Tabla periódica

La fila: el nivel más alto

Cada periodo es un nivel que se empieza a llenar, así que todos los elementos de un periodo tienen los electrones de valencia en el mismo nivel. Por eso el periodo es el mayor valor de n que aparece en la configuración. El oxígeno tiene sus electrones de valencia en el nivel 2: está en el periodo 2.

O (Z = 8): 1s² 2s² 2p⁴

La columna: los electrones de valencia

Todos los elementos de un grupo tienen el mismo número de electrones de valencia. Así que el grupo sale de contarlos y de mirar dónde están, porque cinco electrones de valencia los tiene el grupo 5 y también el 15:

• Grupos 1 y 2 (acaban en ns¹ o ns²): uno o dos electrones de valencia, tantos como el grupo.
• Grupos 3 a 12 (acaban en (n−1)d): los del ns más los del (n−1)d, tantos como el grupo.
• Grupos 13 a 18 (acaban en np): de 3 a 8 electrones de valencia. A esos grupos hay querestarles los 10 del bloque d, que ya no cuentan en la capa de valencia: el grupo es los electrones de valencia más 10.

El 10 no es un número mágico: entre el grupo 2 y el 13 están las diez columnas del bloque d. El oxígeno,2s² 2p⁴, tiene seis electrones de valencia, en el 2s y el 2p: es del bloque p. Como en el bloque p los grupos 13 a 18 tienen de 3 a 8 electrones de valencia, está en el grupo 16.

El periodo se lee en el nivel más alto, no en el último subnivel que escribes. En el estaño lo último que se llena antes del 5p es un 4d, y el estaño está en el periodo 5.

Si dos elementos están en el mismo grupo, tienen la misma configuración de valencia, solo que en otro nivel. Y como las reacciones las hacen los electrones de fuera, se comportan parecido.

Todos los alcalinotérreos forman iones 2+ y todos los halógenos iones 1−. No es casualidad: es la misma capa de valencia, repetida. Por qué el flúor es mucho más reactivo que el yodo si tienen los mismos siete electrones de valencia es justo lo que resuelve esta unidad.

Ni siquiera había acuerdo en las masas

Hasta 1860 cada laboratorio usaba sus propias masas atómicas: unos daban 8 al oxígeno y otros 16. Así no hay forma de ordenar nada. Ese año se reunieron en Karlsruhe unos 140 químicos para ponerse de acuerdo, y Stanislao Cannizzaro los convenció con un método único, basado en la hipótesis de Avogadro.

Entre el público había un químico ruso de 26 años, Dmitri Mendeléiev. Había viajado con su amigo Alexander Borodin, que además de químico era compositor.

Las tríadas de Döbereiner

Décadas antes, Johann Döbereiner había visto algo raro: en grupos de tres elementos parecidos, la masa del de en medio es casi la media de los otros dos.

Las octavas de Newlands

En 1865, John Newlands ordenó los elementos por masa y vio que el octavo se parecía al primero, como las notas de una escala. Lo llamó ley de las octavas. En la Sociedad Química de Londres se rieron de él cuando la presentó: le preguntaron si había probado a ordenarlos por orden alfabético.

No era el único. En la década de 1860 aparecieron seis clasificaciones distintas, en Francia, Inglaterra, Alemania, Estados Unidos y Rusia. La idea estaba en el aire. Lo que distinguió a Mendeléiev fue lo que se atrevió a hacer con ella.

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El borrador que Mendeléiev fechó el 17 de febrero de 1869 (1 de marzo en nuestro calendario). Está girado respecto a la tabla de hoy: cada familia va en una fila. Los signos de interrogación son los huecos, con la masa que les suponíaDmitri Mendeléiev, 1869. Dominio público, vía Wikimedia Commons.

Mendeléiev no buscaba una ley de la naturaleza. Estaba escribiendo un libro de texto y tenía que decidir en qué orden contaba los elementos. Buscaba un índice.

• Una ficha por elemento. Con su masa atómica y la fórmula de su óxido, que dice su valencia. Las extendía sobre la mesa y las recolocaba, como en un solitario de cartas.
• La valencia se repite. Ordenadas por masa, las valencias iban 1, 2, 3, 4, 3, 2, 1… y volvían a empezar: Li₂O, BeO, B₂O₃, CO₂. Puso en la misma columna los que se repetían.
• La decisión valiente. Cuando un elemento no encajaba, mandaba la propiedad, no la masa. Puso el teluro (127,6) delante del yodo (126,9), porque el yodo tenía que ir con el cloro y el bromo.

Ante un dato que no encaja, Mendeléiev cambió el dato, no la teoría. Corrigió masas mal medidas (la del berilio, la del indio, la del uranio) y dejó huecos donde no encajaba nadie.

Se cuenta que la tabla se le apareció en un sueño. Es un relato que apareció mucho después y que se ha repetido tanto como se ha exagerado: sus papeles cuentan otra cosa, años de fichas, tachones y trabajo.

A los elementos que faltaban les puso un nombre provisional con el prefijo eka-, que en sánscrito significa «uno»: el eka-silicio es «el que va una casilla por debajo del silicio». Y describió cómo tenían que ser: su masa, su densidad y las fórmulas de sus compuestos.

