ES · Selectividad

Tabla periódica y propiedades periódicas

Este tema conecta la configuración electrónica con la posición de cada elemento en la tabla periódica y, a partir de ahí, explica y predice cómo varían sus propiedades. Estudiarás el origen experimental de la ordenación (de Mendeléiev y Meyer a la ley de Moseley por número atómico), cómo se deducen periodo, grupo y bloque (s, p, d, f) de la configuración electrónica, y cómo la carga nuclear efectiva y el apantallamiento explican la variación del radio atómico e iónico, la energía de ionización, la afinidad electrónica y la electronegatividad. Es un contenido del Bloque A de Química de 2.º de Bachillerato, plenamente evaluable en la Selectividad / PAU y base imprescindible para el enlace químico.

4 secciones~25 min de lectura3 competenciasRevisado · 07/2026

T·0222 / 11

Perfil de examen

CE2 · Adoptar los modelos y leyes de la química aceptados como base de estudio de las propiedades de los sistemas materiales, usando la estructura electrónica para justificar la posición de los elementos y la variación de sus propiedades periódicas.CE1 · Comprender, describir y aplicar los fundamentos de los procesos químicos atendiendo a su base experimental, reconociendo el origen experimental de la tabla periódica y de las tendencias observadas.CE6 · Reconocer y analizar la química como un área de conocimiento multidisciplinar y versátil, valorando la tabla periódica como instrumento que organiza y predice el comportamiento de la materia.

Operadores:explicajustificarazonarelacionainterpretaanalizaordenapredicelocaliza

nivel básico

Como materia de modalidad de la rama de Ciencias, todo el alumnado de Química debe saber situar un elemento en la tabla (periodo, grupo y bloque) a partir de su configuración electrónica y justificar el sentido de variación de las propiedades periódicas.

nivel avanzado

La profundización propia de la modalidad consiste en argumentar las tendencias —y sus anomalías (B/Al, O/S, las semicapas llenas y semillenas)— mediante la carga nuclear efectiva y el apantallamiento, y en aplicarlas para comparar y ordenar elementos en cuestiones razonadas de la PAU.

Profundidad

Texto

Contenido · 4 secciones

Tabla periódica y propiedades periódicas

4 secciones16 puntos clave10 fórmulas16 errores típicos

Origen de la tabla periódica, estructura y relación configuración–posición#

~6 min de lecturaEstándarBOE-A-2022-5521 · Anexo II · Química (2.º de Bachillerato) · Saberes básicos, bloque A (Enlace químico y estructura de la materia): «Naturaleza experimental del origen de la tabla periódica en cuanto al agrupamiento de los elementos según sus propiedades. La teoría atómica actual y su relación con las leyes experimentales observadas.»BOE-A-2022-5521 · Anexo II · Química (2.º de Bachillerato) · Saberes básicos, bloque A (Enlace químico y estructura de la materia): «Posición de un elemento en la tabla periódica a partir de su configuración electrónica.»

La tabla periódica es el gran mapa ordenador de la química: clasifica los elementos de modo que su posición resume su estructura electrónica y, con ella, su comportamiento. Su origen es experimental. A mediados del siglo XIX, Dmitri Mendeléiev (1869) y, de forma independiente, Lothar Meyer ordenaron los elementos conocidos por masa atómica creciente y observaron que sus propiedades se repetían periódicamente; Mendeléiev tuvo la audacia de dejar huecos para elementos aún no descubiertos (como el galio o el germanio) y predecir sus propiedades, que se confirmaron después. La Fig. 1 muestra esa estructura moderna dividida en bloques.

Estructura de la tabla periódica por bloques s, p, d y f

Fig. 1El bloque f recoge lantánidos y actínidos; las filas son los periodos (el número cuántico n de la capa de valencia) y las columnas, los grupos.

Fig. 1 ↓

El criterio de masa atómica presentaba algunas inversiones incómodas (por ejemplo, el argón pesa más que el potasio pero debe ir antes). Henry Moseley (1913), a partir de los espectros de rayos X, demostró que la propiedad que ordena realmente los elementos es el número atómico Z (el número de protones), no la masa. La ley periódica moderna se enuncia así: las propiedades de los elementos son función periódica de su número atómico. La tabla actual ordena los 118 elementos por Z creciente en 7 periodos (filas) y 18 grupos (columnas).

La conexión decisiva, ya con la mecánica cuántica, es que la posición de un elemento se deduce de su configuración electrónica (repaso del tema anterior). El número del periodo coincide con el valor más alto del número cuántico principal n ocupado, es decir, la última capa. El grupo se relaciona con los electrones de valencia (los de la última capa): los del grupo 1 terminan en ns¹, los del grupo 2 en ns², los grupos 13 a 18 van de np¹ a np⁶. Y el bloque indica en qué tipo de orbital cae el último electrón: bloque s (grupos 1–2), bloque p (grupos 13–18), bloque d (grupos 3–12, los metales de transición) y bloque f (lantánidos y actínidos). La Fig. 2 traduce un ejemplo concreto, el azufre, de configuración a casilla.

