REPUBLICA BOLIVARIANA DE VENEZUELA MINISTERIO DEL PODER POPULAR PARA LA DEFENSA

UNIVERSIDAD NACIONAL EXPERIMENTAL POLITECNICA DE LA FUERZA ARMADA NACIONAL

UNEFA NUCLEO PORTUGUESA

SEDE GUANARE

BACHILLER: Stephanie Rodríguez

C.I V-25.851.708

Ingeniería de Sistemas 2do Semestre

Sección “A”

PROF: Fairy Jimenez

Guanare, Octubre de 2015

PERIODICIDAD QUIMICA

La determinación de las propiedades y la clasificación de los elementos ha sido uno de los logros más importantes de la Química. Es posible ordenar los elementos químicos, en un arreglo razonablemente sistemático, que aunque no ideal, es extremadamente útil. Esta representación se conoce como “Tabla Periódica”, en cualquiera de las muchas variaciones en las que ha sido propuesta. Su función es servir como una estructura, soporte o esquema de organización, para la amplia información química.

Cualquier estructura satisfactoria para un grupo de hechos, deberá ser construida sobre una base bien sólida. Así, la base para la tabla periódica, es la “Ley Periódica”, la cual, en su versión moderna establece que “las propiedades de los elementos químicos son función periódica de su número atómico”. Todas las formas de la tabla periódica son, necesariamente, solo intentos arbitrarios y artificiales de representar esta ley, de la manera más adecuada posible. Pero la Ley Periódica tiene asimismo, su propia base fundamental, la cual necesita ser entendida al detalle, a fin de que la tabla periódica pueda tener la máxima efectividad.

Actualmente se conoce que cada elemento posee una “configuración electrónica” dada, en su estado fundamental, y que los elementos con configuraciones electrónicas externas similares, se comportan de manera parecida en muchos aspectos. Podría creerse, según esto, que la clasificación periódica de los elementos es simplemente una consecuencia de las investigaciones sobre la estructura atómica, y que es solo un modo conveniente de expresar los resultados de las mismas. Sin embargo, no es así, ya que el desarrollo de la clasificación periódica precedió a los estudios que establecieron la teoría atómica moderna. De hecho, las clasificaciones periódicas conseguidas como resultado de las observaciones meticulosas de las propiedades de los elementos y de sus compuestos, constituyeron las bases fundamentales para el establecimiento de la teoría atómica moderna, y no al contrario.

La forma original en que se construyó la tabla periódica en el siglo XIX se basó en cambio, en el conocimiento que tenían los químicos de ese tiempo acerca de los pesos atómicos, ya que solo poseían una vaga idea de los átomos y de las moléculas y no conocían la existencia de los protones y electrones. Para ese entonces, ya se habían hecho mediciones exactas de los pesos atómicos de muchos elementos, y ordenarlos de acuerdo con sus pesos atómicos parecía lógico a aquellos químicos, que sentían que el comportamiento químico debía estar de alguna manera relacionado con esta propiedad.

Clasificaciones Periódicas Iniciales

En base a la información de las propiedades químicas en común los científicos ven la necesidad de clasificar los elementos de alguna manera que permitiera su estudio más sistematizado. Para ello se tomaron como base las similitudes químicas y físicas de los elementos.

Algunos de los científicos que consolidaron la actual ley periódica son:

1. Johann W. Dobeneiner: Hace su clasificación en grupos de tres elementos con propiedades químicas similares, llamadas triadas.

2. John Newlands: Organiza los elementos en grupos de ocho u octavas, en orden ascendente de sus pesos atómicos y encuentra que cada octavo elemento existía repetición o similitud entre las propiedades químicas de algunos de ellos.

3. Dimitri Mendeleiev y Lothar Meyer: Clasifican lo elementos en orden ascendente de los pesos atómicos. Estos se distribuyen en ocho grupos, de tal manera que aquellos de propiedades similares quedaban ubicados en el mismo grupo.

