Propiedades periódicas: radio, energía ionización, electronegatividad - Ejercicios y resumen

Introducción

Las propiedades periódicas son magnitudes de los átomos que varían de forma regular a lo largo de la tabla periódica. En esta lección repasamos las tres más importantes en la EBAU: el radio atómico (y el iónico), la energía de ionización y la electronegatividad, y las explicamos a partir de la configuración electrónica.

Explicación

Dos ideas explican casi todas las tendencias:

• Carga nuclear efectiva (Z*): es la carga positiva que «siente» realmente un electrón externo, Z* = Z − S, donde S es el apantallamiento de los electrones internos. A lo largo de un periodo, Z aumenta y los electrones que se añaden están en la misma capa (apantallan poco), así que Z* aumenta.
• Número de capas (n): al bajar en un grupo se añade una capa electrónica nueva y los electrones externos quedan más lejos del núcleo.

Radio atómico. Es la mitad de la distancia entre los núcleos de dos átomos iguales enlazados. Disminuye a lo largo de un periodo (de izquierda a derecha), porque Z* crece y atrae más a la nube electrónica, y aumenta al descender en un grupo, porque hay más capas. En los iones: un catión es más pequeño que su átomo neutro (pierde electrones y, a veces, una capa entera) y un anión es mayor (más repulsión entre electrones). En una serie isoelectrónica (mismo número de electrones) el radio es menor cuanto mayor es Z: O²⁻ > F⁻ > Na⁺ > Mg²⁺.

Energía de ionización (EI). Es la energía mínima necesaria para arrancar el electrón más externo de un átomo en estado gaseoso y fundamental: X(g) → X⁺(g) + e⁻. Se mide en kJ/mol o en eV. Aumenta a lo largo de un periodo y disminuye al bajar en un grupo: cuanto más lejos y menos atraído está el electrón, más fácil es arrancarlo. Hay anomalías que se preguntan mucho: la EI del B es menor que la del Be (el electrón 2p está algo más alejado y apantallado que los 2s) y la del O es menor que la del N (en el O el electrón que sale está apareado en un orbital 2p y la repulsión facilita arrancarlo; el N tiene la subcapa 2p semillena, más estable). Las energías de ionización sucesivas siempre aumentan (EI₁ < EI₂ < EI₃…) y dan un gran salto cuando hay que arrancar un electrón de una capa interna completa.

Electronegatividad (EN). Es la tendencia de un átomo a atraer hacia sí los electrones de un enlace. Se usa la escala de Pauling (sin unidades): el flúor es el más electronegativo (3,98) y el cesio y el francio, los que menos (alrededor de 0,7-0,8). Aumenta a lo largo de un periodo y disminuye al bajar en un grupo. La diferencia de electronegatividad entre dos átomos indica el tipo de enlace: grande (Na-Cl), iónico; pequeña, covalente polar; nula, covalente apolar.

Resumen de tendencias: el radio aumenta hacia abajo y hacia la izquierda; la energía de ionización y la electronegatividad aumentan hacia arriba y hacia la derecha (los gases nobles no suelen tener valor de electronegatividad asignado porque apenas forman enlaces).

Ejemplo

Ejemplo 1. Compara el sodio (Z = 11, [Ne] 3s¹) y el cloro (Z = 17, [Ne] 3s² 3p⁵), ambos del periodo 3.

• Radio: el Na (186 pm) es mayor que el Cl (99 pm), porque el Cl tiene 6 protones más y sus electrones 3s y 3p están en la misma capa, con mayor Z*.
• Energía de ionización: la del Cl (1251 kJ/mol) es mayor que la del Na (496 kJ/mol): al Na le basta perder su único electrón 3s para alcanzar la configuración de gas noble.
• Electronegatividad: Cl (3,16) mucho mayor que Na (0,93); la diferencia (2,23) explica que el NaCl sea un compuesto iónico.

Ejemplo 2. Ordena Na, Mg y Al según su primera energía de ionización. La tendencia general diría Na < Mg < Al, pero el Al ([Ne] 3s² 3p¹) pierde un electrón 3p, más alejado y apantallado que el 3s del Mg. Los valores reales son Na 496, Al 578 y Mg 738 kJ/mol, de modo que el orden correcto es Na < Al < Mg.

Ejercicios