Propiedades periódicas: radio atómico, energía de ionización, electronegatividad y afinidad electrónica

El gran poder de la tabla periódica es que permite deducir las propiedades de un elemento a partir de sus vecinos. La base de esa deducción es el conjunto de propiedades periódicas. El tamaño de los átomos, la energía necesaria para arrancar un electrón y la fuerza con que un átomo atrae los electrones compartidos cambian todos en direcciones coherentes a lo largo de las filas y de las columnas. Esta guía repasa las cuatro tendencias principales, sus causas y las excepciones que rompen el patrón.

La raíz de todas las tendencias: carga nuclear efectiva y apantallamiento

Un electrón externo es atraído por el núcleo positivo, pero los electrones internos situados entre ambos anulan parte de esa atracción. Por tanto, la carga positiva que siente realmente el electrón externo es menor que la carga nuclear completa. Es la carga nuclear efectiva, Z_ef, que puede aproximarse así:

Z_ef ≈ Z − S

Aquí Z es el número atómico y S una constante de apantallamiento. Los electrones de la misma capa se apantallan mal entre sí, mientras que los electrones de las capas internas apantallan con eficacia a los externos.

Con las reglas de Slater, un sencillo conjunto de estimaciones, el electrón 2s del litio siente una Z_ef de alrededor de 1,3, mientras que un electrón 2p del flúor, en el mismo periodo, siente unos 5,2. Al avanzar hacia la derecha en un periodo se añade un protón cada vez, pero el electrón añadido entra en la misma capa y aporta poco apantallamiento. Por eso la carga nuclear efectiva aumenta de izquierda a derecha a lo largo de un periodo. Al bajar por un grupo se añade cada vez una capa nueva, y los electrones externos quedan más lejos del núcleo.

Esos dos hechos, una atracción más fuerte hacia la derecha y electrones externos más lejanos hacia abajo, explican casi todas las tendencias siguientes.

1. Radio atómico

• A lo largo de un periodo (de izquierda a derecha): disminuye, porque la creciente Z_ef atrae la nube electrónica hacia dentro.
• Al bajar por un grupo: aumenta, porque se añaden capas electrónicas.

Los átomos más grandes están abajo a la izquierda (cesio, francio) y los más pequeños arriba a la derecha (helio, flúor). Los átomos no tienen bordes nítidos, así que el «radio» depende de cómo se mida: los radios covalente, metálico y de van der Waals son todos distintos. Al comparar cifras de fuentes diferentes, asegúrate de que se refieren al mismo tipo de radio.

Los iones tienen un tamaño distinto del de sus átomos de origen. Los cationes son más pequeños, porque han perdido electrones; los aniones son más grandes, porque los electrones añadidos se repelen entre sí y la nube se expande. Entre iones isoelectrónicos, que tienen el mismo número de electrones, más protones significa un ion más pequeño. De los iones de diez electrones O²⁻, F⁻, Na⁺ y Mg²⁺, el O²⁻ es el más grande y el Mg²⁺ el más pequeño.

A lo largo del bloque d el radio cambia solo poco a poco, y el mal apantallamiento de los electrones d produce anomalías como que el galio tenga casi el mismo tamaño que el aluminio. En el periodo 6, la contracción lantánida hace que el hafnio tenga casi el mismo tamaño que el circonio.

2. Energía de ionización

La energía de ionización es la energía mínima necesaria para arrancar un electrón de un átomo en estado gaseoso. Cuanto más fuertemente retenido está un electrón, mayor es.

• A lo largo de un periodo: en general aumenta.
• Al bajar por un grupo: disminuye.

Las primeras energías de ionización del periodo 2, en electronvoltios, muestran tanto la tendencia como sus excepciones.

El aumento general se interrumpe dos veces.