De la configuración electrónica a la casilla: el azufre (Z = 16)

Fig. 2 ↓

Conviene fijar las relaciones operativas. Si la configuración termina en np⁶ (gas noble) o en ns² np⁶, el elemento cierra un periodo. Los elementos de un mismo grupo comparten la configuración de la capa de valencia (misma «terminación»), y por eso tienen propiedades químicas parecidas: las familias clásicas son los alcalinos (grupo 1, ns¹), los alcalinotérreos (grupo 2, ns²), los halógenos (grupo 17, ns² np⁵) y los gases nobles (grupo 18, ns² np⁶, capa completa y gran estabilidad). Saber ir de la configuración a la casilla y viceversa es la destreza básica del tema.

Vocabulario

→ Tarjetas

Número atómico (Z)Número de protones del núcleo; es el criterio de ordenación de la tabla periódica moderna.
PeriodoFila de la tabla; coincide con el número cuántico principal n de la capa de valencia que se está llenando.
GrupoColumna de la tabla, numerada de 1 a 18; reúne elementos con la misma configuración de valencia y, por tanto, propiedades parecidas.
BloqueZona de la tabla definida por el tipo de orbital donde entra el último electrón: bloques s, p, d y f.
Ley de MoseleyRelación entre la frecuencia de los rayos X característicos y el número atómico, que probó que Z, y no la masa, es el criterio correcto de ordenación.
Elementos representativosLos de los bloques s y p (grupos 1, 2 y 13 a 18), cuyas propiedades siguen las tendencias periódicas con mayor regularidad.

Periodo y configuración

\text{Periodo} = n_{\max} \quad (\text{última capa ocupada})

El número del periodo es el mayor valor del número cuántico principal n que aparece en la configuración.

Bloques y terminación de la configuración

\text{Bloque } s: ns^{1-2}; \;\; p: ns^2 np^{1-6}; \;\; d: (n-1)d^{1-10}; \;\; f: (n-2)f^{1-14}

Cada bloque corresponde al tipo de orbital donde cae el último electrón; obsérvese el desfase (n−1) en el bloque d y (n−2) en el f.

La reproducción carga contenido de YouTube (Google).Abrir en YouTube ↗

Ejemplo resuelto

Situar un elemento y deducir su ion estable

El elemento de número atómico Z = 20. (a) Escribe su configuración electrónica. (b) Indica el periodo, el grupo y el bloque. (c) Identifica la familia y predice el ion más estable que formará.

Configuración electrónica
Siguiendo el orden de llenado (Aufbau) hasta 20 electrones se obtiene la configuración del calcio.
Periodo
La última capa ocupada tiene n = 4, luego el calcio está en el periodo 4.
Grupo y bloque
La configuración termina en 4s²: dos electrones de valencia en un orbital s. Es el grupo 2 y el bloque s.
Familia e ion estable
El grupo 2 es la familia de los alcalinotérreos. Perdiendo los dos electrones 4s alcanza la configuración del argón (octeto), de modo que el ion estable es Ca²⁺.

Resultado: Calcio: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s²; periodo 4, grupo 2, bloque s; familia de los alcalinotérreos; el ion más estable es Ca²⁺, isoelectrónico con el argón.

Objetivo Selectividad

Es muy frecuente que se dé el número atómico (o la configuración) de un elemento y se pida situarlo: indicar periodo, grupo y bloque, y razonarlo a partir de la última capa y del orbital donde cae el último electrón.
También se pregunta el camino inverso: a partir de la posición (por ejemplo, «el segundo elemento del periodo 3») deducir Z y escribir la configuración electrónica, así como identificar la familia (alcalino, halógeno, gas noble) y predecir el ion más estable.
Se valora el rigor histórico-conceptual: explicar por qué la ordenación moderna es por número atómico (Moseley) y no por masa (Mendeléiev), citando una inversión como Ar/K.
Justificar por qué los elementos de un mismo grupo tienen propiedades semejantes: comparten la configuración de la capa de valencia, que es la que interviene en el enlace.

Errores frecuentes

Confundir grupo con periodo: el periodo es la fila (la última capa n) y el grupo es la columna (los electrones de valencia). Decir que el cloro «es del periodo 17» es un error típico.
Asignar mal el bloque del último electrón, sobre todo olvidando que en los metales de transición el último electrón entra en un orbital d de capa interior (n−1)d, mientras la capa de valencia sigue siendo ns.
Numerar los grupos con el sistema antiguo (IA, VIIA…) de forma inconsistente; el currículo y la IUPAC usan la numeración de 1 a 18.
Contar los electrones de valencia de un metal de transición como si fueran solo los del orbital $d$ , o solo los del $s$ : participan ambos, y por eso presentan varios estados de oxidación.

