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Apuntes de QuímicaBiblioteca

Química · 2.º de Bachillerato · PAU

Propiedades periódicas e introducción al enlace

Por qué el cloro es más pequeño que el sodio, por qué cuesta tanto arrancar un electrón al neón y adónde va el par de electrones de un enlace. Lee y juega con cada figura.

  • 17 min de lectura
  • 8 figuras interactivas
  • 3 ejercicios resueltos
¡lee y juega!

La configuración electrónica no solo indica cómo se distribuyen los electrones. También ayuda a explicar dónde está un elemento en la tabla periódica, qué propiedades tiene y cómo puede formar enlaces.

El hilo conductor es este:

Configuración electrónica → atracción del núcleo sobre los electrones → propiedades periódicas → comportamiento químico.

Para justificar una tendencia, no basta con indicar una dirección de la tabla. Hay que explicar qué cambia y qué consecuencia tiene.

Antes de empezar…

¿Más electrones… y más pequeño?

El cloro tiene seis electrones más que el sodio. Parece lógico pensar que debe ser más grande. Y, en cambio, es bastante más pequeño: 99 pm de radio, frente a los 154 pm del sodio.

La clave no es cuántos electrones hay, sino con qué fuerza los atrae el núcleo. A lo largo de una fila de la tabla, cada protón nuevo atrae con más fuerza a los electrones de la misma capa; cuando empieza una capa nueva, el átomo da un salto de tamaño.

Mira el vídeo y después recorre los veinte primeros elementos: ¿dónde crece el átomo y dónde se encoge?

Míralo en 40 segundos

Ahora pruébalo tú:

Radios covalentes en picómetros (1 pm = 10⁻¹² m). Los átomos se dibujan a escala entre ellos.

01

De la configuración electrónica a la tabla periódica

La tabla periódica ordena los elementos según el número atómico, ZZ, que es el número de protones del núcleo. En un átomo neutro, también es el número de electrones.

Periodos: las filas

La tabla tiene siete periodos. En los elementos de los bloques ss y pp, el periodo coincide con el número cuántico principal más alto, nn, que aparece ocupado en la configuración electrónica del átomo en estado fundamental.

Por ejemplo:

Na:1s2 2s2 2p6 3s1 \mathrm{Na}: 1s^2\,2s^2\,2p^6\,3s^1

El nivel más externo ocupado es n=3n=3. Por tanto, el sodio está en el periodo 3.

En los elementos de transición, hay que tener presente que se van ocupando subniveles internos. Por ejemplo, en el periodo 4 se llena el subnivel 3d3d. Las series que suelen representarse separadas debajo de la tabla pertenecen a los periodos 6 y 7.

Grupos: las columnas

Los elementos de un mismo grupo tienen configuraciones electrónicas de valencia similares. Por eso suelen tener un comportamiento químico similar.

Los electrones de valencia son los electrones que intervienen principalmente en la formación de enlaces. En los elementos representativos —los de los bloques ss y pp— son los del nivel más externo.

Grupo Configuración de valencia habitual Electrones de valencia
1 ns1ns^1 1
2 ns2ns^2 2
13 ns2np1ns^2np^1 3
14 ns2np2ns^2np^2 4
15 ns2np3ns^2np^3 5
16 ns2np4ns^2np^4 6
17 ns2np5ns^2np^5 7
18 ns2np6ns^2np^6 8

El helio es la excepción de la última fila: tiene configuración 1s21s^2, con dos electrones de valencia, y está en el grupo 18 porque tiene el primer nivel completo.

Bloques: ¿qué tipo de subnivel se está llenando?

La tabla se divide en cuatro bloques:

  • Bloque ss: se llenan subniveles ss.
  • Bloque pp: se llenan subniveles pp.
  • Bloque dd: se llenan subniveles dd; incluye los elementos de transición.
  • Bloque ff: se llenan subniveles ff.

El helio pertenece al bloque ss por su configuración, aunque se coloque en el grupo 18.

