Como se ha mencionado anteriormente, la propiedad química característica de un átomo de metal es perder uno o más de sus electrones para formar un ion positivo. Sin embargo, ciertos metales pierden electrones mucho más fácilmente que otros. En particular, el cesio (Cs) puede ceder su electrón de valencia más fácilmente que el litio (Li). De hecho, para los metales alcalinos (los elementos del grupo 1), la facilidad para ceder un electrón varía de la siguiente manera: Cs > Rb > K > Na > Li, siendo el Cs el más probable y el Li el menos probable de perder un electrón. Al descender en el grupo, los metales tienen más probabilidades de perder un electrón porque el electrón que se elimina está cada vez más lejos del núcleo positivo. Es decir, el electrón que se pierde del Cs para formar el Cs+ se encuentra a una distancia mucho mayor del núcleo positivo atractivo -y por lo tanto es más fácil de eliminar- que el electrón que se debe eliminar de un átomo de litio para formar el Li+. La misma tendencia se observa también entre los elementos del grupo 2 (los metales alcalinotérreos); cuanto más abajo en el grupo se encuentre el metal, más probable es que pierda un electrón.
Así como los metales varían algo en sus propiedades, también lo hacen los no metales. Como regla general, los metales más activos químicamente aparecen en la región inferior izquierda de la tabla periódica, mientras que los no metales más activos químicamente aparecen en la región superior derecha. Las propiedades de los semimetales, o metaloides, se sitúan entre las de los metales y las de los no metales.
La energía de ionización de un elemento es la energía necesaria para eliminar un electrón de un átomo individual. Aquí M(g) representa un metal en estado de vapor.
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Los átomos metálicos pierden electrones frente a los átomos no metálicos porque los metales suelen tener energías de ionización relativamente bajas. Los metales de la parte inferior de un grupo pierden electrones más fácilmente que los de la parte superior. Es decir, las energías de ionización tienden a disminuir al pasar de la parte superior a la inferior de un grupo. Los no metales, que se encuentran en la región derecha de la tabla periódica, tienen energías de ionización relativamente grandes y, por tanto, tienden a ganar electrones. Las energías de ionización generalmente aumentan al ir de izquierda a derecha en un período determinado. Así, los elementos que aparecen en la región inferior izquierda de la tabla periódica tienen las energías de ionización más bajas (y por lo tanto son los metales más activos químicamente), mientras que los elementos que aparecen en la región superior derecha de la tabla periódica tienen las energías de ionización más altas (y por lo tanto son los no metales más activos químicamente).
Como se mencionó anteriormente, cuando un elemento no metálico reacciona con un elemento metálico, los electrones se transfieren de los átomos del metal a los átomos del no metal, formando iones positivos (cationes) e iones negativos (aniones), respectivamente. Esto produce un compuesto iónico. Por ejemplo, el litio y el flúor (F) reaccionan para formar fluoruro de litio (LiF), que contiene iones Li+ y F-.
En cambio, cuando dos elementos no metálicos reaccionan, los átomos se combinan para formar moléculas compartiendo electrones. Los enlaces formados por el intercambio de electrones entre átomos se denominan enlaces covalentes. Los electrones se comparten en lugar de transferirse, porque los dos átomos no metálicos tienen poderes de atracción comparables para los electrones del enlace. Por ejemplo, el gas flúor está formado por moléculas de F2 en las que los átomos de flúor se unen compartiendo un par de electrones, uno aportado por cada átomo. Además, el hidrógeno y el flúor reaccionan para formar el fluoruro de hidrógeno, que contiene moléculas de HF. Los átomos de hidrógeno y flúor están unidos por un par de electrones, uno aportado por el átomo de hidrógeno y otro por el de flúor. Aunque los electrones se comparten entre los átomos de hidrógeno y de flúor, en este caso no se comparten por igual. Esto queda claro por el hecho de que la molécula de HF es polar; el átomo de hidrógeno tiene una carga parcial positiva (δ+), mientras que el átomo de flúor tiene una carga parcial negativa (δ-): H-F
δ+ δ- (En este ejemplo el símbolo δ representa un número menor que uno.) Esta polaridad eléctrica se produce porque los electrones compartidos pasan más tiempo cerca del átomo de flúor que del de hidrógeno. Es decir, el flúor tiene mayor afinidad por los electrones compartidos que el hidrógeno. Esto conduce a un enlace covalente polar.
La capacidad de un átomo para atraer los electrones compartidos con otro átomo se denomina su electronegatividad. Las electronegatividades relativas de los distintos átomos pueden determinarse midiendo las polaridades de los enlaces que implican a los átomos en cuestión. El flúor tiene el mayor valor de electronegatividad (4,0, según la escala de Pauling), y el cesio y el francio tienen los valores más pequeños (0,79 y 0,7, respectivamente). En general, los átomos no metálicos tienen mayor electronegatividad que los metálicos. En la tabla periódica, la electronegatividad suele aumentar al pasar de un período a otro y disminuir al descender de un grupo. Cuando elementos con electronegatividades muy diferentes (como el flúor y el cesio) reaccionan, se transfieren uno o más electrones para formar un compuesto iónico. Por ejemplo, el cesio y el flúor reaccionan para formar CsF, que contiene iones Cs+ y F-. Cuando los átomos no metálicos con diferentes electronegatividades reaccionan, forman moléculas con enlaces covalentes polares.
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Otra propiedad atómica importante es el tamaño atómico. Los tamaños de los átomos varían; los átomos generalmente tienden a ser más grandes al bajar un grupo en la tabla periódica y más pequeños al ir de izquierda a derecha a través de un período.