Repaso activo

Dado el elemento de número atómico Z = 16, escribe su configuración electrónica completa, sitúalo en la tabla (periodo, grupo y bloque), identifica la familia a la que pertenece y predice la carga del ion más estable que formará, justificándolo por la regla del octeto.

Practicar con ejercicios afines50 preguntas de este tema

Recuerdo activo

Recuerda los puntos clave — luego revela.

Fuentes: Real Decreto 243/2022 — enseñanzas mínimas del Bachillerato (saberes básicos, Anexo II) (Gobierno de España — Boletín Oficial del Estado (BOE))

Carga nuclear efectiva y apantallamiento: la clave explicativa#

~6 min de lecturaProfundizaciónBOE-A-2022-5521 · Anexo II · Química (2.º de Bachillerato) · Saberes básicos, bloque A (Enlace químico y estructura de la materia): «Tendencias periódicas. Aplicación a la predicción de los valores de las propiedades de los elementos de la tabla a partir de su posición en la misma.»Alcance de este apunte: La carga nuclear efectiva y el apantallamiento no se nombran en el saber básico; son el mecanismo con el que se justifican las tendencias periódicas que sí pide.

Todas las propiedades periódicas tienen una misma raíz explicativa: la fuerza con que el núcleo atrae a los electrones de la capa más externa. Esa fuerza no es la del número total de protones Z, porque los electrones internos se interponen entre el núcleo y los electrones de valencia y «pantallan» (apantallan) parte de la carga positiva. El resultado neto que «siente» un electrón externo es la carga nuclear efectiva, Z_ef, siempre menor que Z. La Fig. 3 ilustra esta idea: el electrón de valencia ve un núcleo cuya carga aparente está rebajada por las capas internas.

El apantallamiento reduce la carga que percibe el electrón de valencia

Fig. 3 ↓

Cuantitativamente, una buena aproximación es Z_ef = Z − S, donde S es la constante de apantallamiento (el número efectivo de carga «tapada» por los demás electrones, en especial los de capas interiores). Los electrones internos apantallan mucho; los del mismo nivel apantallan poco entre sí. Así, al avanzar en un periodo se añaden protones al núcleo y electrones a la misma capa: como esos electrones de valencia se apantallan mal mutuamente, Z aumenta de uno en uno pero S apenas crece, de modo que Z_ef crece netamente de izquierda a derecha. Esa es la causa de que el átomo se «contraiga» y de que cueste cada vez más arrancarle un electrón.

Al descender en un grupo ocurre lo contrario: se añade una capa electrónica completa. Aunque Z aumenta mucho, los nuevos electrones internos apantallan con fuerza, de manera que Z_ef sobre la capa de valencia crece muy poco y, sobre todo, esa capa de valencia está cada vez más lejos del núcleo (mayor n). El factor dominante hacia abajo es, por tanto, el aumento de tamaño y de apantallamiento, no el de Z_ef. Este doble comportamiento —Z_ef domina a lo ancho, el tamaño y el apantallamiento dominan a lo alto— es el motor de todas las tendencias del tema.

Es importante distinguir entre Z (carga real del núcleo, igual al número de protones) y Z_ef (carga neta que percibe un electrón concreto, una vez descontado el apantallamiento). Reglas como las de Slater permiten estimar S, pero en 2.º de Bachillerato basta con el razonamiento cualitativo: a lo largo de un periodo, Z_ef ↑; al bajar por un grupo, Z_ef apenas cambia pero la distancia ↑. Con este único argumento se justifican de forma coherente las cuatro propiedades de los apartados siguientes.

Vocabulario

→ Tarjetas

Carga nuclear efectiva (Z_ef)Carga positiva neta que percibe realmente un electrón, menor que Z porque los demás electrones lo apantallan.
Apantallamiento (S)Reducción de la atracción nuclear sobre un electrón causada por la repulsión de los electrones situados entre él y el núcleo.
Efecto de penetraciónCapacidad de un orbital de acercar el electrón al núcleo; el orden s > p > d > f explica que dentro de un nivel esas subcapas no tengan la misma energía.
Electrones internosLos de las capas completas por debajo de la de valencia; son los responsables de casi todo el apantallamiento.
Serie isoelectrónicaConjunto de átomos e iones con el mismo número de electrones, en la que el tamaño solo depende ya del número de protones.

Carga nuclear efectiva

Z_{ef} = Z - S

Z es la carga real del núcleo (número de protones) y S la constante de apantallamiento; Z_ef es la carga neta que percibe un electrón de valencia, siempre menor que Z.