• Berilio > boro: el electrón que se arranca al boro es un electrón 2p, de mayor energía que los 2s y parcialmente apantallado por el par 2s, así que sale con más facilidad.
• Nitrógeno > oxígeno: el nitrógeno tiene un electrón en cada uno de sus tres orbitales 2p. En el oxígeno, el cuarto electrón 2p tiene que emparejarse en un orbital ocupado, y la repulsión adicional hace que sea más fácil arrancarlo.

El mismo patrón se repite en el periodo 3, entre el magnesio y el aluminio y entre el fósforo y el azufre.

Arrancar electrones uno tras otro da la segunda, la tercera y las sucesivas energías de ionización. Para el magnesio, la primera es de unos 7,6 eV y la segunda de unos 15,0 eV, pero la tercera salta a más de 80 eV, porque el tercer electrón tiene que salir de la estable capa interna con configuración de neón. Ese salto brusco es la firma numérica de la preferencia del magnesio por formar Mg²⁺.

3. Electronegatividad

La electronegatividad describe con qué fuerza un átomo que forma parte de un enlace químico atrae hacia sí el par de electrones compartido. A diferencia de la energía de ionización, no se mide directamente; es una escala relativa derivada de otros datos. La más usada es la escala de Pauling, propuesta por Linus Pauling.

• A lo largo de un periodo: aumenta.
• Al bajar por un grupo: disminuye.

El flúor tiene el valor más alto, 3,98, seguido del oxígeno (3,44), el cloro (3,16) y el nitrógeno (3,04). En el otro extremo están el cesio (0,79) y el francio (0,7). La mayoría de los gases nobles forman pocos enlaces o ninguno y a menudo se dejan sin valor.

La diferencia de electronegatividad entre dos átomos informa sobre el enlace. Una diferencia pequeña da un enlace covalente apolar, con los electrones compartidos por igual; una diferencia mayor, un enlace covalente polar; y una diferencia muy grande, un enlace esencialmente iónico. El agua es polar, y disuelve tan bien la sal, por la diferencia entre el oxígeno (3,44) y el hidrógeno (2,20).

4. Afinidad electrónica

La afinidad electrónica es la energía que se libera cuando un átomo en estado gaseoso gana un electrón. Un valor mayor significa que el átomo acepta un electrón con más facilidad.

• A lo largo de un periodo: en general aumenta y alcanza su máximo en el grupo 17.
• Al bajar por un grupo: en general disminuye, pero con muchas excepciones.

La excepción más famosa es que el cloro tiene una afinidad electrónica mayor que el flúor (unos 3,6 eV para el cloro frente a unos 3,4 eV para el flúor). El átomo de flúor es tan pequeño que el electrón que llega queda apretado en la compacta subcapa 2p y sufre una fuerte repulsión. Aun así, el flúor tiene mayor electronegatividad y reactividad porque intervienen también otros factores, como las energías de enlace y el tamaño atómico.

Los elementos del grupo 2 (subcapa s llena), el nitrógeno del grupo 15 (subcapa p semillena) y los gases nobles (capa llena) liberan poca o ninguna energía al ganar un electrón, e incluso pueden necesitar energía. Sus afinidades electrónicas son cercanas a cero o negativas, y algunas fuentes de datos las dejan en blanco.

Relación de las tendencias con el carácter metálico

Si juntas las cuatro tendencias obtienes la tendencia del carácter metálico. Los elementos con baja energía de ionización y baja electronegatividad pierden electrones con facilidad y son marcadamente metálicos. Así, el carácter metálico aumenta hacia abajo a la izquierda, y el carácter no metálico hacia arriba a la derecha. Ese flujo diagonal es lo que produce la escalera de metaloides que atraviesa el bloque p.

Resumen

En lugar de memorizar la tabla, practica deduciendo cada tendencia a partir de dos frases: la carga nuclear efectiva crece hacia la derecha y se añaden capas hacia abajo. Entonces las excepciones también cobran sentido. Compara las energías de ionización y las electronegatividades de los elementos a lo largo de un periodo o bajando por un grupo para ver el patrón por ti mismo.