Propiedades periódicas

Actualmente sabemos que el orden de nuestra tabla periódica se debe a losnúmeros atómicos de los elementos.

Sin embargo, esto no siempre fue así, en el siglo XIX los científicos tenían unamuy vaga idea acerca de los átomos (aún no se descubrían los protones).Muchos acomodaron a los elementos conforme sus masas atómicas, hasta queen 1869 Dimitri Mendeleiv (y Lothar Meyer por separado) propuso unadistribución basada en la repetición periódica y regular de propiedadesfisicoquímicas, prediciendo elementos que aún no se descubrían. Su arreglosugirió que era una propiedad diferente a la masa atómica la que regía laperiodicidad observada.periodicidad observada.

Hasta 1913 se supo, gracias a Henry Moseley, que el causante de dichaperiodicidad fue lo que él llamó número atómico y que éste aumentaba en elmismo orden que la masa atómica.

Las propiedades periódicas están definidas para átomos (son de carácteratómico) y, entre otras, nosotros estudiaremos las siguientes:

1. Radio atómico2. Afinidad electrónica3. Energía de ionización

1

Radio atómico

Recordar que si se considera un solo átomo en el espacio, éste toma dimensionesinfinitas.

Los átomos no tienen límites bien definidos como los de una esfera, esto debido aque la posición de los electrones se define en términos probabilísticos pero, deforma general, el concepto de radio atómico gira en torno a la distancia queexiste entre el núcleo y el último electrón. No obstante, hay algunas formascomunes para definir el radio atómico:

- Radio covalente: la mitad de la distancia quesepara los núcleos de dos átomos unidos por

- Radio metálico: la mitad de la distancia internuclear que hay entre dosátomos vecinos en un metal sólido.

separa los núcleos de dos átomos unidos porun enlace covalente en una moléculadiatómica y homonuclear.

- Radio de Van der Waals: la mitad de ladistancia que hay entre los núcleos de dosmoléculas vecinas.

2

Para explicar la tendencia periódica del radio atómico en una familia de la tablaperiódica recurriremos a las funciones de distribución radial que fuerongeneradas en el tratamiento del átomo de hidrógeno.

Como ejemplo, tomemos las funciones de distribución radial que se obtienenpara diferentes orbitales tipo ns, considerando Z = 1.

Radio atómico

En la gráfica podemos observar que alaumentar el número cuántico principal se

Aunque lo anterior no es un análisis del todo correcto para átomospolielectrónicos, nos permite establecer la idea de que al descender en unafamilia, incrementándose el valor de n, el radio atómico aumentará.

Distancia respecto al núcleo →

incrementará el número de máximos deprobabilidad con el mayor máximo másalejado del núcleo, por lo tanto, laprobabilidad de encontrar al electrón estáa una mayor distancia.

3

El análisis anterior es útil cuando se estudian familias de la tabla periódica perocuando se realizan análisis por periodo, en donde el valor del número cuánticoprincipal es el mismo, entonces, es necesario recurrir al concepto de carganuclear efectiva para establecer una mejor idea del comportamiento del radioatómico.

La razón de no aplicar el concepto de carga nuclear efectiva para el análisis enuna familia, es porque el valor de esta no varía más allá del tercer periodo.Tomemos como ejemplo la carga nuclear efectiva que experimenta el últimoelectrón en la familia I:

Radio atómico

ꟷ e- ubicados en n-1Z*H = 1Z*Li = 3-[(0.85)2] = 1.3Z*Na = 11-[(0.85)8 + (1.0)2] = 2.2Z*K = 19-[(0.85)8 + (1.0)10] = 2.2Z*Rb = 37-[(0.85)8 + (1.0)28] = 2.2Z*Cs = 55-[(0.85)8 + (1.0)46] = 2.2

Por esta razón, la carga nuclear efectiva no puede ser un concepto válido para elanálisis de las propiedades periódicas en el interior de una familia.