Sentido de variación de Z_ef

\text{Periodo (}\rightarrow\text{)}: Z\uparrow,\; S \approx \text{cte} \;\Rightarrow\; Z_{ef}\uparrow \qquad \text{Grupo (}\downarrow\text{)}: Z\uparrow,\; S\uparrow \;\Rightarrow\; Z_{ef}\approx\text{cte},\; n\uparrow

A lo ancho de un periodo domina el aumento de Z_ef; al descender en un grupo domina el aumento de la distancia (n) y del apantallamiento.

Ejemplo resuelto

Comparar la carga nuclear efectiva en un periodo

Compara, de forma razonada, la carga nuclear efectiva que percibe el electrón de valencia del sodio (Z = 11) y la del cloro (Z = 17), ambos del periodo 3, y explica qué consecuencia tiene sobre la retención de sus electrones externos.

Configuraciones de valencia
Na: [Ne] 3s¹ (1 electrón de valencia); Cl: [Ne] 3s² 3p⁵ (7 electrones de valencia). En ambos las capas internas son las del neón (10 electrones).
Apantallamiento de las capas internas
Los 10 electrones internos (1s² 2s² 2p⁶) apantallan casi por igual en ambos átomos; el apantallamiento «base» es similar.
Diferencia de carga nuclear
El cloro tiene 6 protones más que el sodio, mientras que los electrones añadidos van todos a la misma capa (n = 3) y se apantallan poco entre sí. Por eso la Z_ef sobre el electrón externo es claramente mayor en el cloro.
Consecuencia
Al sentir mayor Z_ef, el electrón externo del cloro está mucho más retenido (más cerca del núcleo y más difícil de arrancar) que el del sodio, que está débilmente unido.

Resultado: La carga nuclear efectiva sobre el electrón de valencia es mayor en el cloro que en el sodio (más protones con apantallamiento interno semejante), por lo que el cloro retiene su electrón externo con mucha más fuerza que el sodio. Esta diferencia explica que, a lo largo del periodo 3, el átomo se contraiga y aumente la energía de ionización.

Objetivo Selectividad

Se exige usar la carga nuclear efectiva y el apantallamiento como argumento explicativo: casi cualquier «justifica por qué...» sobre radios o energías se responde apelando a cómo varían Z_ef y la distancia al núcleo.
Conviene tener clara la diferencia entre Z y Z_ef y saber explicar, con palabras, por qué Z_ef aumenta a lo largo de un periodo (electrones de valencia que se apantallan mal) y apenas cambia al bajar por un grupo (nueva capa interna que apantalla).
Estimar la carga nuclear efectiva de un electrón de valencia mediante $Z_{ef} = Z - S$ y usar el valor para comparar dos elementos del mismo periodo.
Explicar por qué un electrón $s$ está menos apantallado que uno $p$ del mismo nivel: penetra más cerca del núcleo, lo que también justifica el desdoblamiento energético de las subcapas.

Errores frecuentes

Confundir Z con Z_ef y razonar las tendencias «porque hay más protones», sin tener en cuenta el apantallamiento de las capas internas.
Creer que al bajar por un grupo Z_ef aumenta mucho: en realidad el apantallamiento de la nueva capa compensa casi todo el aumento de protones; lo que cambia de verdad es la distancia (mayor n).
Contar como apantallantes los electrones de la MISMA capa igual que los de las capas internas: los de la propia capa apantallan muy poco, y los internos casi por completo.
Tratar $Z_{ef}$ como una magnitud entera y exacta: es un valor efectivo, aproximado, cuyo interés está en comparar, no en su cifra concreta.

Repaso activo

Razona, usando los conceptos de carga nuclear efectiva y apantallamiento, por qué el electrón de valencia del litio (Z = 3) está mucho menos retenido que el del flúor (Z = 9), pese a que ambos pertenecen al mismo periodo, y compara cualitativamente la Z_ef que percibe el electrón externo en cada uno.

Practicar con ejercicios afines50 preguntas de este tema

Recuerdo activo

Recuerda los puntos clave — luego revela.

Fuentes: Currículo de Bachillerato (LOMLOE) — materias y saberes básicos (Ministerio de Educación, Formación Profesional y Deportes — educagob)

Radio atómico y radio iónico: variación en grupos y periodos#

~5 min de lecturaEstándarBOE-A-2022-5521 · Anexo II · Química (2.º de Bachillerato) · Saberes básicos, bloque A (Enlace químico y estructura de la materia): «Tendencias periódicas. Aplicación a la predicción de los valores de las propiedades de los elementos de la tabla a partir de su posición en la misma.»

El radio atómico es una medida del tamaño del átomo, definida operativamente como la mitad de la distancia entre los núcleos de dos átomos iguales enlazados (radio covalente o metálico, según el caso). No es una magnitud nítida, porque la nube electrónica no tiene un borde definido, pero sus tendencias periódicas son muy regulares y se explican por completo con la carga nuclear efectiva y el número de capas. La Fig. 4 resume con flechas el doble sentido de variación.

