A afinidade electrónica é a cantidade de enerxía intercambiada por un átomo illado en fase gasosa cando forma un ión cunha carga eléctrica de -1. Na maioría dos elementos químicos é enerxía desprendida, polo que se lle asigna o signo menos. Na medida en que a tendencia a adquirir electróns sexa maior, tanto máis negativa será a afinidade electrónica. O flúor é o elemento que con maior facilidade adquire un electrón adicional, mentres que o mercurio é o que menos.
Aínda que a afinidade electrónica parece variar de forma caótica e desordenada ó longo da táboa periódica, pódense apreciar tendencias. Os non metais teñen afinidades electrónicas máis baixas (valores máis negativos), que os metais, exceptuando os gases nobres que presentan valores positivos pola súa estabilidade química, xa que a afinidade electrónica está influenciada pola regra do octeto.
Os elementos do grupo 17, teñen unha gran tendencia a gañar un electrón para completar o seu último nivel electrónico e formar anións de carga eléctrica -1, polo que son os elementos que máis enerxía desprenden ó gañalo. Dentro deste grupo podemos ver que o flúor desprende moita máis enerxía que o cloro ó gañar un electrón porque este electrón quedará máis próximo ó núcleo no flúor que no cloro dado o menor tamaño do átomo de flúor. Esta mesma tendencia pode apreciarse nos demais elementos químicos a medida que descendemos no grupo.
Se comparamos o osíxeno co flúor (situado este último máis á dereita na táboa periódica), vemos que o flúor, ó faltarlle un único electrón para completar nivel, ten moita tendencia a gañalo. Ó osíxeno, ó faltarlle dous electróns para completar nivel, gañando un solo non completa nivel polo que a súa tendencia a gañalo será inferior á do flúor, consecuentemente a afinidade electrónica do osíxeno non acadará un valor absoluto tan grande, non será tan negativa como á do flúor. Esta tendencia pode apreciarse noutros elementos do mesmo período.
Un caso interesante aparece ó comparar as afinidades electrónicas dos elementos do grupo 1 cos elementos do grupo 2. Aínda que a tendencia predominante destes elementos é a perder electróns para completar nivel, se un elemento do grupo 1 gaña un electrón completaría o subnivel s polo que ten unha lixeira tendencia a adquirilo, mentres que se un elemento do grupo 2 gañase un electron, este subnivel, que estaría completo no átomo deixaría de estalo ó formarse o ión, polo que non ten ningunha tendencia a adquirilo. De aí que os elementos do grupo 1 desprendan unha pouca de enerxía ó gañar un electrón (teñen afinidades electrónicas cun valor lixeiramente negativo, e máis negativo cando ese electrón vai quedar máis cerca do núcleo) mentres que os elementos do grupo 2 teñen afinidades electrónicas positivas, temos que darlles enerxías para forzalos á aceptar o electrón.
Grupo 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 Período 1 H-73 He21 2 Li-60 Be19 B-27 C-122 N7 O-141 F-328 Ne29 3 Na-53 Mg19 Al-43 Si-134 P-72 S-200 Cl-239 Ar35 4 K-48 Ca10 Sc-18 Ti-8 V-51 Cr-64 Mn Fe-16 Co-64 Ni-112 Cu-118 Zn47 Ga-29 Ge-116 As-78 Se-195 Br-325 Kr39 5 Rb-47 Sr Y-30 Zr-41 Nb-86 Mo-72 Tc-53 Ru-101 Rh-110 Pd-54 Ag-126 Cd32 In-29 Sn-116 Sb-103 Te-190 I-295 Xe41 6 Cs-45 Ba Lu Hf Ta-31 W-79 Re-14 Os-106 Ir-151 Pt-205 Au-223 Hg61 Tl-20 Pb-35 Bi-91 Po-183 At-270 Rn41 7 Fr-44 Ra Lr Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Cn Nh Fl Mc Lv Ts Og Táboa periódica de afinidades electrónicas, en kJ/mol
Categoría:Física atómica Categoría:Enlaces químicos Categoría:Propiedades químicas Categoría:Física molecular Categoría:Fisicoquímica