Electronegatividad

La formación del enlace iónico se produce cuando un elemento muy electropositivo se encuentra en las proximidades de uno muy electronegativo, es decir, uno situado a la izquierda de la tabla periódica con otro situado a la derecha a diferencia del enlace covalente.

Los científicos se basaron en múltiples definiciones para lograr un consenso y poder llegar a uno y decir que el enlace químico es un enlace que va más allá de lo complejo; por consiguiente, al discutir el enlace químico se usan las esencias de los modelos, que resultan mucho más simples y útiles para lo cual fueron realizadas.

Definición de enlace iónico

En un enlace iónico se unen un metal y un no metal, entre los cuales existe una gran diferencia de electronegatividad. Si nos fijamos que en un enlace iónico, apoyandonos con la regla del octeto, existe una transferencia de electrones y posteriormente una atracción electrostática.

Los metales tienden a perder electrones, porque son electropositivos y los no metales tienden a ganarlos por ser electronegativos, de forma tal que cuando un metal se encuentra con un no metal se producirá una transferencia de electrones, o sea el metal cede electrones al no metal, el más electropositivo cede electrones al más electronegativo.
Con dicha formación de iones positivos, cationes, y negativos, aniones, se produce una atracción electrostática entre ambos regida por la ley de coulomb, la cual los mantendrá unidos.

La existencia de una gran cantidad de estos iones hace que se produzca una posterior estructuración sólida en forma de red cristalina de cationes y aniones, al producirse una atracción de tipo culombiana.

Si miramos que hay redes cristalinas en lugar de moléculas se puede justificar que energéticamente se ha comprobando cómo se desarrolla este procedimiento en el cual se forma el enlace iónico: considerando las etapas de transferencia electrónica, y vemos que energéticamente el sistema no se estabiliza, sino todo lo contrario.

¿Cómo se produce un enlace iónico?

Un enlace iónico no se produce solamente mediante el “robo o atrapamiento” de electrones, entre los diferentes elementos químicos, eso solo produce iones. Es la atracción culombiana entre los iones formados la que da lugar al enlace.

No hay unión específica entre el átomo que ha captado el electrón y el que lo ha cedido, tomando en cuenta que todos los electrones giran en torno a su núcleo, explicado en el modelo de bohr.

Solo existen interacciones y atracciones entre todos los iones de un signo determinado y todos los del otro y repulsiones entre todos los del mismo signo.

Un enlace se considera iónico cuando la diferencia de electronegatividades entre los elementos que se unen es mayor a 1.8

Electrovalencia

Podemos definir a la electrovalencia o valencia iónica como el número de electrones intercambiados por cada elemento en un enlace iónico. Es decir, es el número de electrones que un elemento gana o pierde para transformarse en un ion.

En el proceso de unión de estos iones para formar un mol de compuesto iónico se liberará una energía exactamente igual. Esta energía es una buena medida de la estabilidad de los compuestos iónicos.

Ciclo de Born-Haber y energía reticular

Es un ciclo termodinámico en el que se estudian, desde un punto de vista energético, todos los procesos que intervienen en la formación de un compuesto iónico a partir de sus elementos en sus estados termodinámicos más estables.

La energía reticular es la energía que se desprende al formarse un mol de cristal iónico a partir de sus iones componentes en estado gaseoso. Un cristal iónico será, por tanto, más estable cuanto mayor sea su energía reticular.

Esta es la formula de energia reticular:

Donde la K se refiere a la constante de Coulomb en el vacío, la Z1 y Z2 son las cargas de los iones, la e es el valor absoluto de la carga del electrón, la NA el numero de avogadro, d0 distancia internuclear, la M es la constante de Mandelung que va a depender del tipo de red cristalina, y por ultimo la n es es el coeficiente de Born.

Resumiendo…

Un enlace iónico o electrovalente se define como el resultado de la presencia de atracción electrostática  que existe entre los iones de distinto signo, es decir positivo y negativo, respecto a las valencias de los elementos y al número de electrones que son capaces de perder o ganar para completar cada uno la formación de sus capas, es decir, uno fuertemente electropositivo y otro fuertemente electronegativo.

