Tendencias periódicas: carga nuclear efectiva, tamaño y energía

Carga nuclear efectiva y apantallamiento

Un electrón externo no siente toda la carga nuclear Z. Los electrones más cercanos al núcleo la anulan en parte, y la atracción neta se describe con la carga nuclear efectiva, Zeff = Z − S, donde S es una constante de apantallamiento. Los electrones internos, de capas inferiores, apantallan bien. Los electrones de la misma capa apantallan mal, porque, en promedio, no están más cerca del núcleo que el electrón considerado.

Una estimación aproximada cuenta solo los electrones internos. El sodio (Z = 11) y el cloro (Z = 17) tienen ambos 10 electrones internos, así que el electrón 3s del sodio siente aproximadamente +1 y los electrones 3p del cloro aproximadamente +7. Las reglas de Slater lo refinan. Para un electrón de una subcapa ns o np, cada uno de los demás electrones de las mismas subcapas ns y np suma 0.35 a S (0.30 dentro de la 1s), cada electrón de la capa n − 1 suma 0.85 y cada electrón de capas más profundas suma 1.00.

Ejemplo resuelto 1. Para el electrón 3s del sodio, S = 8(0.85) + 2(1.00) = 8.80, así que Zeff = 11 − 8.80 = 2.20. Para uno de los electrones 3p del cloro, S = 6(0.35) + 8(0.85) + 2(1.00) = 10.90, así que Zeff = 17 − 10.90 = 6.10. A lo largo del periodo 3, cada protón añadido solo se compensa en parte por el electrón añadido en la misma capa, de modo que Zeff aumenta de izquierda a derecha mientras n se mantiene en 3.

Radio atómico e iones isoelectrónicos

El radio atómico disminuye a lo largo de un periodo porque Zeff aumenta mientras los electrones externos permanecen en la misma capa, de modo que son atraídos más cerca. Aumenta al bajar en un grupo porque cada periodo añade una capa, lo que sitúa los electrones externos más lejos, mientras que Zeff cambia comparativamente poco. Los átomos más grandes están en la parte inferior izquierda de la tabla y los más pequeños en la superior derecha.

Un catión es más pequeño que su átomo de origen: perder electrones reduce la repulsión y, en los cationes de los grupos principales, suele vaciar la capa externa. Un anión es más grande que su átomo de origen, porque el electrón añadido aumenta la repulsión mientras que la carga nuclear sigue siendo la misma.

Ejemplo resuelto 2. Ordena N³⁻, O²⁻, F⁻, Na⁺, Mg²⁺ y Al³⁺ por radio. Cuenta primero los electrones: 7 + 3, 8 + 2, 9 + 1, 11 − 1, 12 − 2 y 13 − 3 son todos iguales a 10, de modo que todos los iones tienen la configuración del neón 1s² 2s² 2p⁶. Con el mismo número de electrones, la única diferencia es la carga nuclear, que va de 7 a 13. Más protones atraen con más fuerza la misma nube electrónica, así que el orden es N³⁻ > O²⁻ > F⁻ > Na⁺ > Mg²⁺ > Al³⁺.

Primera energía de ionización y sus excepciones por subcapas

La primera energía de ionización es la energía necesaria para arrancar el electrón más débilmente retenido de un átomo gaseoso: X(g) → X⁺(g) + e⁻. En general aumenta a lo largo de un periodo, a medida que Zeff crece y el radio se reduce, y disminuye al bajar en un grupo. El NIST indica las energías de ionización en electronvoltios por átomo; multiplicarlas por 96.485 kJ/mol por eV las convierte a unidades molares.

Convertidos a partir de la NIST Atomic Spectra Database, los valores del periodo 2 son Li 520.2, Be 899.5, B 800.6, C 1086.5, N 1402.3, O 1313.9, F 1681.0 y Ne 2080.7 kJ/mol. Dos pasos van en sentido contrario. El boro está por debajo del berilio porque su electrón más externo está en la 2p, que tiene más energía y está parcialmente apantallado por el par 2s. El oxígeno está por debajo del nitrógeno porque su cuarto electrón 2p debe aparearse en un orbital ya ocupado, y la repulsión adicional facilita su extracción.

Las mismas dos caídas aparecen en el periodo 3: el aluminio (577.5 kJ/mol) está por debajo del magnesio (737.7 kJ/mol), y el azufre (999.6 kJ/mol) está por debajo del fósforo (1011.8 kJ/mol). El patrón repetido muestra que se debe a la estructura de las subcapas y no a un elemento peculiar.