Distancia respecto al núcleo →

ꟷ e- ubicados en n-1ꟷ e- ubicados a la izquierda de n-1

4

En el caso de los valores de la carga nuclear efectiva para un periodo de la tablaperiódica, la variación es más sustancial. Tomemos como ejemplo la carganuclear efectiva que experimenta el último electrón en el segundo periodo:

Z*Li = 3-[(0.85)2] = 1.3Z*Be = 4-[(0.35)1 + (0.85)2] = 1.95Z*B = 5-[(0.35)2 + (0.85)2] = 2.6Z*C = 6-[(0.35)3 + (0.85)2] = 3.25Z*N = 7-[(0.35)4 + (0.85)2] = 3.90Z*O = 8-[(0.35)5 + (0.85)2] = 4.55Z*F = 9-[(0.35)6 + (0.85)2] = 5.20

Radio atómico

ꟷ e- ubicados en el mismo grupoꟷ e- ubicados en n-1.

Z*F = 9-[(0.35)6 + (0.85)2] = 5.20Z*Ne = 10-[(0.35)7 + (0.85)2] = 5.85

Distancia respecto al núcleo →

El hecho de que la carga nuclear efectiva aumente de forma constante alincrementar el número atómico, es debido a que los electrones que se vanadicionando al último grupo electrónico se apantallan de forma muy poco eficazentre si.

Por lo tanto, es de esperar que a medida que el número atómico aumenta en unperiodo, los átomos sean cada vez más pequeños.

5

En la siguiente gráfica se muestra el comportamiento del orbital 2p conformecambia el valor de la carga nuclear efectiva para los elementos del periodo 2.

Debe recordarse que este gráfico no es del todo correcto porque proviene devarias aproximaciones que se realizaron en el estudio de átomospolielectrónicos, por lo que únicamente servirá para “darnos” una idea delcomportamiento del orbital conforme varía el valor de la carga nuclear efectiva.

Radio atómico

2p (boro) 2p (carbono) 2p (nitrógeno)

4r2 2 (u.a.)

Z*B = 2.6Z* = 3.25

Distancia respecto al núcleo →

0 1 2 3 4 5 6

2p (nitrógeno) 2p (oxígeno) 2p (flúor) 2p (neón)

r (a0)

Obsérvese como el máximo de probabilidad de encontrar al electrón se hacecada vez menor (valor del máximo más a la izquierda) conforme incrementa lacarga nuclear efectiva, lo que confirma que al incrementar el númeroatómico, en un periodo, los átomos son cada vez más pequeños.

Z*C = 3.25Z*N = 3.90Z*O = 4.55Z*F = 5.20Z*Ne = 5.85

6

Cuando un átomo neutro se convierte en un ion, esperaremos un cambio en sutamaño.

Si el átomo forma un anión, su tamaño aumentará, esto debido a que alaumentar un electrón más en el último nivel de energía surgirá una repulsiónmayor entre electrones, por lo tanto, la distancia núcleo - último electrónincrementará. Por ejemplo:

99 pm Cl Cl- 181 pm

Radio iónico

Y entre más electrones añadamos, mayor será la distancia núcleo - últimoelectrón , por lo tanto, tendremos que: A3- > A2- > A- > A.

Si el átomo forma un catión, su tamaño disminuirá porque al retirar uno o máselectrones se reducirá la repulsión entre electrones y la distancia núcleo - últimoelectrón se contraerá. Por ejemplo:

Conforme más electrones desprendamos, menor será la distancia núcleo - últimoelectrón, por lo tanto, tendremos que: A > A+ > A2+ > A3+.

186 pm Na Na+ 98 pm

7

Ejercicio 1.Indique, para cada uno de los siguientes pares, cuál de las dos especies tienemayor tamaño: a) N3- o F-, b) Mg2+ o Ca2+, c) Fe2+ o Fe3+.

Para resolver el caso de la primera pareja es necesario tener la configuraciónelectrónica de cada anión.

