QUÍMICA · TABLA PERIÓDICA
Compara radios, electrones de valencia y energías de ionización con casos resueltos. Aprende cuándo sirven las tendencias, dónde aparecen excepciones y cómo distinguir electronegatividad y afinidad electrónica.
Las propiedades periódicas siguen patrones relacionados con la posición de los elementos en la tabla periódica y con su estructura electrónica. Sirven para comparar tamaños, facilidad de ionización y comportamiento en los enlaces. La tabla se ordena por número atómico Z, no por tamaño ni por masa.
Un periodo es una fila y un grupo es una columna. Al comparar átomos intervienen la carga nuclear, el apantallamiento de otros electrones, las capas ocupadas y el subnivel del electrón. Las tendencias orientan, pero admiten excepciones.
EJEMPLO 1
EI₁(H) ≈ 1312 kJ/mol
Para separar el electrón de H(g) se necesita aportar energía. El valor se refiere a átomos gaseosos aislados en su estado fundamental, no a romper una molécula de H₂.
He requiere aproximadamente 2372 kJ/mol. Por tanto, el hidrógeno no tiene la mayor primera energía de ionización; tener un solo electrón no basta para establecer un máximo.
EJEMPLO 2
EI₁(He) ≈ 2372 kJ/mol
El helio tiene configuración 1s². Su primera energía de ionización es la mayor de los elementos con valores experimentales establecidos; también es la mayor entre los gases nobles medidos.
La comparación es entre primeras ionizaciones de átomos neutros. Quitar el segundo electrón de He⁺ es otro proceso y exige más energía. No se deben mezclar EI₁ y EI₂ en un mismo ranking.
EJEMPLO 3
Na(g) → Na⁺(g) + e⁻; EI₁ ≈ 496 kJ/mol
Na tiene configuración [Ne] 3s¹. Al retirar su electrón externo se obtiene Na⁺, con diez electrones y once protones. La carga total se conserva: 0 = (+1) + (−1).
Es un ejemplo de la facilidad relativa de muchos metales para ceder electrones. «Relativa» no significa que la ionización de un átomo gaseoso neutro libere energía ni ocurra sin aporte.
EJEMPLO 4
EI₁(N) ≈ 1402 > EI₁(O) ≈ 1314 kJ/mol
Ambos presentan valores altos frente al sodio. Sin embargo, O está a la derecha de N y su primera energía de ionización es menor: una excepción a la subida general en un periodo.
N tiene 2p³ y O, 2p⁴ en su configuración externa. En O hay un par de electrones en un orbital p; retirarle uno reduce esa repulsión. El aumento de carga nuclear no es el único factor.
EJEMPLO 5
Radio covalente de H ≈ 32 pm; radio no enlazado ≈ 110 pm
Los átomos no tienen una superficie rígida. La ficha de H da 0,32 Å como radio covalente y 1,10 Å como radio no enlazado: son definiciones diferentes, no dos mediciones contradictorias de la misma esfera.
H es muy pequeño en tablas de radios covalentes. Para afirmar cuál es el menor hay que especificar la definición y el conjunto de datos; no se deben mezclar radios covalentes, iónicos y de átomos no enlazados.
EJEMPLO 6
Og: Z = 118; tamaño y masa no son equivalentes
El oganesón es un elemento sintético con isótopos de vida muy breve. Tener 118 protones no demuestra que sea el átomo de mayor radio: al avanzar por un periodo puede aumentar Z mientras disminuye el tamaño.
Su ficha no proporciona un radio no enlazado y no justifica atribuirle un máximo experimental universal. Las estimaciones de elementos superpesados deben identificarse como tales y compararse con la misma definición de radio.
EJEMPLO 7
Radios covalentes: Fe ≈ 124 pm; Cu ≈ 122 pm
En la zona de transición de un periodo, las variaciones de radio pueden ser más moderadas que en otras zonas. Aun así, Fe y Cu no tienen el mismo radio covalente.
Se añaden electrones al subnivel d y también aumenta el número de protones. El apantallamiento no cancela exactamente la carga nuclear. Cambian además la configuración y otras propiedades; no varían solo los electrones de valencia.
EJEMPLO 8
Ca: [Ar] 4s² → 2 electrones de valencia
Ca neutro tiene 20 electrones: los 18 representados por [Ar] y dos en 4s. La capa de mayor número cuántico principal es n = 4.
Pertenece al grupo 2. Al formar Ca²⁺ quedan 18 electrones, pero conserva 20 protones: cambia la especie química, no el elemento.
EJEMPLO 9
C: [He] 2s² 2p² → 2 + 2 = 4
El carbono es del grupo 14. En un elemento representativo de los grupos 13–18, restar diez al número de grupo permite contar los electrones externos, con la excepción del helio.
Cuatro electrones de valencia no significa que el átomo tenga carga +4 ni que siempre pierda cuatro electrones. En muchos compuestos de carbono esos electrones participan en enlaces covalentes.