Solo existen interacciones y atracciones entre todos los iones de un signo determinado y todos los del otro y repulsiones entre todos los del mismo signo.

Un enlace se considera iónico cuando la diferencia de electronegatividades entre los elementos que se unen es mayor a 1.8, es decir que los elementos con electronegatividad superior a 1.8 tienden a formar enlaces iónicos.

Sabemos que un enlace covalente se forma cuando dos átomos comparten uno o más pares electrónicos. El mejor ejemplo de enlace covalente, lo mostró Gilbert Newton Lewis quien expresó que los átomos se combinan por compartición de los electrones de valencia (enlace covalente). El nivel de energía más externo de cada átomo tiene cuatro pares de electrones, con una configuración ns2 np6.

Ejemplo de enlace covalente por Lewis

Lewis mostró un ejemplo de enlace covalente en donde explicaba que el comportamiento químico de muchas sustancias covalentes está relacionado, en última estancia, con su geometría y distribución electrónica.
Por eso, es de gran interés poder predecir su geometría para anticipar su comportamiento químico y propiedades.

Antes de mostrar los ejemplos de enlace covalente de Lewis vamos a abordar el este enlace explicando brevemente primero sus características, puedes revisar en el siguiente link, todo acerca del enlace covalente.

Los enlaces covalentes pueden ser polares o no polares:

En los enlaces no polares, como los de las moléculas de Cloro, Oxígeno y Nitrógeno, los electrones son compartidos igualmente por los dos núcleos de las moléculas. Esto significa que los electrones compartidos son atraídos de la misma manera hacia los dos núcleos de los respectivos átomos, y que, por consiguiente, permanecen el mismo tiempo cerca de un núcleo que de otro. Dicho de otra forma, en los enlaces covalentes no polares la densidad electrónica es simétrica respecto de un plano perpendicular al eje internuclear.

Por otro lado el enlace covalente polar, los electrones del enlace no se comparten por igual entre los dos núcleos. Aparece siempre que exista diferencia en los valores de electronegatividad de los átomos enlazados y, por tanto, casi siempre que los dos átomos sean diferentes. Hay casos como el enlace C-H, en el que el enlace se puede considerar casi como covalente puro dadas las electronegatividades similares entre los dos átomos ( 2,6 y 2,2 para el C y el H, respectivamente)

Las uniones simples, dobles y triples también se forman entre heteroátomos. El caso más simple es la unión entre cuatro átomos de hidrógeno, H (Z = 1) y un átomo de carbono, C, (Z = 6). El átomo de H necesita compartir 1 e- para tener configuración 1s2 del He, y el átomo de carbono necesita compartir con cuatro electrones (uno de cada átomo de H) para tener 8 e- en su capa más externa (regla del octeto).

Ejemplo de enlace covalente doble y triple

Para demostrar el siguiente ejemplo de enlace covalente sencillo o múltiple, es pertinente recordar que a medida que aumenta el orden de enlace, aumenta la densidad de carga entre los núcleos y, como es lógico, la distancia de enlace se reduce (si los átomos son de tamaño similar).

Ejemplo de enlace covalente doble y sencillo

En el enlace sencillo, dos átomos se unen por medio de un par de electrones y en el enlace doble cuando dos átomos comparten dos pares de electrones.

En el enlace triple dos átomos comparten tres pares de electrones.

Lista de ejemplos de enlaces covalentes

Acetileno C2H2 ———————— doble enlace
Metano CH4 —————————- un enlace
Etano C2H6—————————– un enlace
Propano C3H8————————- un enlace
Butano C4H10————————- un enlace
Benceno C6H6———————— doble enlace
Tolueno C7H8————————- doble enlace
Propino C3H4————————- triple enlace

Terminación -ano para enlaces sencillos, -eno para dobles enlaces e -ino para triples.