Cuando se trata de aniones, el número de electrones a distribuir en laconfiguración electrónica se obtiene mediante la suma del número de electronesde la especie neutra más el número de electrones referentes al estado deoxidación y posteriormente se emplean los criterios del principio de construcción

Radio iónico

oxidación y posteriormente se emplean los criterios del principio de construcciónprogresiva.

N3- : 1s2 2s2 2p6

F- : 1s2 2s2 2p6

Para este caso, en donde ambas especies tienen la misma configuraciónelectrónica (especies isoelectrónicas) recurrimos al número de protones de cadaion para comparar el tamaño de cada especie.

El N3- tiene 7 protones mientras que F- tiene 9 protones por lo que la fuerzaeléctrica núcleo-último electrón será menor para N3- (7p+ vs 6e-) así que el ión N3-

será el de mayor tamaño.

Especies isoelectrónicas

8

Para la segunda pareja es requerido determinar la configuración electrónica en elcaso de cationes.

Cuando se trata de cationes, la configuración electrónica se obtiene aplicando lossiguientes criterios:

• Construye la configuración electrónica de la especie neutra.

• Retira los electrones empezando con aquellos situados en el orbital quetiene el valor más grande en el número cuántico principal, n.

Radio iónico

• De existir varios orbitales con el mismo valor en el número cuánticoprincipal, n, retira el electrón del orbital con el mayor valor en el númerocuántico acimutal, l.

Siguiendo los criterios anteriores, Mg2+ y Ca2+ son metales de la segundafamilia, en donde el último electrón del ion Ca2+ se encuentran en un orbital conn = 3, mientras que el Mg2+ está en un nivel n = 2, por lo tanto, el ión Ca2+ seráde mayor tamaño.

Para el tercer caso tenemos al mismo elemento, sin embargo, el ion Fe2+ tiene unelectrón de más comparado con ion Fe3+ causando una mayor fuerza eléctricaelectrón-electrón, entonces el Fe2+ es más grande.

Distancia respecto al núcleo →9

Se define como la energía necesaria para quitar un mol de electrones de un molde aniones en estado gaseoso:

CUIDADO. En varios libros también la encontrarán definida como la energíaliberada cuando un electrón se adiciona a la capa de valencia de un átomo:

Sin embargo, esta definición genera signos opuestos a los de los valores deafinidad electrónica, AE, reportados.

Afinidad electrónica

Para analizar esta tendencia, se tomarán en cuenta los elementos del primerperiodo, con la configuración electrónica del átomo neutro y del anión.

- Periodo 1:

1H: 1s1 ↑ → 1H- : 1s2 ↑↓

2He: 1s2 ↑↓ → 2He- : no existe

El He no tendrá afinidad electrónica, porque es imposible formar el anión He-

debido a que He tiene lleno su único orbital (no podemos formar unaconfiguración 1s3, ni tiene orbitales p que pueda llenar).

10

El mismo análisis se puede realizar para los elementos del segundo periodo:

3Li: 1s22s1 → 3Li- : 1s22s2 ↑↓

4Be: 1s22s2 → 4Be- : no existe

5B: 1s22s22p1 → 5B- : 1s22s22p2 ↑ ↑

6C: 1s22s22p2 → 6C- : 1s22s22p3 ↑ ↑ ↑

7N: 1s22s22p3 → 7N- : 1s22s22p4 ↑↓ ↑ ↑

8O: 1s22s22p4 → 8O- : 1s22s22p5 ↑↓ ↑↓ ↑

F: 1s22s22p5 → F- : 1s22s22p6 ↑↓ ↑↓ ↑↓

Orbitales 2p

Orbital 2s

Afinidad electrónica

9F: 1s22s22p5 → 9F- : 1s22s22p6 ↑↓ ↑↓ ↑↓

10Ne: 1s22s22p6 → 10Ne- : no existe

Gráfica de los valores de la 1° afinidad electrónica

H He Li Be B C N O F Ne

11

Con el Be y el Ne ocurre lo mismo que con el He, sus aniones no existen debido aque las configuraciones electrónicas de sus elementos neutros están completas.