Energías de ionización sucesivas y electrones de valencia

Cada energía de ionización sucesiva es mayor que la anterior, porque cada electrón sale de un ion cada vez más positivo. La información útil es el tamaño de cada salto. Un aumento moderado significa que el siguiente electrón procede de la misma capa de valencia; un salto muy grande significa que debe proceder del núcleo interno, que está más cerca del núcleo atómico y mucho menos apantallado.

Ejemplo resuelto 3. El NIST da las tres primeras energías de ionización del magnesio como 7.646, 15.035 y 80.144 eV. Al convertir: 7.646 eV × 96.485 kJ/(mol·eV) = 737.7 kJ/mol; 15.035 × 96.485 = 1450.7 kJ/mol; 80.144 × 96.485 = 7732.7 kJ/mol. La razón IE₂/IE₁ es 1450.7 / 737.7 = 1.97, pero IE₃/IE₂ es 7732.7 / 1450.7 = 5.33. El gran salto tras el segundo electrón muestra que el magnesio tiene dos electrones de valencia, [Ne] 3s², y explica por qué forma Mg²⁺ pero no Mg³⁺ en la química ordinaria.

El sodio muestra el salto un paso antes. Su segunda energía de ionización, 4562.4 kJ/mol, es unas 9.2 veces la primera, 495.8 kJ/mol, porque el segundo electrón debe proceder del núcleo interno 2p.

Afinidad electrónica y electronegatividad

La afinidad electrónica describe el cambio de energía cuando un átomo gaseoso gana un electrón: X(g) + e⁻ → X⁻(g). Los convenios de signos difieren. Algunos libros de texto, entre ellos OpenStax, indican el cambio de energía, que es negativo cuando se libera energía; otros indican la energía liberada como un número positivo. Comprueba el convenio antes de comparar valores. Salvo los gases nobles, los átomos situados hacia la derecha de un periodo liberan la mayor cantidad de energía, porque su elevada Zeff atrae con fuerza al electrón entrante.

La afinidad electrónica es menos regular que la energía de ionización. El cloro libera más energía que el flúor, unos 349 kJ/mol frente a 328 kJ/mol, según los valores 3.613 y 3.401 eV del NIST Chemistry WebBook. El electrón añadido en la compacta subcapa 2p del flúor encuentra una repulsión mayor. El berilio, el nitrógeno y los gases nobles apenas tienden, o no tienden en absoluto, a formar aniones gaseosos estables, porque el electrón añadido entraría en una subcapa superior o se aparearía en una semillena.

La electronegatividad es la capacidad de un átomo de una molécula para atraer los electrones de un enlace. A diferencia de la energía de ionización, no se mide en un átomo aislado; se deriva de energías de enlace u otros datos, y la escala de Pauling es la más utilizada. El flúor es el más alto, con aproximadamente 4.0. La electronegatividad aumenta a lo largo de un periodo y disminuye al bajar en un grupo, de modo que la polaridad del enlace disminuye de H–F a H–Cl, H–Br y H–I.

Errores comunes al explicar las tendencias periódicas

Las preguntas sobre tendencias suelen evaluarse por la explicación, no solo por el orden.

Una explicación completa nombra la comparación (misma capa o capa distinta), indica qué ocurre con Zeff o con la distancia y vincula ese cambio con la fuerza sobre el electrón en cuestión.

• Decir que un átomo es más pequeño porque tiene más electrones. A lo largo de un periodo, los electrones entran en la misma capa; el tamaño disminuye porque Zeff aumenta.
• Explicar una tendencia de grupo solo con «más capas», sin señalar que Zeff cambia poco al bajar en un grupo.
• Tratar la energía de ionización como estrictamente creciente a lo largo de un periodo. Revisa los pasos del grupo 2 al 13 y del grupo 15 al 16.
• Comparar iones por su carga nuclear sin comprobar primero que son isoelectrónicos.
• Mezclar los convenios de signos de la afinidad electrónica y concluir que el número más negativo es la afinidad menor.
• Comparar radios de tablas diferentes. Los radios covalentes, metálicos e iónicos se definen de forma distinta.
• Explicar con lo que un átomo «quiere». Los átomos no tienen metas; explica con atracción, distancia y repulsión.