Sentido de variación del radio atómico en la tabla

Fig. 4 ↓

A lo largo de un periodo, de izquierda a derecha, el radio atómico disminuye. La razón es que se añaden protones al núcleo (Z_ef ↑) mientras los electrones entran en la misma capa: la mayor atracción contrae la nube electrónica y acerca los electrones al núcleo. Así, en el periodo 3 el sodio es mucho mayor que el cloro. Al descender en un grupo, en cambio, el radio aumenta, porque cada nuevo periodo añade una capa electrónica completa (mayor n): aunque Z crece, el efecto dominante es que la capa de valencia está cada vez más lejos y más apantallada. El radio crece, pues, hacia la izquierda y hacia abajo, siendo el francio (abajo-izquierda) uno de los átomos mayores y el flúor/helio (arriba-derecha) de los menores.

El radio iónico compara el tamaño de un ion con el del átomo neutro. Un catión es siempre menor que su átomo: al perder electrones suele desaparecer la última capa y, además, los electrones que quedan sienten mayor Z_ef (mismos protones, menos electrones que repeler), por lo que se contraen. Un anión es siempre mayor que su átomo: al ganar electrones aumenta la repulsión electrónica y disminuye la Z_ef por electrón, de modo que la nube se expande. Por ejemplo, r(Na⁺) < r(Na) y r(Cl⁻) > r(Cl). La Fig. 5 compara visualmente átomo, catión y anión.

Tamaño relativo de átomo, catión y anión

Fig. 5Perder electrones contrae la nube y ganarlos la expande: por eso el catión es siempre menor que su átomo neutro y el anión, mayor.

Fig. 5 ↓

Un caso clave para la PAU son las especies isoelectrónicas: iones con el mismo número de electrones (y, por tanto, la misma configuración). Entre ellas, el tamaño lo decide la carga nuclear: a igual número de electrones, cuantos más protones, más se contrae la nube. Así, en la serie isoelectrónica con el neón (10 electrones) N³⁻ > O²⁻ > F⁻ > Na⁺ > Mg²⁺ > Al³⁺: el anión con menos protones es el mayor y el catión con más protones el menor. Reconocer una serie isoelectrónica y ordenarla por número de protones es una pregunta recurrente.

Vocabulario

→ Tarjetas

Radio atómicoMitad de la distancia entre los núcleos de dos átomos iguales unidos por enlace; no es una frontera nítida, porque el orbital no termina de golpe.
Radio iónicoRadio atribuido a un ion en un cristal; un catión es siempre menor que su átomo neutro y un anión, siempre mayor.
CatiónIon positivo formado al perder electrones; suele perder la capa de valencia entera, de ahí su tamaño mucho menor.
AniónIon negativo formado al ganar electrones; la repulsión añadida entre ellos expande la nube y aumenta el radio.
Contracción lantánidaDisminución progresiva del radio a lo largo de los lantánidos por el mal apantallamiento de los orbitales f, que hace que los elementos del sexto periodo sean casi del tamaño de los del quinto.

Variación del radio atómico

\text{Periodo (}\rightarrow\text{)}: r_{at}\downarrow \;(Z_{ef}\uparrow) \qquad \text{Grupo (}\downarrow\text{)}: r_{at}\uparrow \;(n\uparrow)

El radio disminuye a lo largo de un periodo (aumenta Z_ef y contrae la nube) y aumenta al bajar por un grupo (se añade una capa).

Radio iónico frente al atómico

r(\text{catión}) < r(\text{átomo}) < r(\text{anión})

Perder electrones contrae (catión menor); ganar electrones expande la nube por mayor repulsión (anión mayor).

Serie isoelectrónica

\text{Isoelectrónicos: a igual } n_{e^-}, \; r \downarrow \text{ al } \uparrow \text{ número de protones}

Con el mismo número de electrones, el tamaño lo decide la carga nuclear: más protones, mayor contracción.

Ejemplo resuelto

Ordenar una serie isoelectrónica por radio

Ordena de mayor a menor radio las especies O²⁻, F⁻, Na⁺ y Mg²⁺, sabiendo que todas son isoelectrónicas con el neón, y justifica el orden.

Comprobar la isoelectronicidad
Las cuatro especies tienen 10 electrones (la configuración del neón): O²⁻ (8+2), F⁻ (9+1), Na⁺ (11−1) y Mg²⁺ (12−2).
Identificar el factor decisivo
Al tener todas el mismo número de electrones, el tamaño lo decide la carga nuclear: a más protones, mayor atracción sobre la misma nube y menor radio.
Ordenar por número de protones
Protones: O (8) < F (9) < Na (11) < Mg (12). El de menos protones (O²⁻) es el mayor y el de más protones (Mg²⁺) el menor.
Resultado del orden
Invirtiendo (más protones = menor radio) se obtiene el orden de radios.