En resumen…

Para representar las moléculas mediante el ejemplo de enlace covalente de Lewis es preciso tener en cuenta los siguientes criterios:

Distinguir entre los átomos centrales (los de mayor electronegatividad) y los átomos terminales

Los átomos de C son átomos centrales y los átomos de H son átomos terminales.

Los enlaces sencillos, tienen dos átomos que se unen por medio de un par de electrones y en el enlace doble cuando dos átomos comparten dos pares de electrones y en el enlace triple dos átomos comparten tres pares de electrones.

Nuestro día a día se caracteriza por estar repleto de cambios y modificaciones de lo que somos y hacemos, los cambios físicos y químicos no nos excluye, ya que formamos parte de la materia, ampliando la definición de esta podemos decir que es todo aquello que es propenso a sufrir cambios en un espacio y tiempo que posee energía y formando parte de las percepciones de la naturaleza.

Cambios físicos

Entonces, podemos decir que los cambios físicos son aquellos procesos que no varían la naturaleza de las sustancias que intervienen, es decir, las sustancias son las mismas antes que después de la acción realizada.

Para entender mejor dejaremos estos ejemplos:

• Calentamiento: No cambia la naturaleza de la sustancia, solo cambia la temperatura
• Deformación: Sólo se modifica la forma de los objetos afectados
• Rotura: El objeto se ve dividido en partes más pequeñas.
• Movimiento: Únicamente varía la posición de un cuerpo

Ahora bien, hay que resaltar que en un cambio físico, las moléculas no van a sufrir ninguna variación, son idénticas antes que después del cambio, es decir que no sufren cambios en su forma, se mantienen igual, solo el cambio es físico ya que si se le aplica fuerza o movimiento a un objeto este no tendrá algún cambio en su naturaleza.

Un rasgo de los cambios físicos de la materia, es que las modificaciones suelen ser reversibles; algo que no ocurre en el caso de los cambios químicos. No podemos convertir las cenizas nuevamente en papel (cambio químico), pero sí podemos lograr que el hielo derretido pueda solidificarse nuevamente (cambio físico).

Uno de los ejemplos más conocidos y que podemos hacer nosotros mismos de los cambios físicos de la materia son: arrugar un papel o estirar al máximo una bola de plastilina, golpear una pelota contra la pared.

Cambios químicos

En el caso de los cambios químicos se puede decir que las sustancias que intervienen si se van a transformar en otras diferentes, con naturaleza y propiedades distintas; es decir que se forman nuevas sustancias que no existían antes del cambio y desaparecen las que había al principio, formando una nueva sustancia mediante una reacción química.

En los cambios químicos, las moléculas ya no serán las mismas antes solían ser, porque después del cambio, inicialmente había un tipo de moléculas que se transforman en nuevas moléculas durante el proceso. En estos cambios también se puede explicar que los atomos rompen sus enlaces y da lugar a la formación de otros nuevos enlaces, como  un ejemplo de enlace iónico podemos agregar el de Cl con Na que forma el cloruro de sodio, o sea la sal.

Para comprender mejor, dejaremos aquí unos ejemplos de cambios químicos cotidianos:

• Combustión: Cuando quemamos un trozo de papel o madera, de ella y el oxígeno
  existente en la atmósfera inicialmente, pasamos a tener cenizas, dióxido de
  carbono y vapor de agua.
• Oxidación: Cuando un objeto de hierro se oxida se produce una transformación del metal en herrumbre, es decir, “desaparece el hierro” y “aparece el óxido”.

Por otro lado, los cambios físicos de la materia no logran cambiar o hacer diferentes las estructuras químicas de las sustancias o elementos, pero los cambios químicos sí cambian la naturaleza de estos, de forma tal que al ocurrir una remodelación, el uso o funcionalidad que obtiene el nuevo producto es totalmente diferente que al del principio.

Los cambios químicos dan por hecho que la desaparición de una sustancia da paso a la aparición de una nueva o más. Aunado a esto es propicio considerar y comparar con respecto a los cambios físicos que estos son irreversibles y que no existe manera de regresar una sustancia o elemento a su estado anterior. El producto resultante cambia de identidad de manera permanente.