Tabla Periódica Actual

En 1913 Henry Moseley basándose en experimentos con rayos x determinó los números atómicos de los elementos y con estos creó una nueva organización para los elementos.

Ley periódica: → "Las propiedades químicas de los elementos son función periódica de sus números atómicos”.

Lo que significa que cuando se ordenan los elementos por sus números atómicos en forma ascendente, aparecen grupos de ellos con propiedades químicas similares y propiedades físicas que varían periódicamente.

Organización de la Tabla Periódica

1. Los elementos están distribuidos en filas (horizontales) denominadas períodos y se enumeran del 1 al 7 con números arábigos.

2. Los elementos de propiedades similares están reunidos en columnas (verticales), que se denominan grupos o familias, los cuales están identificados con números romanos y distinguidos como grupos A y grupos B.

3. Los elementos de los grupos A se conocen como elementos representativos y los de los grupos B como elementos de transición.

4. Los elementos de transición interna o tierras raras se colocan aparte en la tabla periódica en dos grupos de 14 elementos, llamadas series lantánida y actínida.

5. La tabla periódica permite clasificar a los elementos en metales, no metales y gases nobles.

6. Una línea diagonal quebrada ubica al lado izquierdo a los metales (son buenos conductores del calor y la electricidad, son maleables y dúctiles, tienen brillo característico) y al lado derecho a los no metales (pobres conductores del calor y la electricidad, no poseen brillo, no son maleables ni dúctiles y son frágiles en estado sólido).

7. Aquellos elementos que se encuentran cerca de la diagonal presentan propiedades de metales y no metales; reciben el nombre de metaloides (poseen propiedades intermedias entre Metales y No Metales).

NIVELES DE ENERGIA

Si repasamos o recordamos los diferentes modelos atómicos veremos que en esencia un átomo es parecido a un sistema planetario. El núcleo sería la estrella y los electrones serían los planetas que la circundan, girando eso sí (los electrones) en órbitas absolutamente no definidas, tanto que no se puede determinar ni el tiempo ni el lugar para ubicar un electrón (Principio de Incertidumbre de Heisenberg).

Los electrones tienen, al girar, distintos niveles de energía según la órbita (en el átomo se llama capa o nivel) que ocupen, más cercana o más lejana del núcleo. Entre más alejada del núcleo, mayor  nivel de energía en la órbita, por la tendencia a intercambiar o ceder electrones desde las capas más alejadas. Entendido el tema de las capas, y sabiendo que cada una de ellas representa un nivel de energía en el átomo, diremos que:

1. Existen 7 niveles de energía o capas donde pueden situarse los electrones para girar alrededor del núcleo, numerados del 1, el más interno o más cercano al núcleo (el que tiene menor nivel de energía), al 7, el más externo o más alejado del núcleo (el que tiene mayor nivel de energía). Estos niveles de energía corresponden al número cuántico principal (n) y además de numerarlos de 1 a 7, también se usan letras para denominarlos, partiendo con la K.  Así:   K =1, L = 2, M = 3, N = 4, O = 5, P = 6, Q = 7.

2. A su vez, cada nivel de energía o capa tiene sus electrones repartidos en distintos subniveles, que pueden ser de cuatro tipos: s, p, d, f.

Ilustración para los niveles y subniveles de energía electrónica en el átomo

Para determinar la configuración electrónica de un elemento sólo hay que saber cuantos electrones debemos acomodar y distribuir en los subniveles empezando con los de menor energía e ir llenando hasta que todos los electrones estén ubicados donde les corresponde. Recordemos que partiendo desde el subnivel s, hacia p, d o f se aumenta el nivel de energía.

3. En cada subnivel hay un número determinado de orbitales que pueden contener, como máximo, 2 electrones cada uno. Así, hay 1 orbital tipo s, 3 orbitales p, 5 orbitales d y 7 del tipo f.