Mendeléiev no descubrió ninguno de los tres. Los encontraron otros químicos, en otros países, años después de que él dijera que tenían que existir y cómo iban a ser.

El galio, que se funde en la mano

Lecoq de Boisbaudran encontró el galio en 1875, mirando las rayas de un espectro, como en la UD1. Midió su densidad y le salió 4,7 g/cm³. Mendeléiev le escribió para decirle que estaba mal: tenía que ser 5,9. Lecoq purificó mejor la muestra, repitió la medida… y le salió 5,9.

Por cierto: el galio funde a 29,8 °C. Si coges un trozo, se derrite en la mano.

El germanio y el 7 % que no cuadraba

En 1886 le dieron a Clemens Winkler un mineral de plata para analizarlo. Sumó todo lo que reconocía y le faltaba un 7 %. En vez de darlo por un error de medida, buscó lo que faltaba y aisló un elemento nuevo. Lo llamó germanio, por su país. Era el eka-silicio, quince años después de encargarlo.

Acertar una fórmula y una temperatura no es suerte. Una clasificación se puede ajustar a lo que ya sabes; una predicción se puede fallar. Arriesgarse a fallar es lo que convirtió la tabla en ciencia.

Y lo que no vio venir

En 1894 se descubrió el argón, y no cabía en ningún hueco. Mendeléiev llegó a pensar que era una forma rara del nitrógeno. Luego aparecieron el helio, el neón, el kriptón y el xenón, y resultó que faltaba una columna entera: los gases nobles. La tabla aguantó el golpe y creció.

Ordenar por masa funcionaba casi siempre. Casi. En tres sitios había que forzar el orden:

En 1913, Henry Moseley bombardeó con electrones un elemento tras otro y midió los rayos X que emitía cada uno. Cada vez que se pasaba al elemento siguiente, las rayas se desplazaban un peldaño regular. Lo que ordena la tabla es el número atómico, la carga del núcleo. Con Z, los tres pares quedan bien colocados sin forzar nada.

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Henry Moseley y su «escalera» de rayos X, del calcio al cobre: en cada elemento las rayas bajan un peldaño. Entre el calcio y el titanio el peldaño es doble porque falta el escandio, que no estaba en la placa. «Brass» es latón, y enseña a la vez las rayas del cobre y las del cincRetrato publicado en Nature y placa de Moseley (1914). Dominio público, vía Wikimedia Commons.

Rayas de rayos X: otro espectro de emisión

• El golpe. Un electrón muy rápido arranca otro de la capa más interna, la n = 1.
• El salto. Un electrón de la capa 2 cae a ese hueco y emite un fotón.
• Por qué rayos X. El salto acaba muy cerca de un núcleo con muchos protones, y esa energía es enorme. Cuanto mayor es Z, más energía tiene el fotón.

Es lo mismo que las rayas del sodio de la UD1, pero muy dentro del átomo. Como el peldaño es regular, un hueco en la serie se ve a simple vista. Se pudo «pasar lista» a los elementos: del hidrógeno al uranio había 92, y faltaban 7 por encontrar.

Moseley se alistó al empezar la Primera Guerra Mundial y murió en Galípoli en 1915, con 27 años. Tras su muerte, el gobierno británico dejó de mandar al frente a sus científicos más destacados.

Faltaba el porqué. En 1925, con el principio de Pauli y la configuración electrónica, por fin se entendió: los de un mismo grupo tienen la misma configuración de valencia, y las propiedades químicas las deciden los electrones de valencia.

Cada periodo es un nivel que se empieza a llenar, con los subniveles que entran en él por el orden de llenado:

El 3d no entra en el periodo 3: se llena después del 4s. Por eso el periodo 3 se queda en 8 elementos y el 4 llega a 18. Y el bloque f se dibuja abajo, descolgado, solo para que la tabla quepa en una hoja.

Todos los elementos de un periodo tienen los electrones de valencia en el mismo nivel, así que el periodo es el mayor valor de n que aparece en la configuración: su nivel de valencia. En el bloque d hay que fijarse bien, porque lo último que se escribe no es lo del nivel más alto:

Fe (Z = 26): [Ar] 4s² 3d⁶

Lo que se está llenando es el 3d, pero el nivel más alto es el 4: el hierro está en el periodo 4. Todos los del periodo 4, del potasio al kriptón, tienen su nivel más alto en n = 4.

Hay una sola excepción en toda la tabla: el paladio, [Kr] 4d¹⁰, sin ningún electrón en el 5s. Su mayor n es 4, pero está en el periodo 5, detrás del rodio. Su sitio lo decide Z, no la regla. En la PAU no ha caído nunca.

Todos los elementos de un grupo tienen el mismo número de electrones de valencia. Se cuentan, y ese número da el grupo. Solo hay un matiz: en el bloque p hay que sumarle los 10 del bloque d, que quedan por dentro y ya no son de valencia.