Resultado: O²⁻ > F⁻ > Na⁺ > Mg²⁺. Al ser isoelectrónicas (10 electrones), el radio disminuye al aumentar el número de protones, porque la mayor carga nuclear atrae más fuertemente a la misma nube electrónica.

Errores frecuentes

Pensar que «a mayor número atómico, mayor tamaño» sin más: dentro de un periodo el radio disminuye al aumentar Z, porque manda la Z_ef, no el número de electrones.
Decir que un catión es mayor que su átomo neutro: al perder electrones (y a menudo una capa entera) el catión siempre es más pequeño.
Ordenar mal una serie isoelectrónica fijándose en el «tipo» de ion en vez de en el número de protones: a igual número de electrones, más protones implica menor radio.
Comparar radios de elementos que no están ni en el mismo grupo ni en el mismo periodo como si la tendencia fuera unidireccional: en las diagonales los dos efectos se oponen y hay que decir cuál domina.

Repaso activo

Ordena de mayor a menor radio las siguientes especies, todas isoelectrónicas con el argón: K⁺, Cl⁻, Ca²⁺, S²⁻ y P³⁻. Justifica el orden a partir del número de protones de cada una.

Practicar con ejercicios afines50 preguntas de este tema

Recuerdo activo

Recuerda los puntos clave — luego revela.

Fuentes: Real Decreto 243/2022 — enseñanzas mínimas del Bachillerato (saberes básicos, Anexo II) (Gobierno de España — Boletín Oficial del Estado (BOE))

Energía de ionización, afinidad electrónica y electronegatividad#

~7 min de lecturaProfundizaciónBOE-A-2022-5521 · Anexo II · Química (2.º de Bachillerato) · Saberes básicos, bloque A (Enlace químico y estructura de la materia): «Tendencias periódicas. Aplicación a la predicción de los valores de las propiedades de los elementos de la tabla a partir de su posición en la misma.»

Las tres propiedades energéticas restantes describen la tendencia de un átomo a ceder, captar o atraer electrones, y todas se explican con la misma pareja de factores: la carga nuclear efectiva y el tamaño. La energía de ionización (EI) es la energía mínima necesaria para arrancar el electrón más débilmente retenido de un átomo en estado gaseoso, formando un catión. Es siempre un proceso endotérmico (cuesta energía vencer la atracción nuclear). La Fig. 6 muestra su carácter periódico al recorrer los primeros elementos.

Carácter periódico de la energía de ionización (Z = 1 a 20)

Fig. 6 ↓

La EI aumenta a lo largo de un periodo (de izquierda a derecha): al crecer Z_ef y contraerse el átomo, el electrón externo está más retenido y cuesta más arrancarlo. Y disminuye al bajar por un grupo: el electrón de valencia está cada vez más lejos del núcleo y más apantallado, de modo que se desprende con menos energía. Por eso los metales alcalinos (abajo-izquierda) tienen EI bajas (forman cationes con facilidad) y los gases nobles (arriba-derecha) las más altas. Existen pequeñas anomalías que conviene conocer: el boro tiene EI menor que el berilio (es más fácil quitar un electrón p, de mayor energía, que romper la subcapa 2s² llena) y el oxígeno menor que el nitrógeno (la subcapa 2p³ semillena del N es especialmente estable; en el O hay que vencer la repulsión del electrón apareado). Las ionizaciones sucesivas crecen mucho (EI₁ < EI₂ < EI₃...), con un salto enorme al romper una capa de gas noble.

La afinidad electrónica (AE) es el cambio de energía cuando un átomo gaseoso capta un electrón y forma un anión. En la mayoría de los elementos representativos este proceso libera energía (es exotérmico), y se vuelve más exotérmico (mayor «avidez» por el electrón) hacia la derecha y hacia arriba del sistema periódico, siguiendo en general la misma tendencia que la EI. Los halógenos (grupo 17) presentan las afinidades electrónicas más exotérmicas, porque al captar un electrón completan el octeto. Los gases nobles y los metales del grupo 2, en cambio, no tienen tendencia a captar electrones. Hay que tener cuidado con el convenio de signos: el currículo de Bachillerato suele describir la AE como la energía «desprendida» al captar el electrón.

La electronegatividad (EN) mide la capacidad de un átomo para atraer hacia sí los electrones de un enlace químico (a diferencia de EI y AE, que se refieren a átomos aislados, la EN es una propiedad del átomo enlazado). No se mide directamente: la escala más usada es la de Pauling, en la que el flúor, el elemento más electronegativo, vale 4,0. La EN aumenta hacia la derecha y hacia arriba —máxima en el flúor, oxígeno y nitrógeno; mínima en los metales alcalinos como el cesio o el francio—, exactamente por las mismas razones de Z_ef y tamaño. La electronegatividad es la propiedad central del próximo tema: la diferencia de EN entre dos átomos predice si su enlace será iónico, covalente polar o covalente apolar. La Fig. 7 reúne las cuatro propiedades en un mismo mapa de flechas.