De esta forma el número máximo de electrones que admite cada subnivel es: 2 en el s; 6 en el p (2 electrones x 3 orbitales); 10 en el d (2 x 5); 14 en el f (2 x 7).

La distribución de niveles, subniveles, orbitales y número de electrones posibles en ellos se resume, para las 4 primera capas, en la siguiente tabla:

Niveles de energía o capa (n)

1 (K) 2 (L) 3 (M) 4 (N)

Tipo de subniveles s s   p s   p   d s   p   d   f

Número de orbitales en cada subnivel

1 1   3 1   3   5 1   3   5   7

Denominación de los orbitales

1s 2s   2p 3s   3p   3d 4s   4p   4d   4f

Número máximo de electrones en los orbitales

2 2   -   6 2   -   6   -   10

2   -   6   -   10   -   14

Número máximo de electrones por nivel de energía o capa

2 8 18 32

Insistiendo en el concepto inicial, repetimos que la configuración electrónica de un átomo es la distribución de sus electrones en los distintos niveles, subniveles  y orbitales. Los electrones se van situando en los diferentes niveles y subniveles por orden de energía creciente (partiendo desde el más cercano al núcleo) hasta completarlos.

Recordemos que alrededor del núcleo puede haber un máximo de siete capas atómicas o niveles de energía donde giran los electrones, y cada capa tiene un número limitado de ellos.

La forma en que se completan los niveles, subniveles y orbitales está dada por la secuencia que se grafica en el esquema conocido como regla de las diagonales:

Es importante saber cuantos electrones existen en el nivel más externo de un átomo pues son los que intervienen en los enlaces con otros átomos para formar compuestos.

Regla de las diagonales

Sirve para determinar el mapa de configuración electrónica (o periódica) de un elemento. En otras palabras, la secuencia de ocupación de los orbitales atómicos la podemos graficar usando la regla de la diagonal, para ello debemos seguir la flecha roja del esquema de la derecha, comenzando en 1s; siguiendo la flecha podremos ir completando los orbitales con los electrones en forma correcta.

En una configuración estándar, y de acuerdo a la secuencia seguida en el grafico de las diagonales, el orden de construcción para la configuración electrónica (para cualquier elemento) es el siguiente:

1s2    2s2    2p6    3s2    3p6    4s2    3d10    4p6    5s2    4d10    5p6    6s2    4f14    5d10    6p6    7s2    5f14    6d10    7p6

Los valores que se encuentran como superíndices indican la cantidad máxima de electrones que puede haber en cada subnivel (colocando sólo dos en cada orbital de los subniveles).

La Tabla Periódica, punto de partida

En la tabla periódica, entre los datos que encontramos de cada uno de los elementos se hallan el Número atómico y la Estructura electrónica o Distribución de electrones en niveles.

El Número atómico nos indica la cantidad de electrones y de protones que tiene un elemento.

La Estructura electrónica o Distribución de electrones en niveles indica cómo se distribuyen los electrones en los distintos niveles de energía de un átomo (lo que vimos más arriba con la regla de las diagonales).

Pero, si no tengo la tabla periódica para saber cuantos electrones tengo en cada nivel, ¿cómo puedo hacer para averiguarlo?

Ya vimos que la regla de las diagonales ofrece un medio sencillo para realizar dicho cálculo.

Para escribir la configuración electrónica de un átomo es necesario:

Saber el número de electrones que tiene el átomo; para ello basta conocer el número atómico (Z) del átomo en la tabla periódica. Recuerda que el número de electrones en un átomo neutro es igual al número atómico (Z).

Ubicar los electrones en cada uno de los niveles de energía, comenzando desde el nivel más cercano al núcleo (nivel 1).Respetar la capacidad máxima de cada subnivel (s = 2e-, p = 6e-, d = 10e- y f = 14e-).

