1.3: Propiedades fundamentales - Afinidad de electrones

La afinidad electrónica (EA) de un elemento se define como la energía dada de cuando un átomo neutro en la fase gaseosa gana un electrón extra para formar un ion cargado negativamente.

\[X^{n-}_{(g)} + e^- \rightarrow X^{(n+1)-}_{(g)}\]

Las anidades electrónicas son más difíciles de medir que las energías de ionización y generalmente se conocen con menor precisión. Las afinidades de los electrones son grandes y negativas para elementos como el flúor y el oxígeno, y pequeñas y positivas para los metales.

Las afinidades electrónicas generalmente se vuelven más pequeñas a medida que baja por un Grupo de la tabla periódica (Tabla\(\PageIndex{1}\) .3). Esto se debe a que el electrón que se agrega al átomo se coloca en un orbital más grande, donde pasa menos tiempo cerca del núcleo del átomo, y también el número de electrones en un átomo aumenta a medida que bajamos una columna, por lo que la fuerza de repulsión entre el electrón que se agrega y los electrones ya presentes en un átomo neutro se hace más grande. Las anidades electrónicas se complican aún más ya que la repulsión entre el electrón que se agrega al átomo y los electrones ya presentes en el átomo depende del volumen del átomo. Así, para los no metales en los Grupos 6 (VIA) y 7 (VIIA), esta fuerza de repulsión es mayor para los átomos más pequeños en estas columnas: oxígeno y uorina. Como resultado, estos elementos tienen una menor anidad electrónica que los elementos debajo de ellos en estas columnas como se muestra en la Tabla\(\PageIndex{1}\) .3.

Cuadro\(\PageIndex{1}\) .3: La anidad electrónica para los halógenos no metálicos.

Element	Afinidad electrónica (kJ/mol)
F	-322
Cl	-349
Br	-325
I	-295

Si bien existe una tendencia general de que para los elementos del Grupo 1 (IA) al Grupo 17 (VIIA) la afinidad electrónica aumenta a través de la tabla periódica de izquierda a derecha, los detalles de la tendencia son más complejos. Como puede verse en la Figura\(\PageIndex{1}\) .5, existe una tendencia cíclica. La explicación de esto es consecuencia de las configuraciones de electrones inusualmente estables exhibidas por átomos con conchas llenas o medio llenas, es decir, helio, berilio, nitrógeno y neón (ver Cuadro\(\PageIndex{1}\) .4). Estas configuraciones son tan estables que en realidad se necesita energía para obligar a uno de estos elementos a recoger un electrón extra para formar un ion negativo.

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Figura\(\PageIndex{5}\): Gráfica de la afinidad electrónica por los elementos hidrógeno a flúor. N.B. los valores de helio, berilio, nitrógeno y neón no se conocen con ninguna precisión, pero todos son positivos.

Cuadro\(\PageIndex{1}\) .4: Afinidades electrónicas de los elementos hidrógeno a neón. N.B. los valores de helio, berilio, nitrógeno y neón no se conocen con ninguna precisión, pero todos son positivos.

Element	Afinidad electrónica (kJ/mol)	Configuración de electrones
H	-72.8	1s ^1
Él	+ve	1s ^2
Li	-59.8	[Él] 2s ^1
Be	+ve	[Él] 2s ^2
B	-27	[Él] 2s ^2 2p ^1
C	-122.3	[Él] 2s ^2 2p ^2
N	+ve	[Él] 2s ^2 2p ^3
O	-141.1	[Él] 2s ^2 2p ^4
F	-328.0	[Él] 2s ^2 2p ^5
Ne	+ve	[Él] 2s ^2 2p ^6