Mapa de variación de las cuatro propiedades periódicas

Fig. 7 ↓

Vocabulario

→ Tarjetas

Energía de ionizaciónEnergía mínima para arrancar el electrón más externo de un átomo gaseoso en estado fundamental; siempre es positiva.
Afinidad electrónicaEnergía intercambiada cuando un átomo gaseoso capta un electrón; suele liberarse, pero no siempre.
ElectronegatividadTendencia de un átomo YA ENLAZADO a atraer hacia sí el par de electrones del enlace; es una escala relativa, sin unidades.
Escala de PaulingEscala más usada de electronegatividad, con el flúor como máximo (4,0) y el francio en el extremo opuesto.
Energías de ionización sucesivasSerie EI₁ < EI₂ < EI₃ …, siempre creciente; el salto grande delata el paso a una capa interna completa.
Carácter metálicoTendencia a ceder electrones; aumenta hacia la izquierda y hacia abajo, en sentido inverso a la electronegatividad.

Primera energía de ionización

\ce{X(g) -> X^+(g) + e^-} \qquad \Delta H = EI_1 > 0

Energía mínima para arrancar el electrón menos retenido de un átomo gaseoso; es siempre un proceso endotérmico.

Afinidad electrónica

\ce{X(g) + e^- -> X^-(g)} \qquad \Delta H = AE \;(\text{normalmente} <0,\text{ exotérmico})

Cambio de energía al captar un electrón un átomo gaseoso; en la mayoría de los no metales libera energía.

Sentido común de las tres propiedades

EI \uparrow,\; |AE| \uparrow,\; EN \uparrow \quad \text{hacia la derecha y hacia arriba} \;(Z_{ef}\uparrow,\; r\downarrow)

Las tres aumentan hacia la derecha y hacia arriba del sistema periódico, por aumento de Z_ef y disminución del radio.

Ejemplo resuelto

Ordenar por energía de ionización y razonar anomalías

Ordena de menor a mayor primera energía de ionización los elementos litio (Z = 3), berilio (Z = 4), boro (Z = 5) y neón (Z = 10), todos del periodo 2, y justifica por qué el orden no es estrictamente creciente con Z.

Tendencia general del periodo
A lo largo del periodo 2, al aumentar la carga nuclear efectiva, la EI tiende a crecer de izquierda a derecha; el neón (gas noble) tendrá la mayor EI con diferencia.
Comparar Li y Be
Del litio (2s¹) al berilio (2s²) la EI aumenta, porque el Be tiene mayor Z_ef y su subcapa 2s queda completa.
La anomalía Be > B
El boro (2s² 2p¹) tiene EI menor que el berilio: el electrón 2p está a mayor energía y peor retenido que un 2s, y al arrancarlo se rompe una configuración 2s² llena, que es estable. Por eso B queda por debajo de Be.
Situar el conjunto
El boro tiene EI mayor que el litio (más Z_ef que el Li) pero menor que el berilio; el neón es el máximo. El orden resulta Li < B < Be < Ne.

Resultado: El orden de menor a mayor energía de ionización es Li < B < Be < Ne. No es estrictamente creciente con Z porque el boro presenta una EI menor que el berilio: arrancar su electrón 2p (de mayor energía) cuesta menos que romper la subcapa 2s² llena del berilio, una anomalía típica del bloque s/p.

Explicación paso a paso5 pasos

1
Una tabla de energías de ionización sucesivas delata el grupo de un elemento sin decir su nombre. Vamos a leerla como la lee un corrector.
La serie siempre crece
$\text{EI}_1 < \text{EI}_2 < \text{EI}_3 < \dots$
Cada electrón que se arranca deja un ion más positivo, que retiene con más fuerza a los que quedan. Por eso la serie es creciente sin excepción.
2
Lo revelador no es que crezca, sino DÓNDE pega el salto. Supongamos estos valores, en kJ/mol, para un elemento del tercer periodo.
Cuatro energías de ionización sucesivas
$738,\quad 1451,\quad 7733,\quad 10540$
Los dos primeros valores están en el mismo orden de magnitud. El tercero es más de cinco veces el segundo: ahí está la frontera.
3
Ese salto brusco marca el momento en que empezamos a arrancar electrones de una capa interna completa, mucho más próxima al núcleo y mucho mejor protegida.
La razón que delata la capa interna
$\text{EI}_3 / \text{EI}_2 = 7733/1451 \approx 5{,}3$
Entre electrones de la misma capa la razón ronda 2. Un cociente de 5 o más solo se explica si el electrón sale ya de una capa de gas noble.
4
Si el salto aparece al arrancar el tercero, es que solo había dos electrones fáciles de quitar. El elemento tiene dos electrones de valencia y pertenece, por tanto, al grupo 2.
La configuración que lo confirma
$\text{Mg}: 1s^{2}\,2s^{2}\,2p^{6}\,3s^{2}$
Tras perder los dos electrones 3s queda la configuración del neón, un octeto completo. Arrancar el siguiente exige romper esa capa, y eso es lo que cuesta 7733 kJ/mol.
5
La regla general que conviene llevar al examen: cuenta cuántos electrones se arrancan ANTES del salto, y ese número es el de electrones de valencia.
La regla operativa
$n^{\underline{o}}\ \text{de electrones antes del salto} = n^{\underline{o}}\ \text{de valencia} \Rightarrow \text{grupo}$
Con un electrón antes del salto el elemento es alcalino (grupo 1); con dos, alcalinotérreo (grupo 2); con tres, del grupo 13, y así sucesivamente.