Supongamos que tenemos que averiguar la Distribución electrónica en el elemento sodio, que como su número atómico indica tiene 11 electrones, los pasos son muy sencillos: debemos seguir las diagonales, como se representan más arriba.

El sodio en la tabla.

En el ejemplo del sodio sería: 1s2, como siguiendo la diagonal no tengo nada busco la siguiente diagonal y tengo 2s2, como siguiendo la diagonal no tengo nada busco la siguiente diagonal y tengo 2p6, siguiendo la diagonal tengo 3s2.

Siempre debo ir sumando los superíndices, que me indican la cantidad de electrones. Si sumo los superíndices del ejemplo, obtengo 12, quiere decir que tengo un electrón de más, ya que mi suma para ser correcta debe dar 11, por lo que al final debería corregir para que me quedara 3s1.

Por lo tanto, para el sodio (11 electrones), el resultado es: 1s2   2s2   2p6  3s1

Primer nivel: 2 electrones (los 2 en subnivel s, en un orbital); Segundo nivel: 8 electrones (2 en subnivel s, en un orbital, y 6 en subnivel p, con 2 en cada uno de sus 3 orbitales); tercer nivel: 1 electrón (ubicado en el subnivel s, en un orbital).; En la tabla periódica podemos leer, respecto al sodio: 2 - 8 - 1

Otros ejemplos:

CLORO: 17 electrones

1s2 2s2 2p6 3s2 3p5

1º nivel: 2 electrones2º nivel: 8 electrones3º nivel: 7 electronesEn la tabla periódica podemos leer: 2 - 8 – 7

MANGANESO: 25 electrones

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d5

1º nivel: 2 electrones2º nivel: 8 electrones3º nivel: 13 electrones4º nivel: 2 electronesEn la tabla periódica podemos leer: 2 - 8 - 13 – 2

 

El superíndice es el número de electrones de cada subnivel (recordando siempre que en cada orbital del subnivel caben solo dos electrones).

El Número máximo de electrones por nivel es 2(n)2 (donde n es la cantidad de subniveles que tiene cada nivel).

Ilustración simplificada de un átomo.

TABLA PERIÓDICA Y CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA

Aunque la tabla periódica se desarrolló originalmente basándose en la información sobre pesos atómicos y valencias, así como de las propiedades fisicoquímicas de los elementos, probablemente es más fácil entender su estructura, si se la enfoca relacionando las propiedades químicas de los elementos con la configuración electrónica de sus orbitales más exteriores. En la tabla periódica moderna, los elementos se encuentran ordenados en función de sus números atómicos crecientes, distribuidos en 18 columnas verticales denominadas “grupos” y en 7 filas horizontales llamadas “períodos”. A los grupos o familias e les ha asignado un número romano, seguido de una letra “A” para los elementos representativos, o “B” para los elementos de transición. Los períodos están numerados del 1 al 7, y se corresponden con los niveles energéticos (o números cuánticos principales) de los electrones en el último nivel. El primer período contiene 2 elementos (H y He) pero el segundo y tercer períodos contienen 8 elementos cada uno (de Li hasta Ne, y de Na hasta Ar). La cantidad de elementos presentes en cada período es tal, que los elementos con una configuración electrónica similar, quedan directamente abajo unos de otros. Para ilustrar este punto, considérense los elementos de los períodos 2 y 3. Se puede ver que todos los elementos del 3 al 10 difieren en sus estructuras externas; a partir del elemento 11 se empieza un nuevo período, en el cual los elementos tienen la misma configuración que los situados directamente encima de ellos (ns1 para el grupo IA, ns2 para el grupo IIA, etc.). Hay ocho elementos en cada una de estas filas o períodos, porque se necesitan ocho electrones para llenar totalmente los orbitales “s” y “p” correspondientes a un valor dado de n (esto es, ns2np6).

Localización de los Elementos

Las coordenadas de un elemento en la tabla se obtienen por su distribución electrónica: el último nivel de energía localiza el periodo y los electrones de valencia el grupo.

