La tabla periódica no es solo una lista ordenada de elementos: su forma refleja la configuración electrónica de los átomos. Como las configuraciones de la capa de valencia se repiten periódicamente, también se repiten muchas propiedades. A estas propiedades que varían de forma regular a lo largo de grupos y periodos las llamamos propiedades periódicas. En esta lección estudiamos las más importantes en 2.º de Bachillerato: el radio atómico e iónico, la energía de ionización, la afinidad electrónica y la electronegatividad.
Un electrón de la capa de valencia no «siente» toda la carga del núcleo (Z), porque los electrones más internos lo apantallan. La carga que realmente lo atrae es la carga nuclear efectiva:
Zef = Z − S, donde S es la constante de apantallamiento.
Con estas dos ideas (Zef y número cuántico principal n) se explican todas las tendencias.
El radio atómico es la mitad de la distancia entre los núcleos de dos átomos iguales unidos. Se suele expresar en picómetros (1 pm = 10−12 m).
La primera energía de ionización (EI1) es la energía mínima necesaria para arrancar el electrón más externo de un átomo en estado gaseoso y fundamental:
X(g) → X+(g) + e− ΔH = EI1 > 0
Excepciones importantes (se preguntan mucho en la PAU):
Energías de ionización sucesivas: EI1 < EI2 < EI3… siempre, porque cada electrón se arranca de un ion cada vez más positivo. Cuando se empieza a arrancar electrones de una capa interna, aparece un salto enorme. Ese salto indica cuántos electrones de valencia tiene el elemento.
La afinidad electrónica (AE) es la energía intercambiada cuando un átomo en estado gaseoso capta un electrón: X(g) + e− → X−(g). Para la mayoría de los no metales es negativa (se desprende energía). En general, se hace más negativa hacia la derecha de un periodo (los halógenos son los que más energía desprenden) y tiene una tendencia menos regular en los grupos.
La electronegatividad es la tendencia de un átomo a atraer hacia sí los electrones de un enlace. No es una energía medida directamente, sino una escala relativa; la más usada es la de Pauling.
Relacionado con ella está el carácter metálico: los metales (abajo a la izquierda) tienen baja energía de ionización y baja electronegatividad, y tienden a formar cationes; los no metales (arriba a la derecha), lo contrario.
Ejemplo 1. Carga nuclear efectiva del Na y del Cl (reglas de Slater).
Na: 1s2 2s2 2p6 3s1. Para el electrón 3s: los 8 electrones de n = 2 apantallan 0,85 cada uno y los 2 de n = 1 apantallan 1,00. S = 8 · 0,85 + 2 · 1,00 = 8,8. Zef = 11 − 8,8 = 2,2.
Cl: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5. Para un electrón 3p: los otros 6 electrones de n = 3 apantallan 0,35; los 8 de n = 2, 0,85; los 2 de n = 1, 1,00. S = 2,1 + 6,8 + 2 = 10,9. Zef = 17 − 10,9 = 6,1.
Conclusión: ambos tienen la capa de valencia en n = 3, pero el Cl atrae mucho más a sus electrones; por eso es más pequeño, tiene mayor energía de ionización y es más electronegativo.
Ejemplo 2. Ordenar por radio la serie isoelectrónica O2−, F−, Na+, Mg2+.
Todas tienen 10 electrones (configuración del Ne). Los protones son 8, 9, 11 y 12. A más protones para los mismos electrones, más atracción y menor radio: Mg2+ (72 pm) < Na+ (102 pm) < F− (133 pm) < O2− (140 pm).
Ejemplo 3. Identificar el grupo con energías de ionización sucesivas.
Un elemento del tercer periodo tiene EI1 = 738, EI2 = 1451 y EI3 = 7733 kJ/mol. El salto grande se produce entre la segunda y la tercera: tiene 2 electrones de valencia. Es del grupo 2; en el tercer periodo, el magnesio.
Ordena de menor a mayor radio las especies O2−, F−, Na+ y Mg2+.
Un elemento tiene estas energías de ionización sucesivas (kJ/mol): 578, 1817, 2745 y 11577. ¿A qué grupo pertenece?
¿Por qué la primera energía de ionización del oxígeno es menor que la del nitrógeno?
¿Cuál de estos elementos es el más electronegativo: N, O, S o Cl?
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