Para el caso del F, observamos la energía más alta debido a que su aniónadquiere un estado de superintercambio (todos los electronesapareados), haciéndolo muy estable, llevándonos a que retirarle un electrón alfluoruro, F- , sea un proceso que requiera de más energía.

El N- muestra una disminución abrupta que se sale de la tendenciacreciente, esto se puede explicar observando la configuración electrónica elnitruro N-:

Afinidad electrónica

nitruro N-:

Gráfica de los valores de la 1° afinidad electrónica

H He Li Be B C N O F Ne

1s22s22p4 → ↑ ↓ ↑ ↑2px 2pz 2py

El electrón β experimenta una repulsiónelectrónica con respecto al electrón a, por lotanto, se requerirá una menor energía paraseparar este electrón.

Por otra parte, el nitrógeno tiene un estado deinteracción interelectrónica (electrones a en susúltimos orbitales) que es un estado másestable, lo cual favorece la pérdida del electrón β. 12

- Periodo 2: la tendencia esperada para las segundas y terceras afinidades eselectrónicas es la siguiente:

2° afinidad electrónica 3° afinidad electrónica

3Li- : 1s22s2 → 3Li2- : no existe

4Be- : no existe

5B- : 1s22s22p2 → 5B2- : 1s22s22p3 → 5B3- : 1s22s22p4

6C- : 1s22s22p3 → 6C2- : 1s22s22p4 → 6C3- : 1s22s22p5

N- : 1s22s22p4 → N2- : 1s22s22p5 → N3- : 1s22s22p6

Afinidad electrónica

7N- : 1s22s22p4 → 7N2- : 1s22s22p5 → 7N3- : 1s22s22p6

8O- : 1s22s22p5 → 8O2- : 1s22s22p6 → 8O3- : no existe

9F- : 1s22s22p6 → 9F2- : no existe

10Ne- : no existe

Li Be B C N O F Ne

1° AE 2° AE 3° AE

Tendencias hipotéticas de la 2° y 3° afinidad electrónica de

los elementos del segundo periodo

13

A continuación realizaremos una análisis general de las tendencias observadas.

• La anomalía observada entre el periodo 2 y 3 es debido a que para loselementos del segundo periodo existe una mayor fuerza eléctrica entre loselectrones del último nivel de energía, porque son elementos más compactosque los del tercer periodo.

• La familia 15 o 5A también muestra una anomalía ya que sus valores sonlos más pequeños si se comparan con los elementos de las familias 14 o 16.Esto es debido a que los aniones tienen una configuración electrónica finalde np4 que es un estado menos estable que el estado asociado con los

a

Afinidad electrónica

átomos neutros np3 (3 electrones a en su último bloque de orbitales).

• La gran afinidad electrónica de la familia 17, familia de loshalógenos, puede ser atribuida a que sus aniones alcanzan un estado desuperintercambio, electrones apareados en su último nivel de energía.

Finalmente, debes tener en mente que, debido a la configuración electrónica delos átomos neutros, no se pueden formar los aniones en:

- Elementos de la familia 18, “gases nobles”.

- Elementos de la familia 2, “familia de alcalinotérreos”.

14

Ejercicio 2.Diga cual de los siguientes elementos tiene mayor afinidad electrónica. ¿Li o Cs?¿Li o F? ¿Cs o F? ¿F o Cl?

Para poder resolver este ejercicio es necesaria la configuración electrónica delanión de cada átomo.

• En caso de Li- y Cs- la configuración electrónica será:

Afinidad electrónica

3Li- : 1s22s2

Ambos son elementos de la misma familia pero Li- es más pequeño que Cs- por lotanto sus electrones están más cercanos al núcleo, causando que sea más difícilsustraer el último electrón, por lo tanto, la afinidad electrónica será mayor en Li-

que en Cs-, Li > Cs.

