Ejercicio resuelto de Números de oxidación · Química · 2023

Sean las siguientes configuraciones electrónicas:

1) $1s^2\ 2s^2\ 2p^5\ 3s^1$; 2) $1s^2\ 2s^3\ 2p^3$; 3) $1s^2\ 2s^2\ 2p^6$; 4) $1s^2\ 2s^2\ 2p^6\ 3s^2\ 3p^5$; 5) $1s^2\ 2s^1\ 2p^6$

a) Indique las configuraciones electrónicas que corresponden a un estado fundamental, un estado prohibido o un estado excitado. [0,50 puntos]

b) Indique a qué elementos corresponden las configuraciones electrónicas en estado fundamental. [0,75 puntos]

c) Razone los estados de oxidación más estables de los elementos que se corresponden con las configuraciones electrónicas en estado fundamental. [0,75 puntos]

$\textbf{a) Indique las configuraciones electrónicas que corresponden a un estado fundamental, un estado prohibido o un estado excitado. [0,50 puntos]}$

Hay que aplicar tres criterios en este orden: primero si la configuración es siquiera posible (principio de exclusión de Pauli, que limita a 2 electrones por orbital y por tanto a 2 en una subcapa $s$ y a 6 en una $p$), y después si los electrones ocupan los orbitales de menor energía disponibles.

$\textbf{1) } 1s^2\ 2s^2\ 2p^5\ 3s^1$ — $\textbf{estado excitado}$. Es posible, pero no es la de mínima energía: hay un hueco libre en el $2p$ y sin embargo un electrón está en el $3s$, que es más energético. Tiene 10 electrones, así que el estado fundamental sería el del neón, $1s^2\ 2s^2\ 2p^6$.

$\textbf{2) } 1s^2\ 2s^3\ 2p^3$ — $\textbf{estado prohibido}$. La subcapa $2s$ tiene un solo orbital y no puede alojar más de 2 electrones. Tres electrones en él violarían el principio de exclusión de Pauli, porque dos de ellos tendrían los cuatro números cuánticos iguales.

$\textbf{3) } 1s^2\ 2s^2\ 2p^6$ — $\textbf{estado fundamental}$. Los orbitales se han llenado por orden de energía y ninguno queda a medias por debajo de otro ocupado.

$\textbf{4) } 1s^2\ 2s^2\ 2p^6\ 3s^2\ 3p^5$ — $\textbf{estado fundamental}$, por la misma razón.

$\textbf{5) } 1s^2\ 2s^1\ 2p^6$ — $\textbf{estado excitado}$. Es posible, pero el $2s$ está a medias mientras el $2p$, más energético, está lleno. Con 9 electrones, el fundamental sería $1s^2\ 2s^2\ 2p^5$.

$\textbf{b) Indique a qué elementos corresponden las configuraciones electrónicas en estado fundamental. [0,75 puntos]}$

El elemento lo identifica el número atómico, que en un átomo neutro es el número total de electrones. Basta sumar los superíndices:

$\textbf{3) } Z = 2 + 2 + 6 = 10$ — el $\textbf{neón}$, un gas noble del periodo 2, grupo 18.

$\textbf{4) } Z = 2 + 2 + 6 + 2 + 5 = 17$ — el $\textbf{cloro}$, un halógeno del periodo 3, grupo 17.

$\textbf{c) Razone los estados de oxidación más estables de los elementos que se corresponden con las configuraciones electrónicas en estado fundamental. [0,75 puntos]}$

El criterio es siempre el mismo: alcanzar una capa de valencia completa con el menor número posible de electrones ganados o perdidos.

$\textbf{Neón}$: su capa de valencia $2s^2\ 2p^6$ ya está completa. No tiene ninguna tendencia ni a ceder electrones —su energía de ionización es la mayor del periodo— ni a captarlos, porque tendría que empezar un nivel nuevo. Su estado de oxidación es $\textbf{0}$: es químicamente inerte y no forma compuestos en condiciones ordinarias.

$\textbf{Cloro}$: su capa de valencia $3s^2\ 3p^5$ tiene 7 electrones y le falta uno solo para el octeto. Como además es muy electronegativo, lo capta con facilidad:

$\mathrm{Cl} + e^- \rightarrow \mathrm{Cl^-} \qquad 3s^2\ 3p^6\ \text{(configuración del argón)}$

Su estado de oxidación más estable es, por tanto, $\textbf{−1}$, que es el que presenta en los cloruros. Conviene añadir que, frente a elementos aún más electronegativos como el oxígeno o el flúor, el cloro también actúa con valores positivos —$+1$, $+3$, $+5$ y $+7$ en los oxoácidos y sus sales—, algo que le es posible porque puede promocionar electrones a sus orbitales $3d$ vacíos.