La tabla es un resumen. En el examen, el grupo se justifica con frases, diciendo cuántos electrones de valencia tiene y dónde están:

• Calcio. «Tiene 2 electrones de valencia, en el 4s: es del bloque s. Como todos los elementos de un grupo tienen el mismo número de electrones de valencia, está en el grupo 2.»
• Selenio. «Tiene 6 electrones de valencia, en el 4s y el 4p (su configuración acaba en p): es del bloque p. Como en el bloque p los grupos 13 a 18 tienen de 3 a 8 electrones de valencia, está en el grupo 16.» El 3d¹⁰ llegó completo de un bloque anterior, así que no cuenta.
• Hierro. En el bloque d, los electrones del (n−1)d cuentan como de valencia. «Tiene 8 electrones de valencia, dos en el 4s y seis en el 3d: es del bloque d. Como en el bloque d el grupo coincide con el número de electrones de valencia, está en el grupo 8.»

El número solo no basta. El vanadio (4s² 3d³) y el fósforo (3s² 3p³) tienen los dos cinco electrones de valencia, y uno está en el grupo 5 y el otro en el 15. Al razonar el grupo di siempre dónde están esos electrones: en qué bloque está, en qué acaba la configuración o en qué subniveles (ns, ns y (n−1)d, o ns y np). Por ejemplo: «acaba en4p³; sus cinco electrones de valencia están en el 4s y el 4p, así que es del bloque p y pertenece al grupo 15».

La regla aguanta el cromo y el cobre

El cromo y el cobre no siguen el orden de llenado. Pero la regla del grupo sale igual:

• Cromo. El diagrama de Moeller daría 4s² 3d⁴: 2 + 4 = 6. Se mide 4s¹ 3d⁵: 1 + 5 = 6. Grupo 6 en los dos casos.
• Cobre. El diagrama de Moeller daría 4s² 3d⁹: 11. Se mide 4s¹ 3d¹⁰: 11. Grupo 11.

La anomalía cambia dónde está el electrón, pero no cuántos hay. Y el grupo depende de cuántos.

Del bloque sale el tipo de elemento:

• Representativos. Bloques s y p: grupos 1, 2 y del 13 al 17. Los hay metales (Na, Ca, Al), semimetales (Si, As) y no metales (O, Cl).
• De transición. Bloque d: grupos 3 al 12. Todos son metales.
• De transición interna. Bloque f: lantánidos y actínidos. También metales.
• Gases nobles. Grupo 18, con la capa de valencia completa, ns² np⁶. El helio, 1s².

El hidrógeno está en el grupo 1 por su 1s¹, pero no es un alcalino: es un gas, no es metálico y es un caso aparte en casi todo.

Las familias, con las frases de clase

Las familias se aprenden de arriba abajo con una frase. La frase sirve para el símbolo; la configuración, para entender por qué se parecen.

• Grupo 1 · Alcalinos«Hola, Lisa, nada con Rubén, César y Francisco.»H · Li · Na · K · Rb · Cs · Fr
• Grupo 2 · Alcalinotérreos«Benito, me gusta casado con una señorita bajita y rara.»Be · Mg · Ca · Sr · Ba · Ra
• Grupo 15 · Nitrogenoideos«Ningún pollo asado sabe bien.»N · P · As · Sb · Bi
• Grupo 16 · Anfígenos«OSETE POLAR»: O, S, Se y Te leídos de un tirón suenan a «osete», y el polonio pone lo «polar».O · S · Se · Te · Po
• Grupo 17 · Halógenos«Fútbol Club Británico Inglés» (F, Cl, Br, I)… y el astato cierra la columna.F · Cl · Br · I · At
• Grupos 13 y 14«Barcelona OFF»: B, C, N, O y F son los primeros elementos de los grupos 13 a 17, escritos de un tirón.B · Al · Ga · In · Tl  |  C · Si · Ge · Sn · Pb

En el examen caen los dos caminos. El de vuelta, de la casilla a la configuración, es el que menos se practica y el que más se falla.

En el camino de vuelta, Z sale de sumar el gas noble anterior y los electrones que se añaden. Si no te cuadra, casi siempre es que te has olvidado el bloque d (o, en el periodo 6, los 14 del 4f).

Fíjate en cómo está escrita la solución oficial, la misma en todas las convocatorias: «Nivel máximo ocupado, luego el periodo es…; valencia del tipo…, luego el grupo es…». Ese es el orden que hay que seguir. En tu examen, escríbelo con las frases completas del último paso: dicen lo mismo y dejan claro por qué.

La tabla ya la conoces: periodos, grupos, metales a la izquierda y no metales a la derecha. Lo que la hace útil es que muchas propiedades se repiten a lo largo de ella. Por eso se llaman periódicas.

Sube a lo largo de cada periodo y cae de golpe al empezar el siguiente: abajo, los alcalinos; arriba, los gases nobles. El mismo dibujo, periodo tras periodo. No hace falta entender todavía cada pico: eso llega en el bloque 05.

Mendeléiev ordenó la tabla fiándose de esa repetición, sin saber por qué funcionaba, y Moseley descubrió que lo que se ordena es Z. Del bloque 02 ya sabes por qué se parecen los de una columna: tienen la misma capa de valencia. Queda lo otro, y es lo que resuelve este bloque: por qué cambian tanto a lo largo de una fila, si ahí todos tienen los electrones de valencia en el mismo nivel.

La respuesta está en el electrón de valencia de cada átomo: en con qué fuerza lo sujeta su núcleo.

Lo que decide cómo reacciona un átomo, y también su tamaño, es con qué fuerza sujeta el núcleo a sus electrones de valencia. Así que vamos a mirar a uno de ellos. Siente dos cosas:

• La atracción del núcleo, que tira de él con sus Z protones.
• La repulsión de los demás electrones, que se le interponen: los de dentro y los de su misma capa.