55Cs- : 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s2

15

• En caso de Li- y F- la configuración electrónica es:

El F- tiene completo su último nivel de energía (estado de superintercambio) locual le dará más estabilidad, entonces será más difícil retirarle uno de suselectrones, por lo tanto, la afinidad electrónica: F > Li.

• En el caso de F- y Cs- la configuración electrónica es:

Afinidad electrónica

3Li- : 1s22s2 ↑↓2s

9F- : 1s22s22p6 ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓2s 2px 2pz 2py

• En el caso de F- y Cs- la configuración electrónica es:

El Cs- es una de las especies de mayor tamaño mientras que F- es mucho menor.Esto se puede intuir si se observa que en Cs- el último electrón está en un orbitalcon n = 6, mientras que el último electrón de F- está en n = 2. Esto nos indicaque los electrones de F- estarán más cercanos al núcleo y mucho menosapantallados que los del Cs-, por lo tanto, la afinidad electrónica: F > Cs.

9F- : 1s22s22p6

55Cs- : 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s2

16

• En el caso de F- y Cl- la configuración electrónica es:

Los aniones son de la misma familia, pero en esta pareja se presenta la anomalíaobservada entre el segundo y tercer periodo ya que a pesar de que F- es unelemento con mayor Z* que Cl-, en él existe una mayor fuerza eléctrica entreelectrones debido a su menor tamaño, facilitando la expulsión de alguno de sus

Afinidad electrónica

9F- : 1s22s22p6

17Cl- : 1s22s22p63s23p6

electrones debido a su menor tamaño, facilitando la expulsión de alguno de suselectrones, por lo tanto, en afinidad electrónica, Cl > F.

17

Energía de ionizaciónEs la energía necesaria para retirar un mol de electrones de un mol de átomos enestado gaseoso:

A(g) → A+(g) + 1e– DE = EI

Las energías de ionización (EI) siempre son positivas (endotérmicas), es decir quees más estable la especie neutra que la catiónica. La magnitud de la EI es unamedida escalar que representa qué tan “fuertemente” se encuentra “unido” unelectrón del último nivel de energía al átomo.

Para explicar esta tendencia, utilizaremos una gráfica de los valores de laPara explicar esta tendencia, utilizaremos una gráfica de los valores de laprimera EI para los primeros diez elementos.

0

0.5

1

1.5

2

2.5

H He Li Be B C N O F Ne

En

ergí

a d

e io

niz

aci

ón(M

J /

mol

)

18

Para explicar el aumento entre la EI del hidrógeno y del helio vamos a desarrollarsus configuraciones electrónicas:

El He tiene un electrón más que el H, el cual está escasamente apantallado porel otro electrón situado en el orbital 1s, a su vez, el He tiene un protón más, porlo tanto, un electrón de He que se ioniza se enfrenta a una fuerza eléctricanúcleo-electrón casi dos veces mayor a la que experimenta el electrón del H.

El comparar Li con H nos da un indicio de la tendencia observada en una

1H: 1s1 ↑

2He: 1s2 ↑↓

Energía de ionización

El comparar Li con H nos da un indicio de la tendencia observada en unafamilia: al aumentar el número cuántico principal, n, la EI disminuye.

Esto es debido al incremento del radio atómico, lo cual ocasiona unadisminución en la fuerza eléctrica entre el núcleo y el último electrón.

1H: 1s1

3Li: 1s22s1

11Na: 1s22s22p63s1

19K: 1s22s22p63s23p64s1

37Rb: 1s22s22p63s23p64s23d104p65s1

55Cs: 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s119

0.35

0.4

0.45

0.5

0.55

Li Na K Rb Cs

En

ergí

a d

e io

niz

aci

ón(M

J /

mol

)

Analizando el segundo periodo de la tabla periódica, podemos observar que através de un periodo la EI aumenta debido al incremento de la carga nuclearefectiva, Z*, que causa que el último electrón experimente una mayor fuerzaeléctrica ocasionada por el núcleo, dificultando su sustracción.

