CARGA NUCLEAR EFECTIVA

En los átomos poli electrónicos, los protones que se encuentran en el núcleo no ejercen

la misma fuerza de atracción sobre todos los electrones por igual. Esto se debe a los

efectos pantalla que causan los electrones más cercanos al núcleo sobre los que se

encuentran más alejados. Se le llama carga nuclear efectiva a la diferencia entre la

carga nuclear neta (que depende del número atómico del elemento) y la constante del

efecto pantalla s, es la fuerza real que ejerce el núcleo sobre un electrón en particular.

Z es el número de protones y electrones del átomo, dado por su número atómico, y s el

valor de la constante de apantallamiento, que depende del número de electrones que

separan al núcleo del electrón en cuestión, y también depende de los orbitales

atómicos en que se hallen los electrones que causan el efecto pantalla. También

influyen en este efecto los electrones que se encuentran en el mismo nivel de energía

que el electrón considerado. No tienen influencia en esta constante los electrones que

se hallan en niveles de energía.

La carga nuclear efectiva puede calcularse según las reglas de Slater, quien las 

formuló en 1930:

1. Los electrones ubicados en un orbital de mayor nivel contribuyen en 0 (para la

sumatoria que da como resultado la constante de apantallamiento s)

2. Cada electrón en el mismo nivel contribuye en 0,35. (excepto si el nivel es 1s,

que resta 0,30).

3. Electrones en el nivel inmediato inferior, si están en orbitales s o p

contribuyen en 0,85, si son de orbitales d o f contribuyen en 1,0 cada uno.

4. Electrones por debajo del nivel inmediato inferior, contribuyen en 1,0 cada

uno.

Entonces, para calcular la carga nuclear efectiva, primero, situamos los electrones del

átomo en sus orbitales atómicos:

1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 3d, 4s, 4p, 4d, 4f, etc.

Luego, para el cálculo de la carga nuclear efectiva sobre un electrón determinado,

debemos calcular s y para ello tomamos en consideración los electrones que se

encuentran en niveles de energía inferiores  o iguales, que son los que causan

apantallamiento del mismo, como indica la tabla de arriba, según las reglas de Slater.

Entonces, por ejemplo para calcular  la carga nuclear efectiva sobre un electrón 4s del

átomo de Zinc (número atómico 30), primero debemos ubicar los electrones en los

orbitales atómicos correspondientes:

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2

Luego calcular el valor  que cada electrón del mismo nivel y de niveles inferiores va a

restar a la carga nuclear total, esto es, según la tabla de arriba:

1 electrón en el nivel 4s..…………………..resta 0,35

8 electrones en el nivel 3 s y  3 p ………..restan 0,85 cada uno

10 electrones en el nivel 3d..……………..restan 1,0 cada uno

8 electrones en el nivel 2 s y  2 p.…………restan 1,0 cada uno.

2 electrones en el nivel 1s…………………..restan 1,0 cada uno.

Entonces calculamos s :

s= (1 . 0,35) + (20 . 1) + (8 . 0,85)=27,15

La carga nuclear efectiva  para un electrón del orbital 4s de Zinc sería

Z ef= 30 – 27,15= 2,85

Este cálculo se sencillo, aunque no es exacto, dado que Slater consideró los electrones

de orbitales s y p con el mismo valor, lo que no es exactamente así.

La carga nuclear efectiva es la carga positiva neta experimentada por un electrón en un átomo poli electrónico. El término "efectiva" se usa porque el efecto pantalla de los electrones más cercanos al núcleo evita que los electrones en orbitales superiores experimenten la carga nuclear completa. Es posible determinar la fuerza de la carga nuclear observando el número de oxidación del átomo.

En un átomo con un electrón, el electrón experimenta toda la carga del núcleo positivo. En este caso, la carga nuclear efectiva puede ser calculada usando la ley de Coulomb.