El cambio en la composición química ocurre mediante una reacción química, proceso donde se requiere, en la mayoría de los casos, la presencia de dos sustancias para que se lleve a cabo.

Las reacciones químicas ocurren por las propiedades químicas de la materia, aquellas donde los enlaces moleculares se rompen y dan paso a nuevas sustancias ante procesos específicos.

Resumen…

Debemos recordar que los cambios físicos son aquellos procesos que no varían la naturaleza de las sustancias que intervienen, es decir, las sustancias son las mismas antes que después de la acción realizada.
Mientras que los cambios químicos, las moléculas ya no serán las mismas antes solían ser, porque después del cambio, inicialmente había un tipo de moléculas que se transforman en nuevas moléculas durante el proceso.

Para comprender la afinidad electrónica, es necesario entender la naturaleza de los enlaces que dan lugar a la formación de compuestos de tierras alcalinas (neutros y negativos), la dependencia que presentan estos como función del tamaño del compuesto; así como, la contribución de las fuerzas de muchos cuerpos en su estabilización, por lo que; es necesario recurrir al uso de métodos de cálculos cuánticos de sistemas multielectrónicos que incluyan la determinación precisa de la energía de correlación electrónica.

Definición de Afinidad Electrónica

En química se suele utilizar con mayor frecuencia una propiedad íntimamente relacionadas con la anterior denominada Afinidad Electrónica (EA), la cual se define como la diferencia de energías de enlace; e = EA = E(A) E(A)
La afinidad electrónica de un elemento está determinada, en parte, por la energía del orbital desocupado, o parcialmente ocupado, de menor energía en el estado base del átomo, el cual se conoce como LUMO.

La forma más simple de estimar el valor de e (energía de enlace) es encontrando la energía del orbital desocupado, o parcialmente ocupado, de menor energía.

El proceso de afinidad electrónica puede ser endotérmico o exotérmico, dependiendo de que requiera energía para llevarse a cabo o que la desprenda. El valor de la afinidad electrónica informa de la tendencia a formar el anión; cuanta más energía se desprenda en su proceso de formación, más fácilmente se constituirá el anión.

A partir de los valores de la afinidad electrónica, se observan algunas regularidades que, al igual que la energía de ionización, encuentran explicación en la configuración electrónica:
Los elementos halógenos son los que forman aniones X- con mayor facilidad. Todos ellos tienen una estructura electrónica de valencia ns2 np5 y, por lo tanto, al aceptar el electrón, alcanzan estructura electrónica externa de gas noble, ns2 np6 que es especialmente estable.

Los elementos alcalinotérreos y los del grupo 15 presentan una mínima tendencia a aceptar un electrón. Esto es debido a que sus estructuras electrónicas externas son ns2 y ns2 np3 respectivamente, que confieren estabilidad adicional al sistema.

La afinidad electrónica de cualquier anión es positiva, es decir, los aniones no presentan tendencia a aceptar electrones, lo que no significa que los aniones con más de una carga negativa sean inestables; la estabilidad de un ión —catión o anión— depende sobre todo de los enlaces químicos en los que participa.

El oxígeno (Z = 8) constituye un ejemplo muy ilustrativo: la afinidad electrónica del átomo de oxígeno es negativa (-142 kJ/mol) y la del anión mononegativo formado es positiva (780 kJ/mol): O (g) + e- → O- (g) ∆H = -142 kJ/mol O- (g) + e- → O2- (g) ∆H = +780 kJ/mol No obstante, en los compuestos iónicos en los que participa el oxígeno es común encontrarlo en forma de ion óxido, O2- , que se encuentra estabilizado por los cationes vecinos.

Resumiendo…

La afinidad electrónica es una propiedad de la tabla periódica que indica la capacidad para formar aniones o también se puede definir como la energía liberada cuando un átomo gaseoso neutro en su estado fundamental capta un electrón y forma un ion mononegativo.
Recordando que en la tabla periódica esta aumenta de izquierda a derecha.

