubChem. Aumenta, entonces, hacia la derecha y hacia arriba.

La diferencia de electronegatividad entre dos átomos orienta sobre el tipo de enlace: si es cero, como en el Cl₂, el enlace covalente es no polar; si es intermedia, como en el HCl (3,16 − 2,20 = 0,96, con el valor del hidrógeno de PubChem), es covalente polar; si es grande, como en el NaCl (3,16 − 0,93 = 2,23), el enlace es iónico: el sodio cede su electrón al cloro.

El carácter metálico es la facilidad para perder electrones. Va al revés que la energía de ionización y la electronegatividad: aumenta hacia la izquierda y hacia abajo. Por eso los metales más activos, como el cesio, están abajo a la izquierda, y los no metales más activos, como el flúor, arriba a la derecha.

Efectos positivos y negativos en la vida diaria#

Elemento	Propiedad periódica	Efecto positivo	Efecto negativo o cuidado
Litio	Baja energía de ionización; según la RSC, es el metal de menor densidad	Su uso más importante son las baterías recargables	Reacciona vigorosamente con el agua
Sodio	Pierde con facilidad su electrón de valencia	Como ion Na⁺ forma parte de la sal	El metal reacciona vigorosamente con el agua
Cloro	Electronegatividad alta: atrae electrones	Mata las bacterias: es un desinfectante	El cloro gaseoso es muy venenoso
Flúor	La electronegatividad más alta	La RSC indica que se cree que los fluoruros por debajo de 2 ppm en el agua potable previenen las caries	Es el más reactivo de todos los elementos y ataca rápidamente a todos los metales

Los usos y riesgos de la tabla, salvo el de la sal, son los que registran las fichas de la RSC. En el otro extremo está el argón, con una energía de ionización muy alta: es prácticamente inerte, y por eso, según la RSC, se usa para proteger las soldaduras y el filamento de los bombillos. La enseñanza es la misma en todos los casos: la propiedad que hace útil a un elemento es la que obliga a manejarlo con cuidado.

Los semiconductores#

Los semiconductores conducen la electricidad mejor que un aislante, pero peor que un metal, y conducen mejor al calentarse. Los más conocidos son metaloides del grupo 14: el silicio, que según la RSC forma el 27,7 % de la masa de la corteza terrestre y se usa ampliamente como semiconductor en las industrias de la computación y la microelectrónica, y el germanio, que se usó como transistor en miles de aparatos electrónicos.

El silicio tiene 4 electrones de valencia ([Ne] 3s² 3p²), y en el cristal cada átomo los comparte con cuatro vecinos. Su conducción se controla con el dopado, que consiste en agregar cantidades muy pequeñas de otro elemento, escogido por su grupo:

Tipo n: se agrega un elemento del grupo 15, como el fósforo, con 5 electrones de valencia. Cuatro forman enlaces y sobra un electrón libre para conducir.
Tipo p: se agrega un elemento del grupo 13, como el boro, con 3 electrones de valencia. Falta un electrón para completar los enlaces y queda un «hueco», que se comporta como una carga positiva.

Al unir zonas tipo n y tipo p se fabrican diodos, transistores, bombillos LED, celdas solares y los chips de computadoras y celulares.

Los superconductores#

Un superconductor conduce corriente continua sin pérdida de energía cuando se enfría por debajo de una temperatura crítica, y además expulsa de su interior los campos magnéticos débiles. Según el Departamento de Energía de Estados Unidos (DOE), Heike Kamerlingh Onnes descubrió la superconductividad en 1911 en mercurio, un metal del grupo 12, enfriado a la temperatura del helio líquido, unos −452 °F. En 1986 se descubrió una familia de óxidos de cobre superconductores, algunos por encima de la temperatura del nitrógeno líquido (−321 °F); aun así, todos deben enfriarse. Los equipos de resonancia magnética usan una aleación de niobio y titanio, dos metales de transición, y los aceleradores de partículas guían sus haces con imanes superconductores.

Fórmula

°C = (°F − 32) · 5/9 y K = °C + 273,15

Conversiones para comparar las temperaturas del DOE.

Ejemplo. Convierte a grados Celsius y a kelvin la temperatura del helio líquido que da el DOE, −452 °F.

Solución. °C = (−452 − 32) · 5/9 = −484 · 5/9 ≈ −268,9 °C. En kelvin: −268,9 + 273,15 ≈ 4,3 K, apenas unos grados por encima del cero absoluto. Por eso los superconductores necesitan sistemas de enfriamiento para funcionar.

Ponte a prueba#

¿Por qué el radio atómico del potasio es mayor que el del sodio?#

Porque el potasio está debajo del sodio en el grupo 1 y tiene un nivel de energía más ocupado: su electrón de valencia está en el nivel 4 ([Ar] 4s¹), mientras que el del sodio está en el 3 ([Ne] 3s¹). Ese electrón queda más lejos del núcleo y más apantallado. Según la RSC, el radio covalente del potasio es 2,00 Å y el del sodio, 1,60 Å.

¿Por qué la primera energía de ionización del aluminio es menor que la del magnesio?#

Porque el electrón que se arranca está en subniveles distintos. El magnesio ([Ne] 3s²) pierde un electrón 3s; el aluminio ([Ne] 3s² 3p¹) pierde su electrón 3p, que tiene más energía y está en parte apantallado por los electrones 3s. Por eso, según la RSC, el aluminio necesita 577,539 kJ/mol y el magnesio, 737,75 kJ/mol.

¿Qué tipo de enlace se espera entre el sodio y el cloro según su diferencia de electronegatividad?#

En la escala de Pauling, el cloro tiene 3,16 y el sodio, 0,93. La diferencia es 3,16 − 0,93 = 2,23, muy grande. El cloro atrae con tanta fuerza el electrón de valencia del sodio que se lo quita: se forman los iones Na⁺ y Cl⁻, que se atraen. Es un enlace iónico, el de la sal de mesa.

¿Qué tipo de semiconductor se obtiene al agregar fósforo al silicio y por qué?#

Se obtiene un semiconductor tipo n. El silicio, del grupo 14, tiene 4 electrones de valencia y los usa todos en enlaces con sus vecinos. El fósforo, del grupo 15, tiene 5: cuando ocupa el lugar de un átomo de silicio, cuatro de sus electrones forman los enlaces y el quinto queda libre para moverse y conducir la corriente.

¿A cuántos grados Celsius y kelvin equivalen los −321 °F del nitrógeno líquido?#

Se usa °C = (°F − 32) · 5/9: (−321 − 32) · 5/9 = −353 · 5/9 ≈ −196,1 °C. En kelvin: −196,1 + 273,15 ≈ 77,0 K. Según el DOE, algunos óxidos de cobre son superconductores por encima de esa temperatura, mucho más alta que la del helio líquido (unos 4 K), aunque todavía necesitan enfriamiento.