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Electronegatividad
La electronegatividad de un elemento mide su tendencia a atraer hacia sí electrones, cuando está químicamente combinado con otro átomo. Cuanto mayor sea, mayor será su capacidad para atraerlos.
Potencial de ionización
La primera energía de ionización (EI1) que también se conoce con el nombre de primer potencial de ionización es la cantidad mínima de energía que se necesita para separar al electrón menos fuertemente unido de un átomo gaseoso aislado para formar un ión con carga 1+.
Por ejemplo la primera energía de ionización del Calcio (EI1) es de 599 kj /mol:
Ca (g) + 599 kj → Ca + (g) + e-
La segunda energía de ionización (EI2) es la cantidad de energía que se necesita para separar el segundo electrón y para el calcio puede representarse como:
Ca+ (g) + 1145 kj → Ca 2+ (g) + e-
Para un elemento dado, EI2 siempre es mayor que (EI1) porque es más difícil separar un electrón con carga negativa de un ión con carga positiva que del correspondiente átomo neutro.
Con la energía de ionización se mide que tan unidos están los electrones a los átomos y en la ionización siempre se necesita energía para liberar a un electrón de la fuerza de atracción del núcleo. Una energía de ionización baja indica la remoción fácil de electrones y, por tanto, la formación fácil de un ión positivo (catión).
Los electrones con baja energía de ionización (EI) pierden electrones con gran facilidad para formar cationes.
La primera energía de ionización de los metales del grupo 1A (Li, Na, K, Rb, Cs) es muy baja; cada uno de estos elementos tienen un solo electrón en su capa más externa. (ns1) y son los átomos más grandes de sus períodos. El primer electrón que se añade a una capa se elimina con facilidad para dar una configuración de gas noble. Conforme descendemos por el grupo la primera energía de ionización se vuelve más pequeña y la fuerza de atracción que ejerce el núcleo con carga positiva por los electrones disminuye conforme aumenta la distancia al cuadrado entre ellos. Por esta razón, a medida que aumenta el radio atómico en un grupo dado la primera energía de ionización disminuye porque los electrones están más alejados del núcleo.
La primera energía de ionización de los elementos del grupo 2a (Be, Mg, Ca, Sr, Ba) es mucho mayor que la de los elementos del grupo IA de los mismos periodos, por tanto sus electrones más externos son atraídos más estrechamente que aquellos de los metales vecinos 1A. Es más difícil eliminar un electrón de un par de los orbitales llenos más externos s del grupo 2ª que hacer lo mismo con un electrón de los orbitales s más externos a la mitad de los elementos del grupo IA.
La primera energía de ionización de los elementos del grupo 3A (B, Al, Ga, In, Ti) no sigue la tendencia horizontal general. Ésta es más baja que la de los elementos IIA de los mismos periodos debido a que los elementos IIIA sólo tienen 1 electrón en su orbital p más externo, y se requiere menos energía para eliminar el primer electrón p que el segundo electrón sde la capa más externa porque el orbital p tiene mayor energía(menos estable) que un orbital s de la misma capa(valor de n).
En los grupos IIIA a VA, los electrones van ocupando uno a uno orbitales separados np,donde no se protegen entre sí en forma significativa. El incremento general EI1 de izquierda a derecha se ve interrumpido por una inflexión entre los elementos de los grupos VA(N, P, As, Sb, Bi ) y VIA (O, S, Se, Te, Po). Es probable que este comportamiento se deba a que el cuarto electrón np de los elementos del grupo VIA esté apareado con otro electrón del mismo orbital, de suerte que éste experimentauna mayor repulsión que la que tendría si ocupara un orbital por si solo.
Éste incremento de repulsión incrementa Zef y, por consiguiente, el cuarto electrón np de una capa más externa( elementos del VIA) es más fácil de eliminar(menor energía de ionización) el tercer electrón np de una capa más externa(elementos del VA). Luego de la inflexión entre los grupos VA y VIA, la importancia del incremento de Zef supera la repulsión de los electrones que necesitan estar apareados, y se restablece el incremento general de la primera energía de ionización de izquierda a derecha.
Conocer los valores relativos de la energía de ionización nos permite predecir si es probable que un elemento forme compuestos iónicos o moleculares (covalentes). Los elementos que presentan baja energía de ionización forman compuestos por pérdida de electrones para dar cationes (iones con carga positiva). Los elementos que tienen valores de energía de ionización intermedios forman, en general, compuestos moleculares al compartir electrones con otros elementos. Los elementos que poseen energía de ionización muy alta, como los de los grupos VIA y VIIA, suelen ganar electrones para formar aniones (iones con carga negativa), con configuración electrónica de capa cerrada (gas noble)