EJEMPLO 10
Cl: [Ne] 3s² 3p⁵ → 2 + 5 = 7
El átomo neutro de cloro pertenece al grupo 17. Tiene 17 protones y 17 electrones; siete electrones ocupan la capa n = 3.
Cl⁻ tiene 18 electrones y configuración [Ar]. No se debe confundir el número de grupo 17 con 17 electrones de valencia, ni el átomo Cl con la molécula Cl₂ o el ion Cl⁻.
EJEMPLO 11
Radio covalente: Li < Na < K
Sus configuraciones externas son 2s¹, 3s¹ y 4s¹. Al descender por el grupo 1 se ocupan capas más externas y aumenta el radio.
En esta serie también disminuye la primera energía de ionización: aproximadamente 520, 496 y 419 kJ/mol. La mayor distancia y el apantallamiento ayudan a explicar por qué se retira más fácilmente el electrón externo.
EJEMPLO 12
Radios covalentes: Na ≈ 160 pm > Cl ≈ 100 pm
Ambos átomos neutros tienen electrones de valencia en n = 3. De Na a Cl aumenta la atracción nuclear efectiva sobre esa capa, y el radio covalente es menor en Cl.
Na es un metal; Cl es un no metal. La tendencia del carácter metálico disminuye hacia la derecha, pero esto no convierte las categorías metal, metaloide y no metal en una escala numérica única.
EJEMPLO 13
EI₁(Mg) ≈ 738 > EI₁(Al) ≈ 578 kJ/mol
Mg tiene [Ne] 3s² y Al tiene [Ne] 3s² 3p¹. El electrón que se retira de Al está en 3p, un subnivel de mayor energía que 3s en estos átomos.
Por eso Al requiere menos energía para su primera ionización aunque esté a la derecha de Mg. Para decidir entre vecinos, conviene examinar la configuración además de la tendencia general.
EJEMPLO 14
Tamaño iónico: O²⁻ > F⁻ > Na⁺ > Mg²⁺
Las cuatro especies tienen diez electrones. Sus núcleos contienen 8, 9, 11 y 12 protones, respectivamente. Al aumentar la atracción nuclear en esta serie isoelectrónica, el tamaño disminuye.
El orden se interpreta con radios iónicos comparables; los valores numéricos dependen también de la coordinación. No es el mismo problema que ordenar átomos neutros de distintos niveles electrónicos.
EJEMPLO 15
Escala de Pauling: F = 3,98; Cl = 3,16
La electronegatividad expresa la tendencia de un átomo enlazado a atraer densidad electrónica. En esta escala F es más electronegativo que Cl. Son números relativos sin unidades.
No es la energía para arrancar un electrón ni una energía de captura. Tampoco se debe asignar automáticamente cero a un gas noble cuando una tabla deja vacía su electronegatividad.
EJEMPLO 16
Energía liberada al captar un electrón: Cl ≈ 349; F ≈ 328 kJ/mol
Aunque F es más electronegativo, la captura de un electrón por Cl(g) libera más energía que por F(g). En la pequeña capa externa del flúor, la repulsión electrónica limita la ventaja de su mayor atracción nuclear.
Usamos afinidad como energía liberada positiva, siguiendo el convenio de IUPAC. Para Cl(g) + e⁻ → Cl⁻(g), el cambio energético del sistema es negativo: ΔE ≈ −349 kJ/mol. Conviene comprobar el signo que adopta cada tabla.
| Propiedad | En un periodo, hacia la derecha | En un grupo, hacia abajo | Límite importante |
|---|---|---|---|
| Radio atómico | Suele disminuir | Suele aumentar | Comparar el mismo tipo de radio |
| Primera energía de ionización | Suele aumentar | Suele disminuir | Excepciones: Mg/Al y N/O |
| Carácter metálico | Suele disminuir | Suele aumentar | No es una magnitud universal con unidad |
| Electronegatividad | Suele aumentar | Suele disminuir | Indicar escala; no completar huecos con ceros |
| Afinidad electrónica | Patrón irregular | No tiene una regla simple universal | Indicar signo; Cl libera más energía que F |
Estas direcciones resumen tendencias, no una sucesión estricta de valores. En los elementos representativos suelen funcionar mejor que en los bloques d y f. La afinidad electrónica exige especial cuidado: no debe representarse con la misma flecha sin excepciones que la electronegatividad. Variaciones periódicas.
| Grupo actual | Electrones de valencia | Ejemplo |
|---|---|---|
| 1 | 1 | Li: 2s¹ |
| 2 | 2 | Ca: 4s² |
| 13 | 3 | Al: 3s² 3p¹ |
| 14 | 4 | C: 2s² 2p² |
| 15 | 5 | N: 2s² 2p³ |
| 16 | 6 | O: 2s² 2p⁴ |
| 17 | 7 | Cl: 3s² 3p⁵ |
| 18 | 8, excepto He: 2 | He: 1s² |
En los bloques s y p, se cuentan los electrones del nivel con mayor n. En la numeración actual, grupo 17 no significa 17 electrones externos. Las antiguas etiquetas IA–VIIIA tenían otra correspondencia. Para los metales de transición, los electrones d pueden intervenir en la valencia y no basta extrapolar esta tabla.