Al resultado de esa pelea se le llama carga nuclear efectiva, Z*. Es la parte de la carga del núcleo que le llega de verdad a ese electrón:

Z* = Z − a

La a es el apantallamiento: lo que los demás electrones le tapan del núcleo. Por eso Z* siempre es menor que Z.

Z* no es la carga del ion ni una carga nueva. Es la carga del núcleo que «ve» un electrón concreto. En un mismo átomo, un electrón 1s y uno de valencia sienten Z* muy distintas.

Si todos los electrones taparan lo mismo, esto no explicaría nada. Lo explica todo que no tapan igual:

• Los de una capa interior están casi siempre entre el núcleo y el electrón de valencia. Tapan casi un protón entero cada uno.
• Los de su misma capa están a la misma distancia del núcleo. Unas veces se ponen en medio y otras están al otro lado, así que de media tapan poco: en torno a un tercio.

Con este matiz sale todo el tema. Si te mueves a la derecha en un periodo, sumas un protón entero y un electrón que solo tapa un tercio: gana el protón. Si bajas en un grupo, sumas protones, pero también una capa entera que los tapa casi todos.

Para verlo, empieza por una cuenta fácil: supón que cada electrón de dentro tapa un protón entero y los de su misma capa, nada. Se hace con dos listas, en la parada siguiente, y luego se corrige.

Con la cuenta fácil, la carga que le llega al electrón de valencia es Z menos los electrones de dentro. El sodio está hecho; antes de leer las demás filas, prueba tú con dos o tres.

Lista A: ¿qué tienen en común?

• Los ocho tienen su nivel más alto en el 3 y cada uno lleva un electrón más que el anterior: están en la misma fila, el periodo 3.
• La carga que ve el electrón de valencia sube de 1 a 8. Cada paso suma un protón, y el electrón nuevo va a la misma capa, no por dentro.
• En los dibujos, lo que tapan los de dentro es −10 en los tres, y el anillo de la capa de valencia encoge. Más carga, más cerca: es el radio del bloque 04.

Lista B: ¿y estos?

• Los cuatro tienen siete electrones de valencia, ns² np⁵, cada uno un nivel más abajo: están en la misma columna, el grupo 17.
• El 3d¹⁰ del bromo y el 4d¹⁰ del yodo van en gris. Llegaron completos de un bloque anterior, así que son de dentro: bromo, 35 − 28 = 7.
• Con la cuenta fácil, la carga que ve el de valencia no cambia: 7 en los cuatro. Cada nivel nuevo trae sus protones, pero también sus electrones de dentro. Lo que cambia es la distancia.

El cloro está en las dos listas: es el cruce del periodo 3 y el grupo 17.

La corrección

La cuenta fácil simplifica demasiado. Los de dentro no tapan un protón entero, y los de su misma capa sí tapan algo, en torno a un tercio cada uno. El botón «Corregir» de cada lista pone al lado la Z* calculada de verdad (Clementi y Raimondi):

• En la fila, sube menos, de 2,51 a 6,76. Pero sube, así que la conclusión no cambia.
• En la columna, no se queda en 7: 5,10 · 6,12 · 9,03 · 11,61. Sube, pero muy poco comparado con Z, que va de 9 a 53: al bajar hay muchos más protones, pero también muchos más electrones internos, que apantallan casi del todo. Y es más relevante el nivel de energía de los electrones de valencia: cada vez más alto, con un orbital mayor y más lejos del núcleo.

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Z* del electrón más externo en el periodo 2, de Clementi y Raimondi: sube a pasos casi iguales

Del litio al neón, Z* va de 1,28 a 5,76: se multiplica por cuatro y medio. Y sube a pasos casi iguales, de unos 0,65. No es casualidad: es un protón entero menos el tercio que tapa el electrón nuevo.

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Quién tapa a quién. El electrón amarillo del litio solo tiene dos por dentro; el del flúor, los mismos dos por dentro y seis más en su capa, que tapan poco

Aquí se contesta la pregunta del principio, escrita como en el examen: «El litio y el flúor están en el mismo periodo, así que sus electrones de valencia están en el mismo nivel (n = 2). El flúor tiene 6 protones más y los electrones que se añaden van a esa misma capa, que apantalla poco, así que la carga nuclear efectiva que sienten sus electrones de valencia es unas cuatro veces mayor. Al estar mucho más atraídos por el núcleo, el flúor retiene sus electrones y atrae los de otros átomos, mientras que el litio pierde el suyo con facilidad.»

Del sodio al potasio se suman 8 protones, pero también 8 electrones en capas interiores, que tapan casi uno entero cada uno. El apantallamiento se come casi todo lo que se gana, pero no todo: Z* sube, de 2,51 a 3,50. Del litio al cesio, con 52 protones más, solo pasa de 1,28 a 6,36.

Y aun subiendo, el electrón de valencia del cesio está mucho menos atraído que el del litio. Escrito como en el examen: «El litio y el cesio están en el mismo grupo: tienen los dos 1 electrón de valencia, pero en el cesio está en un nivel de energía más alto (n = 6 frente a n = 2). Aunque la carga nuclear efectiva aumenta al bajar en el grupo, lo hace muy poco (mucho menos que Z), y es más relevante el nivel de energía en el que se encuentran los electrones de valencia: cuanto mayor es ese nivel, mayor es el orbital y más lejos del núcleo están. Por eso el electrón de valencia del cesio está menos atraído.»