Sin embargo, en un átomo con muchos electrones, los electrones externos son, simultáneamente, atraídos al núcleo debido a su carga positiva, y repelidos por los electrones cargados negativamente. La carga nuclear efectiva en un electrón de este tipo de átomo está dada por la siguiente ecuación:

Zeff = Z − S Donde Z es el número atómico, y define tanto el número de protones en el núcleo como el total de electrones de un átomo.S es la constante de pantalla, depende del número de electrones entre el núcleo y el electrón considerado, y también en qué tipo de orbital se encuentran los electrones que restan carga nuclear. No contribuyen los electrones exteriores al nivel energético considerado, pero sí el resto de los vecinos del mismo nivel.

S puede determinarse mediante la aplicación sistemática de varios conjuntos de reglas, el método más simple es conocido como las reglas de Slater (en honor a John C. Slater).

Nota: Zeff también suele ser representado como "Z*”. La idea de la carga nuclear efectiva es muy útil para entender cómo se modifican a lo largo de la T.P. los alcances de los orbitales atómicos, las variaciones de las energías de ionización , afinidades electrónicas y la electronegatividad, en general, para entender las propiedades periódicas.

"Una forma de mostrar el apantallamiento de los electrones es analizar el valor de la energía requerida para quitar un electrón de un átomo poli electrónico. Las mediciones muestran que se requiere 2373 KJ de energía para remover el primer electrón de 1 mol de átomo de He y 5248 KJ de energía para remover el electrón restante de un mol de iones de He+. La razón por la cual se requiere menos energía en el primer paso es que la repulsión electrón-electrón, o el apantallamiento, provoca una reducción en la atracción del núcleo sobre cada electrón. En el He+ hay presente un solo electrón así que no hay apantallamiento y el electrón siente el efecto total de la carga nuclear +2. Por consiguiente se requiere de mucho más energía para quitar el segundo electrón."

RADIO ATOMICO

El radio atómico identifica la distancia que existe entre el núcleo y el orbital más externo de un átomo. Por medio del radio atómico es posible determinar el tamaño del átomo. Dependiendo del tipo de elemento, existen diferentes técnicas para su determinación como la difracción de neutrones, de electrones o de rayos X. En cualquier caso no es una propiedad fácil de medir ya que depende, entre otras cosas, de la especie química en la que se encuentre el elemento en cuestión. En un grupo cualquiera, el radio atómico aumenta desde arriba hacia abajo debido al aumento en el nº de niveles de E. Al ser mayor el nivel de energía, el radio atómico es mayor. En los períodos, el radio atómico disminuye al aumentar el número atómico (Z), hacia la derecha, debido a la atracción que ejerce el núcleo sobre los electrones de los orbitales más externos, disminuyendo así la distancia núcleo-electrón. El radio atómico puede ser covalente o metálico. La distancia entre núcleos de átomos "vecinos" en unas moléculas es la suma de sus radios covalentes, mientras que el radio metálico es la mitad de la distancia entre núcleos de átomos "vecinos" en cristales metálicos. Usualmente, cuando se habla de radio atómico, se refiere a radio covalente.Al aumentar el número atómico, Z, muchas de las propiedades fisicoquímicas de los

elementos varían de forma periódica. Una de ellas es el radio atómico, que se obtiene a partir de las longitudes de los enlaces entre los átomos. En un mismo grupo (columna), el radio atómico aumenta al aumentar Z, y en un mismo periodo (fila), disminuye a medida que aumenta el número atómico. El radio atómico es la distancia entre el núcleo del átomo y el electrón estable más alejado del mismo. Se suele medir en pacómetros (1 pm=10–12 m) o Angstroms (1 Å=10–10 m). Al ser los núcleos y los electrones partículas cuánticas, sometidas al principio de indeterminación de Heisenberg, las medidas directas de distancias no pueden tener sino un significado estadístico. Convencionalmente, se define como la mitad de la distancia existente entre los centros de dos átomos enlazados, y dependiendo de ese enlace podremos hablar de radios atómicos, iónicos, metálicos o radios de van der Waals. En función del tipo de enlace químico se definen también otros radios como el covalente (generalmente para elementos no metálicos) y el iónico (para elementos metálicos). Situados ahora en la tabla periódica, una sencilla regla mnemotécnica para recordar el modo en que aumenta el radio atómico es la siguiente: El radio atómico de un elemento aumenta de arriba a abajo y de derecha a izquierda en la tabla periódica. La explicación a este fenómeno se encuentra en que la fuerza de atracción que el núcleo del átomo ejerce sobre los electrones es mayor al final de cada período, de manera que los electrones de los átomos de los elementos que se encuentran más a la derecha se encuentran más atraídos por el núcleo, de modo que, como el número de niveles en el que se enlazan los átomos es el mismo, el radio disminuye. Paralelamente a esto, en cada período aumenta en una unidad el número de capas en el que se distribuyen los electrones del átomo, de manera que los átomos de los elementos de mayor período tienen mayor radio.

