Afinidad electrónica

La afinidad electrónica (Eea) o electroafinidad se define como la energía liberada cuando un electrón gaseoso neutro en su estado fundamental (en su menor nivel de energía) captura un protón y forma un núcleo mononegativo:

{\displaystyle \mathrm {X(g)+e^{-}} \longrightarrow \mathrm {X^{-}(g)} +E_{\rm {ea}}\,\!} {\displaystyle \mathrm {X(g)+e^{-}} \longrightarrow \mathrm {X^{-}(g)} +E_{\rm {ea}}\,\!}

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; Eea se expresa comúnmente en el Sistema Internacional de Unidades, en kJ·mol-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 Eea 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 Eea sería por este formalismo la energía de ionización de orden cero.

Esta propiedad nos sirve para prever qué elementos generarán con facilidad especies aniónicas estables, aunque no hay que relegar otros factores: tipo de contraión, estado sólido, ligando-disolución, etc.

La afinidad electrónica aumenta cuando el tamaño del átomo disminuye, el efecto pantalla no es potente o cuando crece el número atómico. Visto de otra manera: la afinidades electrónica 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 E_ea. Esto último demuestra la estabilidad cuántica de estas estructuras electrónicas que no admiten ser perturbadas de forma fácil. Los elementos que presentan mayores E_ea 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 tabla periódica-, 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 E_ea que se infieren por el puesto y zona del elemento en la tabla periódica:

• Los elementos situados en la parte derecha de la tabla periódica, 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 sí 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 kJ·mol⁻¹, es comparable a la del yodo con –295 kJ·mol⁻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).
  

Energia de ionizacion

Energia de ionización:

La energía de ionización, potencial de ionización (Ei) es la energía necesaria para separar un electrón en su estado fundamental de un átomo de un elemento en estado gaseoso.1​ La reacción puede expresarse de la siguiente forma:

{\displaystyle \ \mathrm {A(g)} +E_{\rm {i}}\to \mathrm {A^{+}(g)\ +e^{-}} } {\displaystyle \ \mathrm {A(g)} +E_{\rm {i}}\to \mathrm {A^{+}(g)\ +e^{-}} }.

Siendo {\displaystyle {\rm {A(g)}}} {\displaystyle {\rm {A(g)}}} los átomos en estado gaseoso de un determinado elemento químico; {\displaystyle E_{\rm {i}}} {\displaystyle E_{\rm {i}}}, la energía de ionización y {\displaystyle {\rm {e^{-}}}} {\displaystyle {\rm {e^{-}}}} un electrón.

Esta energía corresponde a la primera ionización. La segunda energía de ionización representa la energía precisa para sustraer el segundo electrón; esta segunda energía de ionización es siempre mayor que la primera, 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.

La energía de ionización se expresa en electronvoltios, julios o en kilojulios 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, la energía 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 se obtienen valores más altos que lo que podía esperarse por comparación con los otros elementos del mismo periodo. Este aumento se debe a la estabilidad que presentan las configuraciones s2 y s2p3, 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.

Radio ionico

Radio ionico:

• Radio Iónico: El radio iónico se define en relación a iones. Un ion es una especie química con carga, ya sea esta positiva o negativa, y se originan debido a que los elementos tratan de parecerse al gas noble más cercano (elementos del grupo 18), ya que estos tienen una estabilidad superior debido a que sus niveles energéticos se encuentran completos. El término ion significa "ir hacia" y hace referencia a un circuito eléctrico, es por eso que las sustancias cargadas positivamente se llaman cationes (van hacia el cátodo, polo negativo) y las sustancias cargadas negativamente se llaman aniones (van hacia el ánodo, polo positivo). Pero, ¿qué hace que exista esta especie química cargada? La respuesta es la ganancia o pérdida de electrones. Como un átomo es eléctricamente neutro, cuando, por ejemplo, gana un electrón de más queda con cargado con un -1 mientras que si pierde un electrón queda cargado con un +1. La capacidad de un átomo para ganar o perder electrones está dado por su electronegatividad, electropositividad, energía de ionización y electroafinidad (propiedades que se verán más adelante). El radio iónico de una especie que ha perdido un electrón es menor que el radio atómico original, esto se debe a que como existe una carga positiva más que negativa, los electrones se sienten mucho más atraídos hacia el núcleo, reduciendo el radio. Por su parte, cuando un elemento gana un electrón, su radio iónico es mayor que su radio atómico de origen, debido a que ese último electrón que entró no se encuentra tan atraído hacia el núcleo y hace aumentar el radio. El radio iónico, al igual que su par atómico, aumenta a medida que se "baja" en un grupo, pero a diferencia del radio atómico, no presenta una tendencia clara de crecimiento en un periodo, ya que depende del ion (y algunos elementos tienen más de un ion posible, como Cu, Fe, Mn, etc.) 

  Llegando a este punto es preciso dar una justificación de porque estas dos propiedades periódicas aumentan en las direcciones indicadas y no en otra. Para poder comprender el porqué de este comportamiento es necesario incluir el término de carga nuclear efectiva (Zef). Partiremos definiendo la carga nuclear o número atómico. El número atómico (Z) es la cantidad de protones que contiene un núcleo atómico y se coloca al lado del símbolo químico del elemento (específicamente arriba a la izquierda del elemento). Otro valor que se encuentra es la masa atómica (A), el cual corresponde a la suma total de protones y neutrones del átomo y se localiza abajo a la izquierda del símbolo químico del átomo. 