Es lo mismo que pasaba en la Lista B: la cuenta fácil daba 7 en los cuatro halógenos, y la Z* de verdad sube de 5,10 a 11,61 mientras Z pasa de 9 a 53.

No digas nunca que «al bajar en un grupo Z* disminuye». No disminuye: sube, aunque mucho menos que Z. Con las reglas de Slater sale 2,20 para todo el grupo 1 a partir del sodio, y algunos libros lo dan como si fuera constante, pero es un defecto de esas reglas.

En un periodo, los electrones de valencia están en el mismo nivel y, hacia la derecha, la carga nuclear efectiva aumenta: están más atraídos.
Al bajar en un grupo, están en un nivel de energía más alto: aunque la carga nuclear efectiva aumenta, lo hace muy poco; es más relevante el nivel, y están más lejos y menos atraídos.

• A la derecha en un periodo. Los electrones de valencia siguen en el mismo nivel. Cada elemento tiene un protón más y el electrón que se añade va a la misma capa, que apantalla poco, así que la carga nuclear efectiva aumenta y los electrones de valencia están más atraídos por el núcleo.
• Hacia abajo en un grupo. Los electrones de valencia están en un nivel de energía más alto. Hay muchos más protones, pero también muchos más electrones internos, que apantallan casi del todo: la carga nuclear efectiva aumenta, pero muy poco comparado con Z. Es más relevante el nivel de energía en el que se encuentran los electrones de valencia: cuanto mayor es ese nivel, mayor es el orbital y más lejos del núcleo están. Por eso están menos atraídos.

Con estas dos frases se deducen todas las propiedades de los bloques que vienen, sin memorizar ni una flecha. Y escritas con los elementos concretos de cada pregunta son, además, la justificación que se pide en el examen.

Aquí se junta todo lo anterior. Solo tienes Z, así que primero hay que situar cada elemento (configuración, periodo y grupo), como en el bloque 02, y después justificar cada pareja que comparta periodo o grupo con su frase completa. La conclusión, en una línea con el orden.

Los de un mismo grupo tienen los mismos electrones de valencia. Así que pierden o ganan los mismos para quedarse con la configuración del gas noble más cercano, y forman el mismo ion.

• Los metales pierden. Grupo 1, +1; grupo 2, +2; el aluminio y los de debajo, +3.
• Los no metales ganan lo que les falta hasta ocho: grupo 17, −1; grupo 16, −2; grupo 15, −3.
• Los gases nobles ya tienen la capa completa. Ni ganan ni pierden: son la referencia.

¿Por qué se para justo ahí?

Se van los electrones que el núcleo sujeta peor, y el proceso se para en el gas noble porque el siguiente estaría mucho más sujeto.

• Sodio. Su electrón 3s siente una Z* de 2,51. El siguiente que podría perder sería un 2p: siente 6,80 y está en n = 2. Arrancar el primero cuesta 496 kJ/mol; el segundo, 4562, nueve veces más.
• Cloro. Con un electrón más, el 3p se completa. El siguiente tendría que ir a un nivel nuevo, lejos del núcleo y en un ion que ya es negativo: no se queda.

No digas que el ion estable es «el menos afectado por la Z*». Lo que pasa es que se van los electrones menos sujetos. Y cuidado con el igual: en Cl⁻ = [Ne] 3s² 3p⁶ = [Ar] se comparan configuraciones, que sí son iguales; «Na⁺ = Ne» no se puede escribir, porque son especies distintas.

Solo vale para los representativos. El grupo 14 no forma iones sencillos: el carbono y el silicio comparten electrones. El boro tampoco forma B³⁺. Y en los metales de transición salen primero los electrones del nivel más alto, los ns, como en el Fe²⁺ de la UD1: su ion no sale de esta cuenta.

En la PAU, el ion que se pide es casi siempre este: el catión o el anión estable de un representativo. De 2022 a 2026, de un metal de transición solo ha caído una vez: julio de 2022, el cromo.

El orbital no tiene un borde nítido: el electrón puede estar lejos, con poca probabilidad. Por eso el radio no se mide en un átomo suelto. Se mide la distancia entre dos núcleos enlazados y se toma la mitad.

En la molécula de hidrógeno, los dos núcleos están a 74 pm. El radio del hidrógeno es la mitad: 37 pm. Un picómetro, pm, es una billonésima de metro.

Cada libro da números algo distintos, según con qué enlace mida. Las tendencias son las mismas en todas las tablas, y es lo que se pregunta: ordenar, no dar valores. En el texto usamos los radios de los apuntes; los colores de la tabla son de otra tabla más completa (la de Cordero, de 2008), así que algún número no coincide.

El razonamiento que hay que escribir, en tres pasos:

1. En un periodo, cada elemento tiene un protón más, y el electrón que se añade entra en la misma capa, que tapa poco: Z* aumenta.
2. Los electrones de valencia siguen en el mismo nivel y los atrae un núcleo con más carga efectiva: están más atraídos.
3. Se acercan al núcleo: el radio disminuye hacia la derecha.