PROPIEDADES RELACIONADAS CON EL TAMAÑO

Radio Atómico (A)

El radio atómico representa la distancia que existe entre el núcleo y la capa de valencia (la más externa). Por medio del radio atómico es posible determinar el tamaño del átomo. Dependiendo del tipo de elemento existen diferentes técnicas para su determinación como la difracción de neutrones, de electrones o de rayos X. En cualquier caso no es una propiedad fácil de medir ya que depende, entre otras cosas, de la especie química en la que se encuentre el elemento en cuestión.

En los grupos, el radio atómico aumenta con el número atómico, es decir hacia abajo. En los periodos disminuye al aumentar Z, hacia la derecha, debido a la atracción que ejerce el núcleo sobre los electrones de los orbitales más externos, disminuyendo así la distancia nucleó-electrón.

ENERGÍA DE IONIZACIÓN

La energía de ionización, potencial de ionización o EI es la energía necesaria para arrancar un electrón de un átomo en su estado fundamental y en fase gaseosa.1 La reacción puede expresarse de la siguiente forma:

Siendo A(g) los átomos en estado gaseoso de un determinado elemento químico; EI, la energía de ionización y un electrón. Esta energía corresponde a la primera ionización. El segundo potencial de ionización representa la energía precisa para sustraer el segundo electrón; este segundo potencial de ionización es siempre mayor que el primero, pues el volumen de un ion positivo es menor que el del átomo y la fuerza electrostática atractiva que soporta este segundo electrón es mayor en el ion positivo que en el átomo, ya que se conserva la misma carga nuclear.

El potencial o energía de ionización se expresa en electrón-voltio, Julios o en kilo Julios por mol (kJ/mol).

1 eV = 1,6 × 10-19 C × 1 V = 1,6 × 10-19 J

En los elementos de una misma familia o grupo, el potencial de ionización disminuye a medida que aumenta el número atómico, es decir, de arriba abajo. Sin embargo, el aumento no es continuo, pues en el caso del berilio y el nitrógeno se obtienen valores más altos que lo que podía esperarse por comparación con los otros elementos del mismo período. Este aumento se debe a la estabilidad que presentan las configuraciones s2 y s2 p3, respectivamente. La energía de ionización más elevada corresponde a los gases nobles, ya que su configuración electrónica es la más estable, y por tanto habrá que proporcionar más energía para arrancar los electrones

Grupo 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18

Periodo

1H

1312

He237

2

2Li

520.2

Be520

B899.

4

C800.

6

N1086

.4

O1402

.3

F131

4

Ne168

1

3Na496

Mg738

Al737.

7

Si577.

6

P1012

S1000

Cl125

1

Ar152

1

4K

419

Ca590

Sc631

Ti658

V650.

3

Cr653

Mn717

Fe759.

3

co758.

4

Ni737

Cu745

Zn906

Ga579

Ge762

As946.

5

Se941

Br114

0

Kr135

1

5Rb403

Sr549

Y600

Zr640

Nb652

Mo684

Tc702

Ru710

Rh720

Pd804

Ag731

Cd868

In558

Sn708

Sb834

Te869

I100

8

Xe117

0

6Cs

376

Ba503

Lu523

Hf658

Ta761

W770

Re760

Os840

Ir880

Pt870

Au890

Hg100

7

Tl589

Pb715

Bi703

Po812

At920

Rn103

7

7Fr

380

Ra509

Lr Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Cn Uut Uuq Uup Uuh UusUuo

Tabla periódica del primer potencial de ionización, en kJ/mol

Cuanto más a la derecha de la tabla periódica y más arriba, mayor es la energía, es decir, en función del número atómico aumenta la energía.

