Ejercicio resuelto de Propiedades periódicas · Química · 2023

Dadas las siguientes configuraciones electrónicas de la capa de valencia:

A) $ns^1$; B) $ns^2\,np^5$; C) $ns^2\,np^3$; D) $ns^2\,np^6$

a) Indique, razonadamente, el número y el nombre del grupo al que corresponde cada elemento. [0,5 puntos]

b) Indique el número de electrones desapareados de cada elemento. [0,5 puntos]

c) Razone cuál sería el estado de oxidación más estable para cada elemento. [0,5 puntos]

d) Ordene los elementos por orden creciente de potencial de ionización, suponiendo que $n = 2$. Razone la respuesta. [0,5 puntos]

$\textbf{a) Indique, razonadamente, el número y el nombre del grupo al que corresponde cada elemento. [0,5 puntos]}$

El grupo lo determina el número de electrones de la capa de valencia y el tipo de orbital que ocupan. Para los elementos representativos basta con leer la configuración:

Elemento	Capa de valencia	Grupo A	$ns^1$: un electrón s	1, metales alcalinos B	$ns^2\,np^5$: siete electrones	17, halógenos C	$ns^2\,np^3$: cinco electrones	15, nitrogenoideos D	$ns^2\,np^6$: ocho electrones	18, gases nobles

La regla práctica para los elementos de los bloques $s$ y $p$ es que el número del grupo se obtiene sumando los electrones de valencia y añadiendo 10 cuando hay electrones $p$.

$\textbf{b) Indique el número de electrones desapareados de cada elemento. [0,5 puntos]}$

Hay que aplicar la regla de Hund: dentro de una misma subcapa los electrones se reparten primero uno en cada orbital, con espines paralelos, y solo cuando no queda ninguno libre empiezan a aparearse. La subcapa $p$ tiene tres orbitales.

A, $ns^1$: el orbital $s$ es único y contiene un solo electrón. $\textbf{1 electrón desapareado}$.

B, $ns^2\,np^5$: el $s$ está lleno; de los cinco electrones $p$, cuatro se aparean en dos orbitales y el quinto queda solo. $\textbf{1 electrón desapareado}$.

C, $ns^2\,np^3$: los tres electrones $p$ ocupan un orbital cada uno, sin aparearse. $\textbf{3 electrones desapareados}$.

D, $ns^2\,np^6$: todos los orbitales están completos. $\textbf{ninguno}$.

$\textbf{c) Razone cuál sería el estado de oxidación más estable para cada elemento. [0,5 puntos]}$

En todos los casos el criterio es el mismo: alcanzar la configuración de gas noble más próxima, ganando o perdiendo el menor número posible de electrones.

A: le sobra un electrón sobre la capa cerrada anterior, y perderlo le cuesta poco. Estado de oxidación $\textbf{+1}$.

B: le falta un electrón para completar el octeto y su electronegatividad es alta, así que lo capta. Estado de oxidación $\textbf{−1}$.

C: le faltan tres para el octeto. Estado de oxidación $\textbf{−3}$, aunque frente a elementos más electronegativos también puede actuar con valores positivos.

D: ya tiene el octeto completo y no gana ni pierde electrones. Estado de oxidación $\textbf{0}$.

$\textbf{c) Ordene los elementos por orden creciente de potencial de ionización, suponiendo que n = 2. Razone la respuesta. [0,5 puntos]}$

Con $n = 2$ los cuatro elementos son del segundo periodo y quedan identificados:

$\mathrm{A} = \mathrm{Li}\ (2s^1) \qquad \mathrm{B} = \mathrm{F}\ (2s^2\,2p^5) \qquad \mathrm{C} = \mathrm{N}\ (2s^2\,2p^3) \qquad \mathrm{D} = \mathrm{Ne}\ (2s^2\,2p^6)$

Al estar todos en el mismo periodo, el apantallamiento apenas cambia y lo que manda es la carga nuclear, que crece hacia la derecha: cuanto mayor es, más sujetos están los electrones de valencia y más energía cuesta arrancar uno.

El litio es el más fácil de ionizar con diferencia: al perder su único electrón $2s$ queda con la configuración del helio.

El neón es el que más cuesta: tiene la mayor carga nuclear del periodo y, además, romper un octeto completo es muy desfavorable.

$\mathrm{EI(Li)} < \mathrm{EI(N)} < \mathrm{EI(F)} < \mathrm{EI(Ne)}$

Es decir, $\mathrm{A} < \mathrm{C} < \mathrm{B} < \mathrm{D}$.