«Pero el flúor tiene seis electrones más.» Sí, y están en la misma capa, con seis protones más tirando de ellos. Más electrones no quiere decir más grande si no hay un nivel nuevo.

1. Al bajar, el electrón de valencia está en un nivel más (n = 2, 3, 4, 5, 6): más lejos del núcleo.
2. Z* también sube, pero mucho menos que los protones: los electrones de las capas interiores los tapan casi todos.
3. Es más relevante el nivel de energía: cuanto mayor es, mayor es el orbital y más lejos del núcleo está el electrón de valencia, que queda menos atraído. Por eso el radio aumenta hacia abajo.

Al ganar o perder electrones, lo que cambia es la carga efectiva. Las dos reglas salen de contar protones y electrones.

El catión, siempre más pequeño

1. Pierde electrones: el litio, 1s² 2s¹, pierde el 2s y se queda sin la capa 2.
2. Quedan menos electrones que se tapen entre sí: Z* sube. El más externo pasa de 3 − 2 · 0,85 = 1,30 (el 2s) a 3 − 0,30 = 2,70 (los dos 1s, que solo se tapan 0,30 entre ellos).
3. Más atraídos y un nivel más cerca: radio menor, de 134 a 76 pm.

El anión, siempre más grande

1. Gana un electrón sin ganar protones: 9 protones para 10 electrones.
2. El electrón nuevo repele y tapa a los demás: Z* baja. Un 2p pasa de 9 − (2 · 0,85 + 6 · 0,35) = 5,20 a 9 − (2 · 0,85 + 7 · 0,35) = 4,85.
3. Menos atraídos, se separan: radio mayor, de 64 a 133 pm.

Las cuentas son las de clase, con los números de Slater: dan el sentido del cambio, no el valor exacto. Los radios de los iones son de Shannon (1976).

Dos especies son isoelectrónicas si tienen el mismo número de electrones. Tienen la misma configuración, así que ya no se pueden comparar por capas. Lo único que las distingue es cuántos protones tiran de esos electrones.

A igual número de electrones, más protones significa menor radio. Ante cualquier serie de iones, lo primero es contar electrones para ver si son isoelectrónicos.

Y un error que conviene no cometer: el radio no depende de la masa. Dos isótopos del mismo elemento miden lo mismo, porque el tamaño lo pone la corteza, no el núcleo.

La energía de ionización es la energía mínima necesaria para arrancar el electrón más externo de un átomo neutro, gaseoso y en su estado fundamental:

X (g) → X⁺ (g) + e⁻

×

La primera ionización del litio: se arranca el electrón 2s y queda el ion Li⁺ con los dos 1s

Cada condición tiene su porqué, y en el examen se puntúan:

• Gaseoso, para que no intervengan los átomos vecinos.
• En su estado fundamental, para que la energía sea la mínima.
• El electrón más externo, el menos sujeto, que es el de valencia.

Siempre es positiva: hay que aportarla. Al litio, por ejemplo, hay que darle 520 kJ por cada mol de átomos. Por átomo son 5,39 eV, más del doble de lo que lleva un fotón de luz amarilla: la luz visible no ioniza el litio, hace falta ultravioleta.

Es la misma pregunta que el radio, hecha de otra manera. Cuanto más atraído está ese electrón por el núcleo (más carga nuclear efectiva, más cerca), más cuesta arrancarlo.

• A la derecha en un periodo, los electrones de valencia siguen en el mismo nivel. Hay más protones y el electrón que se añade va a la misma capa, que apantalla poco, así que la carga nuclear efectiva aumenta. Al estar el electrón más atraído por el núcleo, cuesta más arrancarlo: la energía de ionización aumenta.
• Hacia abajo en un grupo, el electrón de valencia está en un nivel de energía más alto. La carga nuclear efectiva aumenta, pero muy poco comparado con Z, y es más relevante el nivel: cuanto mayor es, mayor es el orbital y más lejos del núcleo está el electrón. Al estar menos atraído, cuesta menos arrancarlo: la energía de ionización disminuye.

Leer la gráfica frente a Z

Si se dibuja la energía de ionización elemento a elemento, sale un dibujo que se repite: por eso se llama periódica.

• Los picos son los gases nobles: capa completa, lo más difícil de arrancar de cada periodo.
• Los valles son los alcalinos, que empiezan un nivel nuevo con un solo electrón, lejos y mal sujeto.
• Entre un valle y el pico siguiente la energía sube, pero no de forma regular: baja dos veces en cada periodo. Esos dos escalones son lo interesante.

El berilio pide 899 kJ/mol y el boro, que tiene un protón más, solo 801. La razón es qué electrón se arranca:

• Al berilio, 1s² 2s², se le arranca un electrón 2s.
• Al boro, 1s² 2s² 2p¹, se le arranca un electrón 2p.

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El 2s tiene una pequeña parte muy cerca del núcleo, dentro de los 1s, y ahí siente casi toda la carga. El 2p tiene un plano nodal que pasa por el núcleo, casi no entra y los 1s lo tapan

A eso se le llama penetrar. El 2p penetra peor, siente menos carga efectiva y sale más fácil, aunque el boro tenga un protón más. Un piso más abajo pasa lo mismo: el aluminio (578) ioniza más fácil que el magnesio (738).