La facilidad con la que se puede separar un electrón de un átomo se mide por su energía de ionización, que se define como la energía mínima necesaria para separar un electrón del átomo en fase gaseosa:

A (g) → A+ (g) + e-(g) ΔH = I1

La primera energía de ionización, I1, es la que se requiere para arrancar el electrón más débilmente unido al átomo neutro en estado gaseoso; la segunda energía de ionización, I2, corresponde a la ionización del catión resultante, y así sucesivamente. Las energías de ionización se expresan en electrones-voltios (eV), donde 1 eV es la energía que adquiere un electrón cuando atraviesa una diferencia de potencial de 1V. 1eV equivale a 96,487 kJ mol-1.

Variación de la 1ª energía de ionización con el número atómico.

La energía de ionización del hidrógeno es de 13.6 eV. Las primeras energías de ionización varían sistemáticamente a lo largo de la Tabla Periódica, como se aprecia en la Figura 9. La variación de esta propiedad atómica es la misma que sigue la carga nuclear efectiva, esto es, aumenta a lo largo de un periodo y disminuye al descender en un grupo. Las energías de ionización también se pueden correlacionar con el radio atómico, de manera que elementos que tienen pequeños radios atómicos generalmente poseen elevadas energías de ionización. La explicación de esta correlación radica en el hecho de que en los átomos pequeños los electrones están más próximos al núcleo y experimentan una mayor fuerza de atracción de tipo coulombiana.

No obstante, en la Figura 9 se puede observar la existencia de excepciones a esta tendencia periódica. Por ejemplo, la primera energía de ionización del B es más pequeña que la del Be a pesar de que para el primero el valor de Zef es mayor. Esta anomalía puede explicarse atendiendo a las configuraciones electrónicas de ambos elementos. Al pasar del Be al B el electrón diferenciador pasa a ocupar uno de los orbitales 2p y en consecuencia se encuentra más débilmente unido al átomo que si, por ejemplo, ocupara un orbital de tipo 2s. En consecuencia, I1 disminuye al pasar de un elemento al otro. Otra anomalía se presenta entre el nitrógeno y el oxígeno. La explicación a este efecto es algo distinta a la anterior. Las configuraciones electrónicas de ambos átomos son las siguientes:

7N: 1s22s22p3 8O:1s22s22p4

Como puede observarse para el átomo de oxígeno existen 2 electrones ocupando un mismo orbital 2p. Estos electrones experimentan una fuerte repulsión entre ellos, efecto que llega a compensar el aumento de la carga nuclear efectiva al pasar del N al O. Otra contribución importante a la menor energía de ionización del O es el hecho de que la configuración electrónica del catión O+: 1s22s22p3 es de tipo semillena, que supone un incremento adicional de estabilidad.

Es importante hacer notar que las sucesivas ionizaciones de una especie química requieren cada vez una energía mayor. Así, la segunda energía de ionización de un elemento (energía necesaria para quitar un electrón al catión A+) es mayor que la primera, mientras que la tercera energía de ionización es todavía mucho mayor. Esto se debe a que cuanto mayor sea la carga positiva de una especie mayor es la energía

que se necesita para arrancar un electrón de la misma. Esta diferencia en las sucesivas energías de ionización es muy apreciable cuando el electrón que se elimina pertenece a una configuración interna o de capa cerrada, como ocurre, por ejemplo, con las segundas energías de ionización de los elementos alcalinos. Así para el Li, I1 es 5,3 eV pero I2 es de 75,6 eV, más de 10 veces mayor.