Objetivo Selectividad

Se pide ordenar elementos por energía de ionización o por electronegatividad y justificar el orden con la carga nuclear efectiva y el tamaño; también explicar las energías de ionización sucesivas (EI1 < EI2 < EI3…) y, sobre todo, el salto especialmente grande que aparece al arrancar electrones de una capa de gas noble (capa interna completa).
Aparecen con frecuencia las anomalías de la EI (Be > B y N > O) como cuestión razonada: se valora explicarlas por la estabilidad de la subcapa s llena y de la p semillena.
Es habitual conectar la electronegatividad con el enlace del tema siguiente: a partir de la diferencia de EN, predecir el carácter (iónico, covalente polar o apolar) de un enlace dado.
Leer una tabla de energías de ionización sucesivas e identificar a qué grupo pertenece el elemento localizando el salto brusco: se produce justo al empezar a arrancar electrones de la capa interna.

Errores frecuentes

Confundir energía de ionización (quitar un electrón, siempre cuesta energía) con afinidad electrónica (captar un electrón, normalmente libera energía): son procesos opuestos.
Confundir afinidad electrónica con electronegatividad: la AE se refiere al átomo aislado en fase gas; la EN, a la atracción de electrones por un átomo ya enlazado.
Olvidar las anomalías Be>B y N>O y aplicar la tendencia «la EI siempre crece en el periodo» de forma mecánica, sin matizar las semicapas llena y semillena.
Dar por hecho que la afinidad electrónica es siempre exotérmica: en los gases nobles y en los alcalinotérreos es endotérmica, porque el electrón entraría en una capa o subcapa nueva.

Repaso activo

Ordena de menor a mayor energía de ionización los elementos sodio (Na), magnesio (Mg), cloro (Cl) y potasio (K), justificándolo a partir de su posición en la tabla, e indica cuál de ellos será el más electronegativo y por qué.

Practicar con ejercicios afines50 preguntas de este tema

Recuerdo activo

Recuerda los puntos clave — luego revela.

Fuentes: Real Decreto 243/2022 — enseñanzas mínimas del Bachillerato (saberes básicos, Anexo II) (Gobierno de España — Boletín Oficial del Estado (BOE)) · Real Decreto 534/2024 — Prueba de Acceso a la Universidad (PAU) (Gobierno de España — Boletín Oficial del Estado (BOE))

Revisado · 07/2026Versión completa con el regulador de profundidad — mismo lugar, mismas anclas

Planificar un repaso

Referencias y fuentes

Fuentes

Gobierno de España — Boletín Oficial del Estado (BOE)

Ministerio de Educación, Formación Profesional y Deportes — educagob

Currículo de Bachillerato (LOMLOE) — materias y saberes básicos

Véase también

Tabla periódica y propiedades periódicas

4 secciones~25 min de lectura3 competenciasRevisado · 07/2026

Origen de la tabla periódica, estructura y relación configuración–posición#

Carga nuclear efectiva y apantallamiento: la clave explicativa#

Radio atómico y radio iónico: variación en grupos y periodos#

Energía de ionización, afinidad electrónica y electronegatividad#

Tabla periódica y propiedades periódicas

Puntos clave

Situar un elemento y deducir su ion estable

Puntos clave

Comparar la carga nuclear efectiva en un periodo

Puntos clave

Ordenar una serie isoelectrónica por radio

Puntos clave

Ordenar por energía de ionización y razonar anomalías

Fuentes

Tabla periódica y propiedades periódicas

Puntos clave

Situar un elemento y deducir su ion estable

Puntos clave

Comparar la carga nuclear efectiva en un periodo

Puntos clave

Ordenar una serie isoelectrónica por radio

Puntos clave

Ordenar por energía de ionización y razonar anomalías

Fuentes