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IES Gabriela Mistral
Química de 2º de Bachillerato
Leyre González López
PROPIEDADES PERIÓDICAS
Factores de los que dependen las propiedades periódicas
 Carga nuclear: se trata de la carga positiva del átomo, es decir, del número de protones.
 Apantallamiento: las capas electrónicas internas del átomo provocan una repulsión sobre los electrones más
exteriores que se llama apantallamiento o efecto pantalla.
 Carga nuclear efectiva: es la carga real que siente el electrón. Se calcula restándole a la carga nuclear el
apantallamiento.
Utilizaremos estos conceptos para explicar la variación de algunas propiedades periódicas.
Radio atómico
Se define como la mitad de la distancia de dos átomos iguales que están enlazados entre sí.
 En un grupo el radio atómico aumenta hacia abajo puesto que aumenta el número de niveles electrónicos y por
tanto los electrones externos se encuentran cada vez más alejados del núcleo.
 En un periodo el radio atómico aumenta hacia la izquierda, puesto que si vamos hacia la derecha en un periodo
el apantallamiento apenas aumenta (por encontrarnos en un mismo nivel electrónico) y en cambio aumenta el
número de protones en el núcleo; el aumentar la carga positiva en el núcleo sin aumentar apenas el
apantallamiento hace que se aumente la carga nuclear efectiva (la carga que sienten los electrones). Los
electrones se encuentran por tanto más atraídos por el núcleo y el radio disminuye puesto que los electrones se
acercan a él.
Radio iónico
 Los cationes son de menor tamaño que los átomos neutros de los que proceden, puesto que al haber menos
electrones para el mismo número de protones la carga nuclear efectiva es mayor.
 Los aniones son de mayor tamaño que los átomos neutros de los que proceden, puesto que al haber más
electrones para el mismo número de protones la carga nuclear efectiva es menor puesto que aumenta el
apantallamiento.
 Cuando comparamos iones isoelectrónicos (con el mismo número de electrones), es más pequeño aquél que
tenga más protones en el núcleo, puesto que cuantos más protones haya para un mismo número de electrones,
mayor es la carga nuclear efectiva.
Por ejemplo: O2->F->Ne>Na+>Mg2+.
El volumen varía igual que el radio, puesto que el volumen de un átomo depende de su radio.
Energía de ionización
Es la mínima energía necesaria para arrancar un electrón a un átomo en estado gaseoso y en estado fundamental. La
energía de ionización es siempre positiva puesto que siempre cuesta energía arrancar un electrón del átomo. Si
arrancamos el primer electrón hablamos de primera energía de ionización, si arrancamos el segundo hablamos de
segunda energía de ionización...
 En un grupo la energía de ionización aumenta hacia arriba, puesto que disminuye el número de niveles
electrónicos y por tanto los electrones se encuentran más cerca del núcleo y es más difícil arrancarlos.
 En un periodo la energía de ionización aumenta hacia la derecha puesto que hacia la derecha aumenta la carga
nuclear efectiva (por la razón explicada en el apartado de “radio atómico”) y los electrones se encuentran más
atraídos por el núcleo, por lo que cuesta más arrancarlos.
Observa que la energía de ionización varía de forma contraria al radio atómico, lo cual es lógico, puesto que al
disminuir el radio atómico los electrones se encuentran más cercanos al núcleo -y por tanto más atraídos por él- y cuesta
más arrancarlos.
Cuando se trata de destruir una configuración de gas noble -especialmente estable- el proceso es muy energético. Por
ejemplo:
Na → Na+ + 1e1EI=495,9 kJ/mol
Na+ → Na2+ + 1e2EI=4560 kJ/mol
La gran diferencia de energía en el Na entre su primera y su segunda energía de ionización es debida a que el Na + tiene
configuración de gas noble -en concreto la del neón-, configuración que es especialmente estable.
Afinidad electrónica
Es la energía que se desprende o se absorbe cuando un átomo neutro en estado gaseoso adquiere un electrón para formar
un anión. Si hablamos del primer electrón que adquiere un átomo neutro, nos referimos a la primera afinidad
electrónica, si es el segundo, la segunda afinidad electrónica, etc.
Normalmente la primera afinidad electrónica es negativa (es decir, se desprende energía) salvo unos pocos casos en los
que adquirir un electrón es muy poco favorable y por tanto no se desprende sino que se absorbe energía y por tanto la
afinidad electrónica es positiva. La segunda afinidad electrónica en cambio es siempre positiva, puesto que ya no es
favorable captar un electrón si ya hay una carga negativa en el átomo. Por ejemplo:
O (g) + e- → O- (g)
AE1=-142 kJ/mol
O- (g) + e- → O2- (g)
AE2=+780 kJ/mol
Como ya sabes el anión O2- es muy estable y se forma mucho en la naturaleza, con lo cual una afinidad electrónica
positiva a la hora de formar un anión no es impedimento para que se forme este anión, puesto que esa energía necesaria
para su formación se puede compensar con otras energías que se dan en la formación de compuestos en los que
interviene.
La variación de la afinidad electrónica es mucho más irregular que la energía de ionización, pero aun así se pueden ver
algunas reglas. Veamos cómo varía la afinidad electrónica en valor absoluto (es decir, cuando hablamos de que crece
nos referimos a que se hace más negativa).
 En un grupo aumenta hacia arriba, puesto que al disminuir el número de niveles electrónicos nos encontramos
más cerca del núcleo, por lo que los electrones están más atraídos.
 En un periodo aumenta hacia la derecha, puesto que al aumentar la carga nuclear efectiva (como se explicó en
el apartado del radio atómico), los electrones están más atraídos por el núcleo.
Electronegatividad
La electronegatividad es la capacidad de un elemento para atraer hacia sí los electrones que está compartiendo con otro
átomo.
 En un grupo la electronegatividad aumenta hacia arriba puesto que hay menos niveles electrónicos y por tanto
los electrones se encuentran más cerca del núcleo, lo que hace que estén más atraídos por él.
 En un periodo la electronegatividad aumenta hacia la derecha puesto que es hacia la derecha hacia donde
aumenta la carga nuclear efectiva (tal y como se explicó en el apartado de radio atómico) y por tanto los
electrones están más atraídos por el núcleo.
Pauling estableció una escala arbitraria de electronegatividad asignando al elemento más electronegativo, el flúor, el
valor de 4,0 y a partir de él asignó valores de electronegatividad a los demás elementos.
La electronegatividad de los gases nobles es prácticamente cero puesto que no tienen tendencia a enlazarse con otros
átomos.