ELECTRONEGATIVIDAD

La electronegatividad, (abreviación EN, símbolo χ (letra griega chi)) es una propiedad química que mide la capacidad de un átomo (o de manera menos frecuente un grupo funcional) para atraer hacia él los electrones, o densidad electrónica, cuando forma un enlace covalente en una molécula.[1] También debemos considerar la distribución de densidad electrónica alrededor de un átomo determinado frente a otros, tanto en una especie molecular como en un compuesto no molecular. La electronegatividad de un átomo determinado está afectada fundamentalmente por dos magnitudes, su masa atómica y la distancia promedio de los electrones de valencia con respecto al núcleo atómico. Esta propiedad se ha podido correlacionar con otras propiedades atómicas y moleculares. Fue Linus Pauling el investigador que propuso esta magnitud por primera vez en el año 1932, como un desarrollo más de su teoría del enlace de valencia.[2] La electronegatividad no se puede medir experimentalmente de manera directa como, por ejemplo, la energía de ionización, pero se puede determinar de manera indirecta efectuando cálculos a partir de otras propiedades atómicas o moleculares.

Se han propuesto distintos métodos para su determinación y aunque hay pequeñas diferencias entre los resultados obtenidos todos los métodos muestran la misma tendencia periódica entre los elementos. El procedimiento de cálculo más común es el inicialmente propuesto por Pauling. El resultado obtenido mediante este procedimiento es un número adimensional que se incluye dentro de la escala de Pauling. Escala que varía entre 0,7 para el elemento menos electronegativo y 4,0 para el mayor. Es interesante señalar que la electronegatividad no es estrictamente una propiedad atómica, pues se refiere a un átomo dentro de una molécula[3] y, por tanto, puede variar ligeramente cuando varía el "entorno"[4] de un mismo átomo en distintos enlaces de distintas moléculas. La propiedad equivalente de la electronegatividad para un átomo aislado sería la afinidad electrónica o electroafinidad. Dos átomos con electronegatividades muy diferentes forman un enlace iónico. Pares de átomos con diferencias pequeñas de electronegatividad forman enlaces covalentes polares con la carga negativa en el átomo de mayor electronegatividad.

ESCALAS DE ELECTRONEGATIVIDAD

Los diferentes valores de electronegatividad se clasifican según diferentes escalas, entre ellas la escala de Pauling anteriormente aludida y la escala de Mulliken.

En general, los diferentes valores de electronegatividad de los átomos determinan el tipo de enlace que se formará en la molécula que los combina. Así, según la diferencia entre las electronegatividades de éstos se puede determinar (convencionalmente) si el enlace será, según la escala de Linus Pauling:

Covalente no polar:

Covalente polar:

Iónico :

Cuanto más pequeño es el radio atómico, mayor es la energía de ionización y mayor la electronegatividad y viceversa, la electronegatividad es la tendencia o capacidad de un átomo, en una molécula, para atraer hacia sí los electrones. Ni las definiciones cuantitativas ni las escalas de electronegatividad se basan en la distribución electrónica, sino en propiedades que se supone reflejan la electronegatividad. La electronegatividad de un elemento depende de su estado de oxidación y, por lo tanto, no es una propiedad atómica invariable. Esto significa que un mismo elemento puede presentar distintas electronegatividades dependiendo del tipo de molécula en la que se encuentre, por ejemplo, la capacidad para atraer los electrones de un orbital híbrido spn en un átomo de carbono enlazado con un átomo de hidrógeno, aumenta en consonancia con el porcentaje de carácter s en el orbital, según la serie etano < etileno (eteno) < acetileno (etino). La escala de Pauling se basa en la diferencia entre la energía del enlace A–B en el compuesto ABn y la media de las energías de los enlaces homopolares A–A y B–B.