Los enlaces químicos, son fuerzas que mantienen unidos a los átomos dentro de los compuestos. Se dividen en varias clases, según las propiedades de los compuestos. Los dos tipos principales son: Enlace covalente y Enlace iónico. Estos dos tipos de enlaces son extremos y todos los enlaces tienen algo de ellos.

La comprensión de la naturaleza del enlace covalente es uno de los objetivos principales de la química. El enlace es la clave de la estructura molecular que a su vez está íntimamente ligada a las propiedades físicas y químicas de los compuestos.
Las actuales teorías permiten predecir estructuras y propiedades que suelen ser exactas (aunque no siempre son enteramente satisfactorias, al fin y al cabo son teorías).
Debemos recordar que las teorías propuestas siempre han de ser congruentes con los hechos experimentales. Si no hay concordancia entre teoría y hechos, la primera habrá de modificarse a fin de tomar en cuenta los hechos conocidos. Mencionaremos dos de estas teorías que explican la naturaleza del enlace químico y analizaremos una de ellas en más detalles.

El enlace covalente

Un enlace covalente se forma cuando dos átomos comparten uno o más pares electrónicos. La mayoría de estos enlaces abarcan dos, cuatro o seis electrones, es decir, uno, dos o tres pares electrónicos. Así, dos átomos forman un enlace covalente sencillo cuando comparten un par de electrones ( molécula de hidrógeno; H2) un doble enlace cuando comparten dos pares electrónicos (molécula de oxígeno, O2) y un triple enlace cuando comparten tres pares electrónicos ( molécula de nitrógeno, N2).

Los enlaces covalentes pueden ser polares o no polares:

En los enlaces no polares, como los de las moléculas de Cloro, Oxígeno y Nitrógeno, los electrones son compartidos igualmente por los dos núcleos de las moléculas. Esto significa que los electrones compartidos son atraídos de la misma manera hacia los dos núcleos de los respectivos átomos, y que, por consiguiente, permanecen el mismo tiempo cerca de un núcleo que de otro. Dicho de otra forma, en los enlaces covalentes no polares la densidad electrónica es simétrica respecto de un plano perpendicular al eje internuclear.

Por otro lado el enlace covalente polar, los electrones del enlace no se comparten por igual entre los dos núcleos. Aparece siempre que exista diferencia en los valores de electronegatividad de los átomos enlazados y, por tanto, casi siempre que los dos átomos sean diferentes. Hay casos como el enlace C-H, en el que el enlace se puede considerar casi como covalente puro dadas las electronegatividades similares entre los dos átomos ( 2,6 y 2,2 para el C y el H, respectivamente)

Las uniones simples, dobles y triples también se forman entre heteroátomos. El caso más simple es la unión entre cuatro átomos de hidrógeno, H (Z = 1) y un átomo de carbono, C, (Z = 6). El átomo de H necesita compartir 1 e- para tener configuración 1s2 del He, y el átomo de carbono necesita compartir con cuatro electrones (uno de cada átomo de H) para tener 8 e- en su capa más externa (regla del octeto).

Regla del octeto

Se aplica cuando un átomo diferente del hidrógeno tiende a formar enlaces hasta que se rodea de ocho electrones de valencia, es decir que se forma un enlace covalente cuando no hay suficientes electrones para que cada átomo individual complete su octeto. Al compartir electrones en un enlace covalente, cada átomo completa su octeto.
En el caso del hidrógeno, el requisito es que obtenga la configuración electrónica del helio o un total de dos electrones .

La regla del octeto funciona principalmente para los elementos del segundo periodo de la tabla periódica.

Estos elementos sólo tienen subniveles 2s y 2p, en los que puede haber un total de ocho electrones.
Cuando un átomo de uno de estos elementos forma un compuesto covalente, obtiene la configuración electrónica de gas noble (Ne) compartiendo electrones con otros átomos del mismo compuesto, debemos recordar que de los gases nobles solo el kriptón, radón y xenón poseen capacidad para captar electrones, como ejemplo de electronegatividad.