En el examen se escribe así: «El electrón que se arranca del boro es el primero de un subnivel nuevo, el 2p, de más energía que el 2s del berilio, así que cuesta menos arrancarlo aunque el boro tenga un protón más.»

Cada caja es un orbital, una región del espacio. En el nitrógeno, los tres electrones 2p están cada uno en su región, lejos de los otros. En el oxígeno, el cuarto está obligado a compartir orbital: los dos ocupan la misma región y se repelen más. Por eso sale más fácil de lo que cabría esperar por su carga.

En el examen se escribe así: «En el oxígeno, el electrón que se arranca comparte orbital 2p con otro, y la repulsión entre los dos hace que cueste menos arrancarlo, aunque el oxígeno tenga un protón más.»

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Los tres orbitales 2p. En el nitrógeno, un electrón en cada uno; en el oxígeno, el cuarto comparte el px con otro y se repelen

No digas que el nitrógeno es «especialmente estable por tener la subcapa semillena». En la gráfica no hay un pico del nitrógeno: hay un escalón hacia abajo del oxígeno, el flúor y el neón, los tres por igual, que empieza justo cuando empieza el apareamiento.

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A la izquierda, la energía de ionización del periodo 2: el oxígeno, el flúor y el neón quedan en una recta paralela, unos 430 kJ/mol por debajo. A la derecha, la misma caída en los periodos siguientes: cada vez menor, y en el 5 ya no hay

Un piso más abajo pasa lo mismo, del fósforo (1012) al azufre (1000), pero la caída es menor: en orbitales más grandes, los dos electrones de una caja se estorban menos. Llevas semanas dibujando cajas y aquí se ven en un número medido.

Se pueden arrancar electrones uno tras otro. Cada uno cuesta más que el anterior, porque el ion que queda es cada vez más positivo. Pero hay un salto enorme cuando se rompe una capa completa, porque el siguiente electrón está ya en un nivel interior.

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Ionizaciones sucesivas del berilio y del magnesio, en escala logarítmica: dos electrones fáciles y, en el tercero, un muro, porque ya sale de la capa de gas noble

Por la misma razón, el magnesio forma Mg²⁺ y nunca Mg³⁺: el tercer electrón costaría 7730 kJ/mol, más de cinco veces el segundo. El salto no solo delata el grupo: explica qué ion forma cada elemento.

La afinidad electrónica es la energía que se intercambia cuando un átomo neutro, gaseoso y en su estado fundamental gana un electrón:

X (g) + e⁻ → X⁻ (g)

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La afinidad del flúor: el electrón que entra completa su capa de valencia y queda el ion F⁻

La ionización pregunta cuánto cuesta quitarle un electrón a un átomo. La afinidad, cuánto se gana si le metemos uno más. Y las dos dependen de lo mismo: de la fuerza con la que el átomo trata a un electrón en su capa de valencia.

Ionización y afinidad son la misma fuerza medida en las dos direcciones. En un átomo con mucha carga nuclear efectiva y radio pequeño, los electrones de valencia están muy atraídos: cuesta mucho arrancarle uno y, si gana uno, queda muy atraído y se desprende mucha energía. Por eso las dos crecen hacia la derecha y hacia arriba, y los halógenos son los campeones de las dos.

El lío de los signos

Unos libros la dan como energía que se libera (flúor, +328 kJ/mol) y otros como variación de entalpía (flúor, −328 kJ/mol). Es el mismo dato. Aquí, afinidad alta significa proceso favorable: el átomo libera energía al coger el electrón.

Para no depender del signo, acompaña siempre el número con la palabra favorable o desfavorable. Y si un enunciado da un valor con signo, lo primero es decir qué convenio usa.

La tendencia es la de la ionización. Pero la tabla tiene casillas grises, y en el periodo 2 se ve bien:

Las irregularidades salen de las cajas, igual que en la ionización:

• El nitrógeno, prácticamente nula. Tiene 2p³, un electrón en cada caja: el que entra tiene que emparejarse. Lo que se gana por atracción casi se pierde por repulsión.
• El berilio, el magnesio y los gases nobles, desfavorable. Su subnivel está lleno, y el que entra tiene que estrenar uno nuevo, más alto y peor sujeto. Cuesta energía en vez de darla.
• El calcio, el estroncio y el bario, favorable aunque minúscula (2, 5 y 14 kJ/mol). No generalices a todo el grupo 2.

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El flúor y el cloro a escala. En el flúor, el electrón que llega cae entre siete muy apretados en el nivel 2 y lo empujan (flechas rojas); el cloro lo recibe con sitio

1. El flúor es muy pequeño: sus siete electrones de valencia están apretados en el nivel 2.
2. El que entra choca con ellos: la repulsión es enorme.
3. Lo que el flúor gana por ser pequeño se lo come la repulsión. El cloro, más grande, lo recibe con sitio.

Pasa lo mismo un grupo a la izquierda: el azufre (200) gana más que el oxígeno (141). Es la misma lección que la ionización del oxígeno: cuando el orbital es pequeño, meter un electrón más sale caro.

La electronegatividad es la tendencia de un átomo a atraer hacia sí los electrones del enlace que forma con otro átomo. El radio, la ionización y la afinidad son de un átomo solo, y se miden. La electronegatividad solo tiene sentido cuando el átomo está unido a otro: no es una medida, es una comparación.