R. S. Mulliken propuso que la electronegatividad de un elemento puede determinarse promediando la energía de ionización de sus electrones de valencia y la afinidad electrónica. Esta aproximación concuerda con la definición original de Pauling y da electronegatividades de orbitales y no electronegatividades atómicas invariables. La escala Mulliken (también llamada escala Mulliken-Jaffe) es una escala para la electronegatividad de los elementos químicos, desarrollada por Robert S. Mulliken en 1934. Dicha escala se basa en la electronegatividad Mulliken (M) que promedia la afinidad electrónica A.E. (magnitud que puede relacionarse con la tendencia de un átomo a adquirir carga negativa) y los potenciales de ionización de sus electrones de valencia P.I. o E.I. (magnitud asociada con la facilidad, o tendencia, de un átomo a adquirir carga positiva). Las unidades empleadas son el KJ/mol:

En la siguiente tabla se encuentran tabulados algunos valores de la electronegatividad para elementos representativos en la escala Mulliken:

Al1,37

Ar3,36

As2,26

B1,83

Be1,99

Br3,24

C2,67

Ca1,30

Cl3,54

F4,42

Ga1,34

Ge1,95

H3,06

I2,88

In1,30

K1,03

Kr2,98

Li1,28

Mg1,63

N3,08

Na1,21

Ne4,60

O3,21

P2,39

Rb0,99

S2,65

Sb2,06

Se2,51

Si2,03

Sn1,83

Sr1,21

Te2,34

Xe2,59

E. G. Rochow y A. L. Alfred definieron la electronegatividad como la fuerza de atracción entre un núcleo y un electrón de un átomo enlazado.

ELECTRONEGATIVIDADES DE LOS ELEMENTOS

Grupo (Vertical

)1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18

Período (Horizon

tal)

1H

2.20

He

2Li

0.98

Be1.57

B2.04

C2.55

N3.04

O3.44

F3.98

Ne

3Na0.93

Mg1.31

Al1.61

Si1.90

P2.19

S2.58

Cl3.16

Ar

4K

0.82

Ca1.0

Sc1.36

Ti1.54

V1.63

Cr1.66

Mn1.55

Fe1.83

Co1.88

Ni1.91

Cu1.90

Zn1.65

Ga1.81

Ge2.01

As2.18

Se2.55

Br2.96

Kr3.00

5Rb0.82

Sr0.95

Y1.22

Zr1.33

Nb1.6

Mo2.16

Tc1.9

Ru2.2

Rh2.28

Pd2.20

Ag1.93

Cd1.69

In1.78

Sn1.8

Sb2.05

Te2.1

I2.66

Xe2.60

6 Cs0.7

Ba0.8

* Hf1.

Ta1.

W2.

Re1.

Os2.

Ir2.

Pt2.

Au2.

Hg2.0

Tl1.

Pb2.

Bi2.0

Po2.

At Rn

9 9 3 5 36 9 2 2 28 54 0 62 33 2 0 2.2 2.2

7Fr0.7

Ra0.9

** Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg CnUut

Uuq

Uup

Uuh

Uus

Uuo

Lantánidos

* La1.1

Ce1.12

Pr1.13

Nd1.14

Pm1.13

Sm1.17

Eu1.2

Gd1.2

Tb1.1

Dy1.22

Ho1.23

Er1.24

Tm1.25

Yb1.1

Lu1.27

Actínidos

** Ac1.1

Th1.3

Pa1.5

U1.38

Np1.36

Pu1.28

Am1.13

Cm1.28

Bk1.3

Cf1.3

Es1.3

Fm1.3

Md1.3

No1.3

Lr1.3

GRUPO ELECTRONEGATIVO

En química orgánica, la electronegatividad se asocia más con diferentes grupos funcionales que con átomos individuales. Los términos grupo electronegativo y sustituyente electronegativo se pueden considerar términos sinónimos. Es bastante corriente distinguir entre efecto inductivo y resonancia, efectos que se podrían describir en términos de electronegatividades σ y π, respectivamente. También hay un número de relaciones lineales con la energía libre que se han usado para cuantificar estos efectos, como la ecuación de Hamlet, que es la más conocida. Asimismo, los parámetros de Kabachnik son un grupo de electronegatividades que se usan en la química de los organofosforados.