Momento dipolar

El momento dipolar, µ, se define como el producto de la carga en cualquiera de los extremos del dipolo, Q; por la distancia, r, entre las cargas: µ = Qr. (separación de cargas producida dentro de cada molécula). Por consiguiente, el momento dipolar se incrementa si la magnitud de las cargas que están separadas aumenta, si aumenta la distancia entre los centros positivo y negativo.
Los momentos dipolares se reportan en unidades debyes, D. Un debye es 3,33 x 10-30 coulombs-metro (C-m).
El momento dipolar es una cantidad vectorial, es decir, tiene tanto magnitud como dirección.
El momento dipolar total de una molécula poliatómica es la suma de sus dipolos de enlace. En esta suma se deben considerar tanto la magnitud como la dirección de los dipolos. Los dos dipolos de enlace del CO aunque son de igual magnitud, son de dirección exactamente opuestos, por consiguiente al sumarlos se cancelan entre sí, y el momento dipolar es cero.

Teoría de enlace de valencia

Anteriormente describimos que los enlaces covalentes son el resultado de la superposición de orbitales atómicos de dos átomos, considerándose así como el eje fundamental de la teoría de enlace de valencia.

Los electrones que forman un enlace no son estáticos, sino que se ubican preferentemente en una zona determinada. Si el enlace covalente se forma significa que los electrones de enlace están ubicándose con mucha más frecuencia dentro de una zona situada entre ambos átomos.

De esta forma se aminoran las repulsiones electrostáticas entre ambos núcleos, disminuyendo la energía del sistema.
La superposición de dos orbitales atómicos, que contienen electrones de valencia, da lugar a un orbital molecular localizado o de valencia. Como los dos electrones, que inicialmente estaban en orbitales separados, van a ocupar el mismo orbital deben tener espines opuestos, según el Principio de Exclusión de Pauli.

El enlace será tanto más fuerte cuanto mayor sea la superposición de orbitales. Por esta razón, las superposiciones frontales producen mayor estabilidad en la molécula que las laterales.
La superposición a lo largo de un mismo eje da lugar a enlaces de tipo sigma (σ) y la superposición a lo largo de ejes paralelos, a enlaces de tipo pi (π). En los enlaces σ la máxima densidad electrónica se encuentra sobre el eje que une ambos núcleos, en cambio, en los enlaces π, la máxima densidad electrónica se encuentra sobre y bajo un plano que contiene a dicho eje, a este plano, en el cual la probabilidad de encontrar un electrón es cero, se le denomina plano nodal.

En general podemos considerar que los enlaces sencillos son uniones σ. Un doble enlace consiste en una unión σ y una unión π, y un enlace triple consiste en un enlace σ y dos enlaces π.

La energía de ionización o potencial de ionización se define como la energía que se necesita para poder separar un electrón de un átomo en estado fundamental y en estado gaseoso.

Los electrones se mantienen en los átomos mediante su atracción al núcleo lo cual significa que para sacar un electrón al átomo se necesita energía. La energía de ionización es necesaria para remover un electrón a un átomo en estado gaseoso. Cuando se retira un electrón de un átomo neutro, se forma un catión con una carga igual a +1.

 Na(g) + energía de ionización = Na+ + electrón

Para separar un segundo electrón, la energía  necesaria se llama segunda energía de ionización y  como es muy difícil remover un electrón de una partícula que es positiva el valor será mayor que el de la primera energía de ionización.

También es posible que haya una tercera energía de ionización. Hay que recordar siempre que mientras más lejos del núcleo esté el electrón, es más fácil removerlo, ya que se necesita menos energía.

Cuando el número atómico aumenta, también lo hará la carga nuclear y se hace más difícil remover un electrón pues es atraído más fuertemente por el núcleo. Si el efecto de pantalla es grande, la energía de ionización disminuye. 

El efecto de pantalla  se podría definir como la interferencia hallada entre la órbita más externa de un átomo y su núcleo.