1. Elementos representativos (Grupos A): Están repartidos en ocho grupos y se caracterizan porque su distribución electrónica termina en s-p o p-s. El número del grupo resulta de sumar los electrones que hay en los subniveles s ó s y p del último nivel.

EJEMPLO: Localice en la tabla periódica el elemento con Z= 35.

a) La distribución electrónica correspondiente es: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5

b) La cual en forma ascendente es: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p5.

c) El último nivel de energía es el 4, por lo tanto el elemento debe estar localizado en el cuarto periodo.

d) El grupo se determina por la suma 2+5=7, correspondiente al número de electrones ubicados en el último nivel, lo cual indica que el elemento se encuentra en el grupo VII A.

Algunos grupos representativos reciben los siguientes nombres:

a) Grupo IA: Alcalinosb) Grupo IIA: Alcalinotérreosc) Grupo VIIA: Halógenosd) Grupo VIIIA: Gases nobles

2. Elementos de transición (Grupos B): Están repartidos en 10 grupos y son los elementos cuya distribución electrónica ordenada termina en d-s. El subnivel d pertenece al penúltimo nivel de energía y el subnivel s al último. El grupo está determinado por la suma de los electrones de los últimos subniveles d y s. Si la suma es 3, 4, 5,6 ó 7 el grupo es IIIB, IVB, VB, VIB, VIIB respectivamente. Si la suma es 8, 9 ó 10 el grupo es VIIIB primera, segunda o tercera columna respectivamente. Y si la suma es 11 ó 12 el grupo es IB y IIB respectivamente.

EJEMPLO: Localice en la tabla periódica el elemento con Z= 47.

a) La distribución electrónica correspondiente es: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d9,

b) La cual en forma ascendente es; 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d9 5s2.

c) El último nivel de energía es el 5, por lo tanto el elemento debe estar localizado en el quinto periodo.

d) El grupo se determina por la suma 9+2=11, lo cual indica que el elemento se encuentra en el grupo I B.

3. Elementos de tierras raras (Lantánidos y Actínidos): Están repartidos en 14 grupos y su configuración electrónica ordenada termina en f-s, f-d-s o d-s. Es de notar que la serie lantánida pertenece al periodo 6 y la actínida al periodo 7 de la tabla periódica.

PROPIEDADES PERIÓDICAS DE LOS ELEMENTOS

Como se ha visto, las configuraciones electrónicas de los elementos muestran una variación periódica al aumentar el número atómico. En consecuencia los elementos también presentan variaciones periódicas en cuanto a su comportamiento fisicoquímico. Son muchas las propiedades de los elementos que muestran periodicidad respecto a su número atómico, sin embargo algunas de ellas son más importantes que otras cuando se quiere explicar o predecir la conducta química de los elementos. Entre estas últimas podemos citar el radio atómico, la energía de ionización, la energía de afinidad electrónica, la electronegatividad, y el carácter metálico de los elementos.