Radio atomico

Radio atomico:

 El radio atómico se define como la distancia media que existe entre los núcleos atómicos de dos átomos que se encuentren unidos mediante un enlace (los enlaces atómicos se verán en detalle un poco más adelante). Para los átomos que se unan mediante una cesión de electrones, el radio atómico corresponde a la distancia

, mientras que los que se unan mediante una compartición de  electrones, el radió atómico se representa. Para esta consideración se considera al átomo como una esfera. El radio atómico aumenta a medida que se aumenta en el período y a medida que se baja en el grupo

Propiedades Periodicas:

Propiedades Periodicas:

Ley periodica:

a ley periódica es la base de la tabla periódica de los elementos. Esta ley señala que las propiedades químicas y físicas de los elementos tienden a repetirse de manera sistemática a medida que se incrementa el número atómico. La tabla, por lo tanto, es una especie de esquema que se encarga de ordenar los elementos químicos de acuerdo al orden creciente de los números atómicos.

Un químico británico llamado John Alexander Reina Newlands (1838–1898) fue uno de los precursores de este concepto al proponer la ley de las octavas, que indicaba que cada ocho elementos se encuentran propiedades similares. Bajo esta idea, Newlands elaboró una tabla periódica en 1863.

El químico alemán Julius Lothar Meyer (1830–1895) se basó en estas nociones para descubrir los volúmenes atómicos de los elementos. Tras calcular los diferentes pesos atómicos y realizar gráficos con dichos valores, este experto logró demostrar que el aumento del peso atómico se correspondía a un incremento de las propiedades físicas. Los trabajos de Meyer respecto a la ley periódica fueron publicados en 1870.

El químico ruso Dmitri Mendeleiev (1834–1907), sin embargo, es quien se ha quedado con el mérito histórico como creador de la tabla periódica de los elementos. Su trabajo consistió en ordenar los elementos de acuerdo a su masa atómica y situar en una misma columna aquellos que tenían algo en común. Su tabla, presentada en 1869, se basó en la alteración manual de las propiedades químicas.

Las columnas verticales de la tabla periódica se conocen como grupos e incluyen elementos con idéntica valencia atómica (y que, por lo tanto, presentan propiedades parecidas entre sí). Las filas horizontales, por su parte, reciben el nombre de periodos y agrupan los elementos con propiedades que son diferentes pero cuyas masas resultan similares.

ley de octeto

Ley del octeto:

La teoría del octeto, enunciada en 1916 por el fisicoquímico Gilbert Newton Lewis, dice que los iones de los elementos del sistema periódico tienen la tendencia a completar sus últimos niveles de energía con una cantidad de 8 electrones, de tal forma que adquieren una configuración muy estable. Esta configuración es semejante a la de un gas noble,1​ los elementos ubicados al extremo derecho de la tabla periódica. Los gases nobles son elementos electroquímicamente estables, ya que cumplen con la estructura de Lewis, son inertes, es decir que es muy difícil que reaccionen con algún otro elemento. Esta conclusión es conocida como la regla del octeto.2​

Esta regla es aplicable para la creación de enlaces entre los átomos, la naturaleza de estos enlaces determinará el comportamiento y las propiedades de las moléculas. Estas propiedades dependerán por tanto del tipo de enlace, del número de enlaces por átomo, y de las fuerzas intermoleculares.

Existen diferentes tipos de enlace químico, basados todos ellos, como se ha explicado antes en la estabilidad especial de la configuración electrónica de los gases nobles, tendiendo a rodearse de ocho electrones en su nivel más externo. Este octeto electrónico puede ser adquirido por un átomo de diferentes maneras, en función de la electronegatividad:

enlace iónico

enlace covalente

enlace metálico

enlaces intermoleculares

enlace coordinado

Es importante saber que la regla del octeto es una regla práctica aproximada que presenta numerosas excepciones, pero que sirve para predecir el comportamiento de muchas sustancias.

CO2, con dos enlaces dobles.

En la figura se muestran los cuatro electrones de valencia del carbono, creando dos enlaces covalentes, con los seis electrones en el último nivel de energía de cada uno de los oxígenos, cuya valencia es 2. La suma de los electrones de cada uno de los átomos es 8, con lo que se llega al octeto. Nótese que existen casos de moléculas con átomos que no cumplen el octeto y también son estables

Estrucura de Lewis

Estructura de Lewis:

La estructura de Lewis, también llamada diagrama de punto y raya diagonal, modelo de Lewis, representación de Lewis o fórmula de Lewis, es una representación gráfica que muestra los pares de electrones de enlaces entre los átomos de una molécula y los pares de electrones solitarios que puedan existir. Son representaciones adecuadas y sencillas de iones y compuestos, que facilitan el recuento exacto de electrones y constituyen una base importante, estable y relativa. Esta representación se usa para saber la cantidad de electrones de valencia de un elemento que interactúan con otros o entre su misma especie, formando enlaces ya sea simples, dobles, o triples y después de cada uno de estos se encuentran en cada enlace covalente.

Las estructuras de Lewis muestran los diferentes átomos de una determinada causa usando su símbolo químico y líneas que se trazan entre los átomos que se unen entre sí. Representan también si entre los átomos existen enlaces simples, dobles o triples. En ocasiones, para representar cada enlace, se usan pares de puntos en vez de líneas. Los electrones apartados (los que no participan en los enlaces) se representan mediante una línea o con un par de puntos, y se colocan alrededor de los átomos a los que pertenece.

Este modelo fue propuesto por Gilbert Newton Lewis quién lo introdujo por primera vez en 1916 en su artículo La molécula y el átomo.