ELECTRONEGATIVIDAD (ESCALA DE PAULING)

Según L. Pauling, la electronegatividad es la tendencia o capacidad de un átomo, en una molécula, para atraer hacia sí los electrones. Ni las definiciones cuantitativas ni las escalas de electronegatividad se basan en la distribución electrónica, sino en propiedades que se supone reflejan la electronegatividad. La electronegatividad de un elemento depende de su estado de oxidación y, por lo tanto, no es una propiedad atómica invariable. Esto significa que un mismo elemento puede presentar distintas electronegatividades dependiendiendo del tipo de molécula en la que se encuentre, por ejemplo, la capacidad para atraer los electrones de un orbital híbrido spn en un átomo de carbono enlazado con un átomo de hidrógeno, aumenta en consonancia con el porcentaje de carácter s en el orbital, según la serie etano < etileno (eteno) < acetileno (etino). La escala de Pauling se basa en la diferencia entre la energía del enlace A-B en el compuesto ABn y la media de las energías de los enlaces homopolares A-A y B-B. R. S. Mulliken propuso que la electronegatividad de un elemento puede determinarse promediando la energía de ionización de sus electrones de valencia y la afinidad electrónica. Esta aproximación concuerda con la definición original de Pauling y da electronegatividades de orbitales y no electronegatividades atómicas invariables. E. G. Rochow y A. L. Alfred definieron la electronegatividad como la fuerza de atracción entre un núcleo y un electrón de un átomo enlazado.

AFINIDAD ELECTRÓNICA

La afinidad electrónica (AE) o electroafinidad se define como la energía involucrada cuando un átomo gaseoso neutro en su estado fundamental (de mínima energía) captura un electrón y forma un ion mono negativo:

.

Dado que se trata de energía liberada, pues normalmente al insertar un electrón en un átomo predomina la fuerza atractiva del núcleo, tiene signo negativo. En los casos en los que la energía sea absorbida, cuando ganan las fuerzas de repulsión, tendrán signo positivo; AE se expresa comúnmente en el Sistema Internacional de Unidades, en kJmol-1. También podemos recurrir al proceso contrario para determinar la primera afinidad electrónica, ya que sería la energía consumida en arrancar un electrón a la especie aniónica mononegativa en estado gaseoso de un determinado elemento; evidentemente la entalpía correspondiente AE tiene signo negativo, salvo para los gases nobles y metales alcalinotérreos. Este proceso equivale al de la energía de ionización de un átomo, por lo que la AE sería por este formalismo la energía de ionización de orden cero. Esta propiedad nos sirve para prever que elementos generaran con facilidad especies aniónicas estables, aunque no hay que relegar otros factores: tipo de contraión, estado sólido, ligando-disolución, etc....

MÉTODOS PARA DETERMINAR LA AFINIDAD ELECTRÓNICA

En muchos casos se puede medir de forma directa mediante el empleo de haces de electrones que chocan contra los átomos en fase gaseosa. De una forma menos precisa se puede estimar por extrapolación de los valores de las diferentes a energías de ionización disponibles para el átomo según Joan Sebastián Romero considerado: I1, I2, etc.

TENDENCIAS PERIÓDICAS DE LA AFINIDAD ELECTRÓNICA

La electroafinidad aumenta cuando el tamaño del átomo disminuye, el efecto pantalla no es potente o cuando decrece el número atómico. Visto de otra manera: aumenta de izquierda a derecha, y de abajo hacia arriba, al igual que lo hace la electronegatividad. En la tabla periódica tradicional no es posible encontrar esta información.Los elementos del bloque p, y en concreto los del grupo 17, son los que tienen las mayores afinidades electrónicas, mientras que los átomos con configuraciones externas s2 (Be, Mg, Zn), s2p6 (Ne, Ar, Kr) junto con los que tienen semilleno el conjunto de orbitales p (N, P, As) son los de más baja AE. Esto último demuestra la estabilidad cuántica de estas estructuras electrónicas que no admiten ser perturbadas de forma fácil. Los elementos que presentan mayores A.E. son el flúor y sus vecinos más próximos O, S, Se, Cl y Br -aumento destacado de la carga nuclear efectiva que se define en esta zona de la T.P.-, salvo los gases nobles que tienen estructura electrónica cerrada de alta estabilidad y cada electrón que se les inserte debe ser colocado en una capa superior vacía.Vamos a destacar algunos aspectos relacionados con la A.E. que se infieren por el puesto y zona del elemento en la T.P.:

Los elementos situados en la parte derecha de la T.P., bloque p, son los de afinidades electrónicas favorables, manifestando su carácter claramente no metálico.