Para entender esta propiedad es necesario comprender el resto de las propiedades periódicas, entre ellas tenemos:

Tamaño atómico

 Este se determina con la distancia entre los núcleos,  pero debido a que no se puede determinar el tamaño preciso del átomo ya que no hay límites definidos para la ubicación de los electrones, los núcleos de los átomos tienen una posición fija y entonces se puede medir la distancia entre dos núcleos atómicos cuando están químicamente enlazados. 

Estos electrones forman enlaces químicos pudiendo ser covalentes o iónicos, entonces estos enlaces forman sus propios radios, es decir si se crea un enlace covalente, existirá un radio covalente y un radio iónico para un enlace del mismo. 

Radio covalente

Mide la distancia entre los núcleos cuando se enlazan dos átomos del mismo elemento. Siempre es la mitad de la distancia de la unión.  Un ejemplo de enlace covalente son los que comparten los electrones en pares.

Radio Iónico

El radio iónico mide la distancia entre el centro del núcleo del átomo y el electrón estable que esté más alejado de él, pero tomando como referencia al ión y no al átomo. Este  se representa en la tabla de derecha a izquierda en los periodos y de arriba hacia abajo en los grupos.

Energía de ionización en la tabla periódica

La energía de ionización  en la tabla periódica  o en la tabla de electronegatividad varía de la siguiente manera:

 Un grupo disminuye de arriba hacia abajo debido a que aumenta el tamaño del átomo  porque es más fácil remover un electrón externo, a pesar de que al aumentar el número atómico aumentará la atracción del núcleo sobre los electrones, pero a causa de esto, el efecto de pantalla aumenta porque va disminuyendo la energía de ionización.

En un período aumenta de izquierda a derecha ya que aumenta la carga nuclear efectiva mientras el efecto de pantalla permanece constante y se incrementa gracias a la disminución del tamaño del átomo.

 Sin embargo, se debe tener en cuenta que los elementos ubicados en los grupos 2 (IIA) y 15 (VA) tienen mayor energía de ionización que los elementos de los grupos 13 (IIIA) y 16 (VIA), respectivamente, pero en el mismo período. Lo anterior se debe a que cuando el último subnivel ocupado se encuentra lleno o semilleno es más estable y se necesita más energía para quitarle un electrón. 

Afinidad Electrónica

Se define como la energía liberada cuando se añade un electrón a un átomo neutro en su estado gaseoso. Cuando se agrega un electrón a un átomo neutro, se forma un anión con una carga igual a -1.

 Cl (g) + electrón = Cl- + afinidad electrónica.

En la actualidad no se conoce la afinidad electrónica de todos los elementos químicos debido a que es muy difícil de medir.

La segunda afinidad electrónica consiste en adicionar un electrón a un ion negativo lo cual es muy difícil por las grandes repulsiones que se presentan. Sin embargo, el O 2- es un anión estable en los óxidos, pero no en estado sólido, lo que se explica por la neutralización de esta carga iónica con las cargas positivas vecinas en los cristales. 

La afinidad electrónica depende de los mismos factores que la energía de ionización y se espera que varíe de manera similar en la tabla periódica, disminuyendo en un grupo de arriba hacia abajo y aumentando en un período de izquierda a derecha. 

Con respecto a lo anterior, existen unas exclusiones, tales como:

 Todos los elementos del grupo IIA tienen afinidad electrónica igual a cero o valores positivos, lo cual indica que ninguno de estos elementos existe como anión; la variación de los elementos del grupo del nitrógeno es irregular; la variación de la afinidad electrónica a lo largo de los períodos es muy irregular aunque se nota la tendencia a un incremento en el valor negativo de esta propiedad.

 Los gases nobles no tienen afinidad electrónica, pues todos los subniveles están llenos de electrones y romper esta alta estabilidad es imposible.

Para no olvidar…

 En los grupos, de arriba hacia abajo, aumenta el tamaño atómico y disminuyen la energía de ionización, la afinidad electrónica y la electronegatividad. En los períodos de izquierda a derecha, el tamaño atómico disminuye y la energía de ionización, la afinidad electrónica y la electronegatividad aumenta, aunque la afinidad electrónica lo hace de forma irregular.