Radio Atómico

En relación al radio atómico es conveniente establecer que, de acuerdo al modelo actual del átomo, este no tiene limites claramente definidos que determinen su tamaño. En general se piensa en el tamaño atómico, como el volumen que contiene el 90% de la totalidad de la densidad electrónica alrededor del núcleo. Así, en teoría, el radio atómico se puede definir como la distancia desde el centro del núcleo, hasta el borde externo del orbital (que contiene el 90% de densidad electrónica) de mayor número cuántico principal, de un átomo dado. Sin embargo, no se puede aislar un átomo solo y medir su radio, como se mide el radio de una esfera de material sólido. En consecuencia, el radio atómico se determina de manera indirecta, considerando su entorno inmediato y su interacción con los átomos circundantes. En la práctica, el radio atómico se puede definir como la mitad de la distancia entre los núcleos de dos átomos adyacentes, bien sea que estén involucrados en un enlace metálico o en un enlace covalente. En general, el valor del “radio metálico” es mayor que el valor del “radio covalente”, para un mismo átomo que pueda formar ambos tipos de enlace. La razón de esta diferencia radica en la naturaleza de los enlaces. Mientras que en un enlace metálico, los electrones están más o menos libres para desplazarse dentro del agregado metálico, en el caso del enlace covalente, los electrones están localizados únicamente entre los dos átomos involucrados en el enlace. Al recorrer de izquierda a derecha cualquier período de la tabla, el número de electrones internos de cada uno de los elementos en dicho período, se mantiene constante, en tanto que la carga del núcleo aumenta. Los electrones ubicados en los orbitales más externos, sienten entonces una mayor “carga nuclear efectiva”, siendo atraídos con mayor fuerza hacia el núcleo, lo que hace que el radio atómico disminuya. Al recorrer hacia abajo la tabla, a lo largo de un mismo grupo, la carga nuclear efectiva permanece relativamente constante, en tanto que el número cuántico principal se incrementa; en consecuencia, el tamaño del orbital respectivo es mayor, y por ende el radio atómico aumenta.

Radios Atómicos de los elementos representativos (picómetros)

Uno de los beneficios del conocimiento de las tendencias periódicas de los elementos, es que a través de ellas es posible predecir las características de los compuestos químicos que pueden formarse. Para ello se requiere, sin embargo, considerar tres conceptos que juegan un papel importante al determinar silos elementos formarán preferentemente compuestos iónicos o covalentes: la energía de ionización, la energía de afinidad electrónica y la electronegatividad.

Energía de Ionización:

La energía de ionización es la mínima energía requerida para quitar un electrón de un átomo gaseoso en su estado fundamental. La magnitud de la energía de ionización es una medida del esfuerzo necesario para que un átomo libere un electrón, y forme un ión positivo, o de cuan fuertemente está atraído un electrón por el núcleo en el átomo. A mayor energía de ionización, es más difícil quitar el electrón. Es posible, sin embargo, remover más de un electrón de la mayoría de los átomos. Para un átomo polielectrónico, la cantidad de energía requerida para quitar el “primer” electrón del átomo en su estado fundamental, viene representada por la ecuación:

M(g) → M(g)+ + e-

y se denomina “primera energía de ionización” (I1). Por convención, la energía absorbida por átomos (o iones) en el proceso de ionización, tiene un valor positivo. Así que las energías de ionización son todas cantidades positivas. La “segunda energía de ionización” (I2), es la energía requerida para la remoción de un segundo electrón:

M+(g) → M(g)+2 + e- Las energías de ionización sucesivas están definidas de una manera similar. Después que se ha quitado un electrón a un átomo neutro, se necesita mayor energía para sacar otro electrón del ión cargado positivamente, ya que la carga del núcleo permanece constante y atrae con más fuerza a los electrones restantes. Así, las energías de ionización siempre aumentan en el siguiente orden, para un átomo dado:

I1 < I2 < I3 < …. Este comportamiento de las energías de ionización sucesivas, fundamentan la idea de que solo los electrones más externos de los átomos pueden compartirse o transferirse, para dar lugar a los cambios químicos. Se necesita tanta energía para extraer a los electrones más internos, los cuales están tan firmemente unidos al núcleo, que difícilmente van a formar parte de un enlace o unión química. Como ya se ha dicho, la energía de ionización varía periódicamente con el número atómico. Así para un mismo período, si se toma en cuenta la primera energía de ionización, esta aumenta de izquierda a derecha. Los metales alcalinos