• Hacia la derecha en un periodo, la capa de valencia sigue en el mismo nivel y la carga nuclear efectiva aumenta (un protón más y un electrón en la misma capa, que apantalla poco): el núcleo atrae con más fuerza los electrones del enlace, y la electronegatividad aumenta.
• Hacia abajo en un grupo, la capa de valencia está en un nivel de energía más alto. La carga nuclear efectiva aumenta muy poco y es más relevante el nivel: cuanto mayor es, mayor es el orbital y más lejos del núcleo quedan los electrones del enlace. El núcleo los atrae con menos fuerza, y la electronegatividad disminuye.

Los gases nobles no tienen valor, que no es lo mismo que valer cero: el helio, el neón y el argón no forman compuestos, así que no hay enlace del que sacarlo. El kriptón (3,00) y el xenón (2,6), que sí forman algunos, lo tienen. Y el 0,7 que aparece a veces en el extremo es el del francio, no el del cesio.

En 1934, Robert Mulliken propuso otra forma de medirla, y es la que cose todo lo anterior: la electronegatividad es la media de la energía de ionización y la afinidad electrónica.

χ = (EI + AE) / 2

Un átomo es muy electronegativo si le cuesta mucho soltar los electrones que tiene y además gana mucho cogiendo otros. Es decir, si atrae con fuerza tanto los electrones que tiene como los que gana.

• Flúor: (1681 + 328) / 2 ≈ 1004 kJ/mol.
• Cesio: (376 + 46) / 2 = 211 kJ/mol.

El flúor, casi cinco veces el cesio. En la escala de Pauling, 3,98 frente a 0,79: también unas cinco veces. No hay dos electronegatividades distintas: hay dos maneras de medir lo mismo.

En la fórmula de Mulliken la afinidad entra como energía que se libera, positiva. Si usas el valor de una tabla con el convenio de la entalpía (flúor, −328), cámbiale el signo antes.

Químicamente, un metal es un átomo que pierde electrones con facilidad: baja energía de ionización y baja electronegatividad. Un no metal es el que atrae con fuerza sus electrones y tiende a ganar más.

1. Hacia la izquierda en un periodo, los electrones de valencia siguen en el mismo nivel, pero la carga nuclear efectiva es menor: están menos atraídos y el átomo los pierde con más facilidad. Más metálico.
2. Hacia abajo en un grupo, el electrón de valencia está en un nivel de energía más alto: aunque la carga nuclear efectiva aumenta, lo hace muy poco; es más relevante el nivel, y el electrón está más lejos y menos atraído, así que se pierde con más facilidad. Más metálico.
3. Va al revés que la ionización y la electronegatividad: si un átomo atrae con fuerza sus electrones, no es metal.

Es lo que pide la guía de la PAU: justificar la reactividad de un elemento a partir de su configuración o de su posición en la tabla. El razonamiento es siempre el mismo: ¿cómo reacciona, soltando o ganando electrones?, ¿y cuánto le cuesta?

• Los metales reaccionan soltando electrones. Cuanto menos les cuesta, más reactivos. En el grupo 1, con ns¹, la reactividad crece hacia abajo: el litio burbujea en agua, el sodio corre por la superficie, el potasio arde con llama lila y el cesio explota.
• Los no metales reaccionan ganando electrones. Cuanto más los atraen, más reactivos. En el grupo 17, con ns² np⁵, la reactividad crece hacia arriba: el flúor, el más electronegativo, es el elemento más reactivo que existe.
• Los gases nobles casi no reaccionan. Capa completa, ns² np⁶: arrancarles un electrón cuesta muchísimo, y meterles uno es desfavorable.

Y el cesio frente al oro: los dos tienen un electrón s de valencia, pero al cesio arrancarlo le cuesta 376 kJ/mol y al oro, 890, más del doble. El oro no lo pierde con facilidad, y por eso no reacciona ni con el agua ni con el aire.

• A la derecha en un periodo, los electrones de valencia están en el mismo nivel y la carga nuclear efectiva aumenta: están más atraídos por el núcleo. Por eso el átomo es más pequeño, cuesta más arrancarle un electrón, se desprende más energía al ganar uno, atrae con más fuerza los electrones del enlace y es menos metálico.
• Hacia abajo en un grupo, los electrones de valencia están en un nivel de energía más alto: aunque la carga nuclear efectiva aumenta, lo hace muy poco; es más relevante el nivel, y están más lejos y menos atraídos, aunque haya más protones. Por eso todo va al revés: el átomo es más grande y más metálico.
• El carácter metálico va al revés que las otras, porque un metal es el que pierde electrones con facilidad.
• Las irregularidades (berilio-boro, nitrógeno-oxígeno, la afinidad del nitrógeno, el flúor frente al cloro) salen de las cajas y del tamaño del orbital. No hay que memorizarlas.

Todas las flechas apuntan a dos rincones:
el flúor atrae con fuerza sus electrones y los ajenos;
el cesio pierde el suyo con facilidad.

La justificación no es «porque la flecha va así». Es «porque el rubidio tiene la valencia en n = 5 y el cloro en n = 3 con mucha carga efectiva». Eso es lo que puntúa.