que los electrones son atraídos con más fuerza hacia el núcleo.
Ejemplo
Ordenar de menor a mayor tamaño los siguientes iones: S2– (Z = 16), Cl – (Z = 17), K+ (Z = 19), Ca2+ (Z = 20).
Es una serie isoelectrónica, donde todos los iones tienen 18 electrones, se tiene: Ca2+<K+<Cl – <S2-.
7.2. Potencial de ionización
Es la energía mínima que hay que suministrar a un átomo de un elemento para quitar un electrón de la última capa, venciendo así la atracción con el núcleo. Cuanto menor sea el número cuántico principal, es decir, cuanto mayor sea la atracción con el núcleo, más energía hay que suministrar, por tanto, el potencial de ionización aumenta al subir en un mismo grupo. Al desplazarse de izquierda a derecha dentro de un mismo período, la carga nuclear es mayor (mayor número atómico) y el potencial aumenta, ya que los electrones están más atraídos por el núcleo.
Así como la energía necesaria para quitar el primer electrón se denomina primer potencial de ionización (I1), existe el segundo potencial de ionización (I2), que es la energía a suministrar para quitar el segundo electrón, y así sucesivamente con el tercer potencial de ionización (I3), etc. Cuanto mayor es la energía de ionización, más difícil es quitar el electrón (I1 < I2 < I3 etc); esto se debe a que se necesita mayor energía para quitarle un electrón a un ión cada vez más positivo.
7.3. Afinidad electrónica (electro-afinidad)
Es un concepto contrario al potencial de ionización, entendiéndose que es la energía desprendida cuando un átomo del elemento en estado gaseoso capta un electrón en su última capa.
Esta propiedad mide la atracción del átomo por el electrón añadido, es decir, la facilidad con la que un átomo gana un electrón, mientras que el potencial de ionización medía la facilidad con la que un átomo pierde un electrón.
La afinidad electrónica aumenta a medida que se desplaza de izquierda a derecha en un mismo período, hasta llegar a los gases nobles, que como excepción, tienen la última capa llena. Conforme se desplaza en un mismo grupo no se aprecia demasiado cambio, aunque se considera que aumenta al ascender, al igual que el potencial de ionización.
7.4. Electronegatividad
Es una propiedad que mide la tendencia que tienen los átomos a atraer hacia su núcleo electrones compartidos con otros átomos durante el proceso de formación de moléculas o redes iónicas, en el cual se comparten electrones de sus capas más externas.
La electronegatividad de los elementos se mide en comparación con la del flúor, que es el más electronegativo, y, por tanto, se toma como referencia. Como se ha mencionado, los gases nobles, tienen la última capa llena, por lo que no tienden a formar enlaces, por tanto, tienen electronegatividad cero.
Nota
En general, esta propiedad varía al igual que el potencial de ionización y la afinidad electrónica, esto es, aumenta al desplazarse en un mismo período de izquierda a derecha y al ascender en un mismo grupo.
8. Nomenclatura y formulación química inorgánica
Formular consiste en expresar la fórmula química del compuesto, indicando el número de átomos de cada elemento que forma la molécula. A excepción de los gases nobles, que son muy estables en la naturaleza, todos los átomos tienden a ganar o perder electrones para completar con electrones la última capa o nivel energético y adquirir así la configuración del gas noble correspondiente. De este modo, entre un átomo que cede electrones y otro que los acepta, estos se unen entre sí formando lo que se denomina enlace químico.
Para nombrar los compuestos químicos se pueden usar tres nomenclaturas distintas aceptadas por la IUPAC (International Union of Pure and Applied Chemistry):
1 Nomenclatura sistemática: consiste en nombrar la fórmula química de derecha a izquierda teniendo en cuenta los subíndices.
2 Nomenclatura de stock: también se nombra de derecha a izquierda, pero se incluye entre paréntesis y en números romanos la valencia con la que actúan los elementos (en el caso de que puedan actuar con más de una posible valencia).
3 Nomenclatura tradicional: también se lee de derecha a izquierda indicando el número de oxidación o valencia de los elementos con una serie de prefijos y sufijos, como se verá en cada caso.
8.1. Número de oxidación (NO)
El NO o valencia de un átomo en un compuesto químico es su capacidad de combinación o valencia acompañada del signo (+) o (-), signo que depende de si el átomo en cuestión es el más electropositivo (menos electronegativo) o electronegativo, respectivamente, de los que forman enlace.
También se puede definir el NO de un átomo como la carga que adquirirá dicho átomo si los electrones de sus enlaces se los quedara el átomo más electronegativo. La fórmula de todo compuesto químico ha de cumplir esta regla: “la suma de los NO de todos los átomos de un compuesto químico es igual a la carga total de dicho compuesto químico” (igual a 0 si el compuesto químico es neutro e igual a la carga del ión si el compuesto es iónico).
La siguiente tabla muestra los NO más frecuentes de los elementos más comunes:
| METALES | ||||||
| + 1 | + 2 | + 3 | +1 , +2 | +1 , +3 | +2 , +3 | +2 , +4 |
| Li | Be | Al | Cu | Au | Fe | Sn |
| Na | Mg | Bi | Hg (*) | Co | Pb | |
| K | Ca | Ni | Pt | |||
| Rb | Sr | Mn | ||||
| Cs | Ba | Cr | ||||
| Fr | Ra | |||||
| Ag | Zn | |||||
| Cd | ||||||
(*) El catión mercurioso (catión dimercurio (I)) es diatómico Hg22+
| NO METALES Y METALES DE TRANSICIÓN QUE DAN ÁCIDOS | ||||
| Halógenos | Anfígenos | Nitrogenoideos | Carbonoideos | Metales |
| F : -1 | O : -2 , -1 | N : -3 , +1 , +2 , +3 , +4 , +5 | C : -4 , +2 , +4 | Mn , Tc , Re: +6 , +7 |
| Cl , Br , I : -1 , +1 , +3 , +5 , +7 | S , Se , Te : -2 , +4 , +6 | P , As , Sb : -3 , +1 , +3 , +5 | Si : -4 , +4 | Cr , Mo, W: +6 |
| B : -3 , +3 | V, Nb, Ta: +5 | |||
Es importante tener siempre presente las siguientes consideraciones:
1 El NO del flúor es siempre -1.
2 El NO del oxígeno siempre es -2, salvo en los peróxidos que es -1.
3 El NO del hidrógeno siempre