Z*Li = 1.3Z*Be = 1.95Z*B = 2.6Z*C = 3.25Z*N = 3.90Z*O = 4.55Z*F = 5.20

Valor de la carga nuclear efectiva para el electrón

situado en el grupo (2s2p)

Energía de ionización

1

1.5

2

En

ergí

a d

e io

niz

aci

ón(M

J /

mol

)

Sin embargo, podemos notar algunas anomalías en la tendencia. A simple vistase observan disminuciones en los valores del boro y el oxígeno, aunque larealidad es diferente, los que se salen de la tendencia aumentando sus energíasson berilio y nitrógeno; para explicar estos incrementos en la EI desarrollemoslas configuraciones electrónicas de ambos elementos:

4Be: 1s22s2 ↑↓2s

7N: 1s22s22p3 ↑ ↑ ↑2px 2pz 2py

Z*F = 5.20Z*Ne = 5.85

grupo (2s2p)

20

0.5

Li Be B C N O F NeEn

ergí

a d

e io

niz

aci

ón

El Be tiene una configuración 1s22s2, es más difícil remover electrones del orbital2s que del orbital 2p del B, ya que los orbitales s son más penetrantes al núcleoque los p. Además, el Be tiene un estado de superintercambio (todos loselectrones están apareados) que lo hace un átomo estable.

Para el N, tenemos un estado de interacción interelectrónica (sus últimosorbitales tienen 3 electrones a) que estabiliza al sistema, lo cual dificulta laextracción de alguno de estos electrones.

Los valores de EI para los elementos representativos se muestran a continuación:

Energía de ionización

Mayor número cuántico nmenor EI

Mayor Z*, mayor fuerza eléctrica núcleo-electrón, mayor EI

21

Algunas características observadas en los datos de la tabla anterior son:

• Los gases nobles (familia 18) tienen los valores más altos de EI en la tablaperiódica, esto se debe a que su configuración electrónica muestra unestado de superintercambio, así que difícilmente perderán un electrón. Espor esto que los gases nobles son muy estables y casi no reaccionan.

• En contraste, los metales alcalinos (familia 1) tienen los valores de EImás pequeños, debido al gran apantallamiento que sufren sus electronessolitarios en los orbitales s. Gracias a esto, podemos entender la altareactividad de estos metales.

Energía de ionización

reactividad de estos metales.

• Los metales alcalinotérreos (familia 2) tienen valores de EI más altos quelos de la familia 1 debido la Z* aumenta de una familia a otra y sus doselectrones de valencia (ns2) se apantallan débilmente entre sí. Tambiéntienen valores más altos que la familia 3, debido a la mayorpenetrabilidad de los orbitales s con respecto a los p.

• Las bajas EI de las tres primeras familias justifica el porqué tienden aformar cationes.

22

Es importante analizar con especial cuidado el caso de la familia 15 ya que elefecto de interacción interelectrónica únicamente se presenta cuando los átomosson “pequeños”.

La interacción interelectrónica es un estado que estabiliza al átomo y se presentacuando existe máxima multiplicidad de espín, ocasionando que los electrones a

Energía de ionización

La primer columna corresponde con la familia 15 (familia de N) y la segunda columna corresponde con

la familia 16 (familia de O).

cuando existe máxima multiplicidad de espín, ocasionando que los electrones ase acoplen magnéticamente entre ellos, dificultando la extracción de estos. Sinembargo, esta interacción disminuye fuertemente al incrementar el tamaño deun átomo, al grado, de que puede desaparecer.

En todos los elementos de la familia 15 se tienen tres electrones a en el últimogrupo de orbitales np3 y obsérvese que la EI de N es mayor a O pero esta“diferencia” se atenúa para el par P/S y sigue disminuyendo para el parAs/Se, pero para los pares Sb/Te y Bi/Po ya no se observa talcontribución, respetándose que los elementos de la familia 16 tienen mayor EIdebido a la carga nuclear efectiva.

23

Ejercicio 1.Ordena los elementos K, Ca, Cs y Be en orden creciente de su primera EI.