presentan la menor energía de ionización, mientras que los gases nobles presentan la mayor energía de ionización dentro de cada período. Esto puede ser explicado en base al hecho, de que al avanzar a lo largo de un período, los electrones más externos se encuentran más fuertemente unidos al núcleo, ya que se incrementa la carga nuclear efectiva de los átomos. Hay algunas excepciones a esta tendencia general: Al ir del grupo IIA al IIIA (por ejemplo del Be al B, y del Mg al Al) disminuye la energía de ionización, debido a que se necesita menos energía para remover el único electrón situado en el orbital “p” de los átomos del grupo IIIA, que para remover un electrón, de los dos apareados presentes en el orbital “s”, de los átomos del grupo IIA. Otra irregularidad ocurre entre los grupos VA y VIA (por ejemplo, del N al O, y del P al 5), ya que en los elementos del grupo VA (ns2np3) los electrones “p” están desapareados, cada uno en un orbital de un tipo diferente (px, py, pz), mientras que en el grupo VIA (ns2np4) el electrón adicional, debe aparearse con uno de los tres electrones “p” ya citados. La proximidad entre los dos electrones apareados en el mismo orbital, provoca una gran repulsión electrostática, lo cual facilita la ionización de un átomo de un elemento del grupo VIA, aún cuando su carga nuclear aumenta en una unidad. Por esto, las energías de ionización de los elementos del grupo VíA son menores que las del grupo VA del mismo período. Verticalmente, la energía de ionización disminuye cuando se avanza de arriba hacia abajo, a lo largo de un mismo grupo. Esto se debe a que aunque la carga nuclear efectiva aumenta, también aumenta el radio atómico, pero este lo hace en una proporción tal, que cada vez es menor la atracción del núcleo sobre el electrón más externo, de tal manera que se hace más fácil extraer los electrones al ir de un elemento al otro al descender en un mismo grupo. cada uno en un orbital de un tipo diferente (px, py, pz), mientras que en el grupo VIA (ns2np4) el electrón adicional, debe aparearse con uno de los tres electrones “p” ya citados. La proximidad entre los dos electrones apareados en el mismo orbital, provoca una gran repulsión electrostática, lo cual facilita la ionización de un átomo de un elemento del grupo VIA, aún cuando su carga nuclear aumenta en una unidad. Por esto, las energías de ionización de los elementos del grupo VíA son menores que las del grupo VA del mismo período.

Energía de Afinidad Electrónica

Los átomos no solo pierden electrones para formar iones con carga positiva, sino que también pueden ganar electrones para formar iones con carga negativa. El cambio de energía que ocurre cuando un electrón se adiciona a un átomo gaseoso o a un ion se llama “energía de afinidad electrónica” (AE). El proceso para un átomo gaseoso neutro se puede representar como:

M(g) + e- → M(g)-

De acuerdo con la convención usada en termodinámica, se asigna un valor negativo a la energía de afinidad electrónica cuando se libera energía. Entre más negativa sea la energía de afinidad electrónica, mayor será la tendencia del átomo

a aceptar un electrón. Por otro lado, cuando el valor de la energía de afinidad electrónica es positivo, significa que es necesario forzar a los átomos correspondientes a aceptar dichos electrones.

M(g) + e- → M-(g) ΔH = - (exotérmica)M(g) + e- → M-(g) ΔH = +(endotérmica)

Por muchas razones, la variación de la energía de afinidad electrónica a lo largo de un período no es regular. La tendencia general, sin embargo, es que los valores aumenten (se hacen más negativos) de izquierda a derecha en cada período. Son excepciones notables los elementos de los grupos IIA, VA y VIIIA que tienen valores menos negativos (o más positivos) de lo que sugiere la tendencia. Esto se debe a que los orbitales “s” están llenos para los elementos del grupo IIA (Be, Mg, Ca Sr, Ba), en tanto que para los elementos del grupo VA (N, P, As, Sb, Bi) los orbitales “p” están semillenos, de modo que la inclusión de un electrón adicional en ellos requiere energía. El caso es similar para los gases nobles (grupo VIIIA: He, Ne, Ar, Xe, Rn) en donde tanto los orbitales “s” como los orbitales “p” están completamente llenos.