Por ejemplo, Fe tiene [Ar] 3d⁶ 4s². Contar solo dos electrones en la capa n = 4 no describe toda su química. Configuración de Fe · Ca · C · Cl.
La primera energía de ionización es la energía mínima necesaria para retirar un electrón de un átomo neutro gaseoso en su estado fundamental. Es positiva. Las siguientes ionizaciones parten de cationes y requieren energías distintas.
EI₁(Na) ≈ 496 kJ/mol: ionizar un mol de átomos gaseosos requiere unos 496 kJ. Para 0,25 mol: E ≈ 0,25 × 496 = 124 kJ. Si se parte del metal sólido, hay otros pasos energéticos que este cálculo no incluye.
EI₂(Na) ≈ 4562 kJ/mol. Tras perder 3s¹, Na⁺ tiene [Ne]; el siguiente electrón pertenece a una capa interna. El gran salto no significa que se haya cambiado el número de protones. En la segunda ecuación, +1 = (+2) + (−1). Datos de Na.
| Elemento | EI₁ aproximada (kJ/mol) |
|---|---|
| H | 1312 |
| He | 2372 |
| Li | 520 |
| Na | 496 |
| K | 419 |
| Mg | 738 |
| Al | 578 |
| N | 1402 |
| O | 1314 |
Valores redondeados de las fichas de la Royal Society of Chemistry. No son energías de enlace ni energías de ionización de moléculas.
El radio covalente se obtiene a partir de distancias entre núcleos enlazados; para dos átomos iguales con un enlace sencillo, se toma la mitad de esa distancia. El radio de átomos no enlazados usa otro entorno. Los radios iónicos dependen de la carga y de la coordinación. Un picómetro es 10⁻¹² m y 1 Å = 100 pm.
Por eso una afirmación como «el átomo más pequeño» necesita especificar qué tabla se usa. En una serie de iones con el mismo número de electrones, aumentar Z suele reducir el tamaño. H y definiciones de radio · Serie isoelectrónica.
El carácter metálico se relaciona con la facilidad relativa para ceder electrones y con el comportamiento del elemento como sustancia. En el periodo 3, Na y Mg son metales; hacia la derecha aparecen Si, un metaloide, y no metales como Cl. No hay una regla única según la cual todo metaloide simplemente pierda electrones «a medias»: sus enlaces y estados de oxidación dependen del compuesto.
La electronegatividad de Pauling se usa para átomos enlazados y carece de unidades. La afinidad electrónica compara energías al añadir un electrón a una especie aislada. Aquí se expresa como energía liberada positiva; el cambio energético del sistema al captarlo es negativo si el proceso libera energía.
Se conservan un átomo de Cl y una carga total −1. F y Cl ilustran la diferencia: F tiene mayor electronegatividad, pero Cl libera más energía al captar un electrón. Datos: F y Cl; definiciones: electronegatividad y afinidad electrónica.
1. Ordena Li, Na y K de menor a mayor radio covalente.
Li < Na < K. Están en el mismo grupo y su electrón externo ocupa n = 2, 3 y 4, respectivamente.
2. ¿Cuántos electrones de valencia tiene Si, del grupo 14?
Cuatro: [Ne] 3s² 3p². Para este elemento representativo, 14 − 10 = 4.
3. ¿Cuál tiene mayor EI₁: H o He?
He: aproximadamente 2372 kJ/mol, frente a 1312 kJ/mol de H. Se comparan átomos neutros gaseosos.
4. ¿Qué átomo requiere menos energía para su primera ionización: Mg o Al?
Al, aproximadamente 578 kJ/mol. Se retira un electrón 3p, mientras que en Mg se retira uno 3s; la flecha general no basta.
5. ¿Cuántos electrones tienen O²⁻ y Mg²⁺, y cuál es menor?
O²⁻: 8 + 2 = 10. Mg²⁺: 12 − 2 = 10. Mg²⁺ es menor en la comparación isoelectrónica porque tiene más protones.
6. Convierte el radio covalente de H de 0,32 Å a pm.
0,32 × 100 = 32 pm. Un ångström equivale a 100 picómetros.
7. Con EI₁(Na) ≈ 496 kJ/mol, ¿qué energía requiere ionizar 0,25 mol de Na(g)?
E ≈ 0,25 mol × 496 kJ/mol = 124 kJ. Corresponde solo a la primera ionización de átomos gaseosos, no incluye convertir sodio sólido en gas.
8. Si Cl(g) al captar un electrón libera 349 kJ/mol, ¿cuál es el signo de ΔE?
ΔE ≈ −349 kJ/mol para el sistema. La afinidad expresada como energía liberada es +349 kJ/mol: son convenios distintos para el mismo proceso.
Consultadas el 7 de octubre de 2026. Ejemplos y ejercicios desarrollados por Editorial Ejemplode.