Para resolver este ejercicio desarrollaremos las configuraciones electrónicas decada átomo:

19K: 1s22s22p63s23p64s1

20Ca: 1s22s22p63s23p64s2

55Cs: 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s1

4Be: 1s22s2

Energía de ionización

Los cuatro elementos se encuentran en las familias 1 y 2, por lo tanto, todostendrán EI baja; sin embargo, de entre los cuatro el Cs se encuentra en el mayornivel de energía (n = 6) y es el que se encuentra lo más alejado delnúcleo, favoreciendo así la pérdida de su último electrón.

Siguiendo la lógica anterior, los siguientes elementos en orden creciente de EIserían Ca y K pero al estar en el mismo periodo, por efecto de carga nuclearefectiva, la EI será mayor para Ca que para K.

Por lo que el orden de la primera EI sería: Cs < K < Ca < Be.

24

Energía de ionizaciónUna vez que el primer electrón fue sustraído, se puede extraer un segundoelectrón. Este proceso correspondería con la segunda energía deionización, EI2, que estaría definida por la reacción

A+ (g) → A2+(g) + 1e– DE = EI = EA2+ – EA

+

Y así sucesivamente se pueden definir las subsiguientes energías de ionizaciónEI3, EI4… EIN.

Al extraer un electrón del átomo neutro aumentará la fuerza eléctrica entre el“nuevo” último electrón y el núcleo debido al incremento de la carga nuclearefectiva, por efecto de la disminución en la constante de apantallamiento. Es porefectiva, por efecto de la disminución en la constante de apantallamiento. Es poresto que las energía de ionización sucesivas serán crecientes:

EI1 < EI2 < EI3 < EI4 < … < EIN

Esta tendencia se puede ejemplificar con las EI de Li: EI1 = 0.520 MJ/mol, EI2 =7.298 MJ/mol y EI3 = 11.815 MJ/mol. Cabe resaltar que el segundo electrón seencuentra en el orbital 1s, que al estar más cercano al núcleo que el2s, requerirá de casi diez veces más energía para ser sustraído. Para el caso deltercer electrón, este ya no sufre ningún tipo de apantallamiento ni repulsionespor electrones, por lo que requerirá de mayor energía para ser extraído.

25

Con la finalidad de ejemplificar la variación entre la primera, segunda y terceraenergía de ionización, se muestran los valores experimentales, en MJ/mol, y latendencia gráfica para los elementos del segundo periodo:

1° EI 2° EI 3° EI

Li 0.520 7.298 11.815

Be 0.899 1.757 14.849

B 0.801 2.427 3.660

Energía de ionización

B 0.801 2.427 3.660

C 1.086 2.352 4.621

N 1.402 2.856 4.578

O 1.314 3.388 5.300

F 1.681 3.374 6.050

Ne 2.081 3.952 6.122

Li Be B C N O F Ne

1° EI 2° EI 3° EI26

1) Ordenar las siguientes especies en orden creciente de su radio iónico:Na+, Mg2+,Cl- . No olvides justificar con el concepto carga nuclear efectiva.

2) Ordenar los siguientes elementos en orden creciente de su afinidadelectrónica: Br, P, S, Na y Sr. No olvides desarrollar la configuraciónelectrónica para los aniones correspondientes.

3) Ordenar de menor a mayor el radio iónico de las siguientes especies:Na+, Mg2+, A13+ y P5+.

Ejercicio para resolver.

4) Justifica mediante el valor de la carga nuclear efectiva que en los elementosdel primer periodo de transición los primeros electrones en ser retirados sonlos del orbital 4s y no los del 3d.

5) Explicar por qué los metales alcalinos tienen menor energía de ionización quelos metales alcalinotérreos.

6) Determina cuál de los siguientes elementos: K, Zn, O y Br, formará el aniónmás grande y cuál generará el catión más grande.

7) Empleando el concepto de carga nuclear efectiva, predice cuál de lossiguientes cationes será menor: Fe2+, Mn2+, Co2+, Cr2+.

27