Ejercicio resuelto de Propiedades periódicas · Química · 2023

A partir de los siguientes elementos químicos de la tabla periódica: flúor (F), neón (Ne) y sodio (Na),

a) Determine la configuración electrónica de los elementos flúor y sodio.

b) Considerando los elementos flúor y neón, ¿cuál tiene la primera energía de ionización más elevada? Justifique la respuesta.

c) Considerando los elementos flúor y sodio, explique de forma razonada cuál formará el catión más estable.

d) Considerando los elementos neón y sodio, ¿cuál tiene el radio atómico más pequeño? Justifique la respuesta.

$\textbf{a) Determine la configuración electrónica de los elementos flúor y sodio.}$

Se aplica el principio de construcción, repartiendo los electrones por orden creciente de energía de los orbitales.

$\mathrm{F}\ (Z = 9): \quad 1s^2\,2s^2\,2p^5$

$\mathrm{Na}\ (Z = 11): \quad 1s^2\,2s^2\,2p^6\,3s^1$

Al flúor le falta un electrón para completar el octeto del segundo nivel, mientras que el sodio tiene un único electrón en el tercero, por encima de una configuración de gas noble ya completa. Entre ambos está el neón, $1s^2\,2s^2\,2p^6$, con el segundo nivel lleno.

$\textbf{b) Considerando los elementos flúor y neón, ¿cuál tiene la primera energía de ionización más elevada? Justifique la respuesta.}$

El $\textbf{neón}$.

Los dos están en el mismo periodo, el segundo, así que sus electrones más externos ocupan el mismo nivel y el apantallamiento es semejante. El neón tiene un protón más, de modo que su carga nuclear efectiva es mayor y retiene con más fuerza a sus electrones.

A eso se suma un argumento de estabilidad que aquí es decisivo: el neón tiene la capa de valencia completa, $2s^2\,2p^6$, la configuración más estable posible. Arrancarle un electrón significa destruir esa configuración, lo que exige muchísima energía.

$\mathrm{EI_1(F)} < \mathrm{EI_1(Ne)}$

Es la tendencia general: la energía de ionización crece hacia la derecha del periodo y alcanza su máximo en los gases nobles.

$\textbf{c) Considerando los elementos flúor y sodio, explique de forma razonada cuál formará el catión más estable.}$

El $\textbf{sodio}$, con diferencia.

El sodio tiene un solo electrón de valencia, el $3s^1$, muy alejado del núcleo y muy apantallado por las capas internas. Al perderlo alcanza la configuración del neón:

$\mathrm{Na} \rightarrow \mathrm{Na^+} + e^- \qquad 1s^2\,2s^2\,2p^6$

Su primera energía de ionización es, por eso, de las más bajas de la tabla, y el catión resultante es muy estable.

El flúor, en cambio, es el elemento más electronegativo que existe: su tendencia natural es $\textbf{ganar}$ un electrón para formar $\mathrm{F^-}$, no perderlo. Formar un catión $\mathrm{F^+}$ exigiría romper una configuración casi completa y costaría una cantidad de energía enorme, así que no se da en la práctica.

$\textbf{d) Considerando los elementos neón y sodio, ¿cuál tiene el radio atómico más pequeño? Justifique la respuesta.}$

El $\textbf{neón}$.

Aquí lo determinante es el número de capas ocupadas. El neón termina su configuración en el segundo nivel, mientras que el sodio estrena el tercero con su electrón $3s^1$.

Ese electrón está mucho más lejos del núcleo y, además, queda apantallado por los diez electrones internos, que reducen notablemente la carga nuclear efectiva que percibe. El resultado es que el átomo de sodio es bastante más voluminoso.

$r(\mathrm{Ne}) < r(\mathrm{Na})$

Es el salto brusco de radio que se observa siempre al pasar de un gas noble al alcalino del periodo siguiente.