Las afinidades electrónicas más elevadas son para los elementos del grupo 17, seguidos por los del grupo 16.

Es sorprendente que el flúor tenga menor afinidad que el cloro, pero al colocar un electrón en el F, un átomo más pequeño que el Cl, se deben vencer fuerzas repulsivas entre los electrones de la capa de valencia. A partir del cloro la tendencia es la esperada en función de la mayor distancia de los electrones exteriores al núcleo.

El nitrógeno tiene una afinidad electrónica muy por debajo de sus elementos vecinos, tanto del periodo como de su grupo, lo que es debido a su capa de valencia semillena que es muy estable.

Los restantes elementos del grupo 15 si presentan afinidades electrónicas más favorables, a pesar de la estabilidad de la capa semillena, porque el aumento del tamaño hace que esa capa exterior esté separada del núcleo por otras intermedias.

Hay que destacar también el papel del hidrógeno, ya que su afinidad no es muy alta, pero lo suficiente para generar el ion H- que es muy estable en hidruros iónicos y especies complejas. Aquí también podemos aplicar el razonamiento análogo al del flúor, porque tenemos un átomo todavía más pequeño y queremos adicionarle un electrón venciendo las fuerzas repulsivas del electrón 1s1.

Con relación al bloque d hay que fijarse en el caso especial del oro pues su afinidad electrónica, -223 kJmol−1, es comparable a la del yodo con –295 kJmol−1, con lo que es factible pensar en el anión Au-.Se han logrado sintetizar compuestos iónicos de oro del tipo RbAu y CsAu, con la participación de los metales alcalinos más electropositivos. En ellos se alcanza la configuración tipo pseudogas noble del Hg (de 6s1 a 6s2) para el ion Au- (contracción lantánida + contracción relativista máxima en el Au).

Grupo 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 1112

13 14 15 16 17 18

Periodo

1H-

73

He21

2Li-

60

Be19

B-27

C-

122

N7

O-

141

F-

328

Ne29

3Na-

53

Mg19

Al-43

Si-

134

P-72

S-

200

Cl-

349

Ar35

4K-

48

Ca10

Sc-

18

Ti-8

V-

51

Cr-

64

Mn Fe-16

Co-64

Ni-

112

Cu-

118

Zn47

Ga-29

Ge-

116

As-78

Se-

195

Br-

325

Kr39

5 Rb-

47

Sr Y-

Zr-

Nb-

Mo-

Tc-

Ru-

10

Rh-

11

Pd-54

Ag-

12

Cd32

In-29

Sn-

Sb-

Te-

I-

Xe41

30 41 86 72 53 1 0 6 116 103 190 295

6Cs-

45

Ba Lu Hf Ta-

31

W-

79

Re-

14

Os-

106

Ir-

151

Pt-

205

Au-

223

Hg

61

Tl-20

Pb-35

Bi-91

Po-

183

At-

270

Rn41

7Fr-

44

Ra Lr Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg CnUut

Uuq

Uup

Uuh

UusUuo

Tabla periódica de afinidades electrónicas, en kJ/mol

Es la energía liberada cuando un átomo gaseoso en su estado fundamental capta un electrón libre y se convierte en un ión mononegativo.

X +e- X- + A.E.

La afinidad electrónica se define como la energía que liberará un átomo, en estado gaseoso, cuando captura un electrón y se convierte en un ión negativo o anión.

Como el potencial de ionización, la afinidad electrónica dependerá de la atracción del núcleo por el electrón que debe capturar, de la repulsión de los electrones existentes y del acercamiento o alejamiento a completar la capa de valencia con ocho electrones.

Mientras que el potencial de ionización se puede medir directamente y con relativa facilidad, la medición de la afinidad electrónica es complicada y sólo en muy pocos casos puede realizarse de forma directa y los datos que se tienen no son fiables.