Ejemplo resuelto: situar el cloro

El cloro tiene Z=17Z=17:

Cl:1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 \mathrm{Cl}: 1s^2\,2s^2\,2p^6\,3s^2\,3p^5
  • El nivel más externo es n=3n=3 → periodo 3.
  • La configuración de valencia es 3s23p53s^2 3p^5: tiene siete electrones de valencia → grupo 17.
  • El subnivel que se está llenando es un pp → bloque pp.

Cuidado con los iones: formar un ion no cambia la posición del elemento en la tabla, porque no cambia el número de protones. El Na+\mathrm{Na^+} tiene configuración [Ne][\mathrm{Ne}], pero sigue siendo sodio, del periodo 3 y del grupo 1.

02

¿Qué determina la atracción del núcleo sobre un electrón?

Para entender las propiedades periódicas, debes combinar tres factores:

  1. La carga del núcleo: cuantos más protones, mayor atracción sobre los electrones.
  2. El apantallamiento: los otros electrones reducen la atracción nuclear que percibe un electrón.
  3. La distancia al núcleo: cuanto más lejos está el electrón, menos intensa es la atracción.

Apantallamiento

Los electrones internos repelen los electrones externos y reducen la atracción neta del núcleo sobre estos últimos. Este efecto se denomina apantallamiento.

No es una pantalla material: es el resultado de las interacciones eléctricas dentro del átomo.

Carga nuclear efectiva

La carga nuclear efectiva, ZefZ_{\mathrm{ef}}, expresa la atracción nuclear neta que percibe un electrón después de tener en cuenta el apantallamiento.

De manera simplificada:

Zef≈Z−S Z_{\mathrm{ef}}\approx Z-S

donde SS representa el efecto de apantallamiento.

No puedes calcularla exactamente restando a ZZ el número de electrones internos: no todos los electrones apantallan igual.

¿Qué ocurre cuando avanzas por un periodo?

En general:

  • Aumenta el número de protones.
  • En los bloques ss y pp, los electrones añadidos ocupan el mismo nivel principal; en el bloque dd se llena un subnivel interno.
  • El apantallamiento no compensa completamente el aumento de carga nuclear.

Consecuencia: aumenta la carga nuclear efectiva sobre los electrones de valencia y el núcleo los atrae más fuertemente.

¿Qué ocurre cuando bajas por un grupo?

  • Los electrones de valencia ocupan niveles con un nn mayor.
  • Hay más electrones internos y más apantallamiento.
  • Los electrones externos están, en general, más lejos del núcleo.

Consecuencia: aunque aumenta el número de protones, los electrones de valencia suelen estar menos fuertemente retenidos.

03

Las propiedades periódicas

3.1. Radio atómico: el tamaño del átomo

La nube electrónica no tiene una frontera rígida. Por eso el radio atómico se define a partir de distancias entre núcleos, según el tipo de unión entre los átomos.

Para comparar elementos, conviene utilizar radios definidos de la misma manera.

A lo largo de un periodo, el radio generalmente disminuye

Al recorrer los bloques ss y pp de un mismo periodo, los electrones de valencia se incorporan al mismo nivel principal, pero aumenta la carga nuclear efectiva.

Mayor atracción sobre los electrones → nube electrónica más contraída → radio más pequeño.

Al bajar por un grupo, el radio generalmente aumenta

Se ocupan niveles más externos y aumenta el apantallamiento.

Electrones de valencia más alejados → átomo más grande.

Ejemplo resuelto: ordenar radios atómicos

Ordenamos Na\mathrm{Na}, Mg\mathrm{Mg} y Cl\mathrm{Cl} de menor a mayor radio:

r(Cl)<r(Mg)<r(Na) \boxed{r(\mathrm{Cl})<r(\mathrm{Mg})<r(\mathrm{Na})}

Los tres son del periodo 3. Del Na al Cl aumenta la carga nuclear efectiva, mientras que los electrones de valencia siguen en el nivel n=3n=3. Por eso la atracción aumenta y el radio disminuye.

3.2. Radio iónico: ¿qué ocurre cuando se ganan o se pierden electrones?

Un catión es más pequeño que el átomo del que procede

Un catión se forma cuando un átomo pierde electrones.

Al perderlos:

  • Disminuye la repulsión entre electrones.
  • El mismo núcleo atrae un número menor de electrones.
  • En algunos casos, desaparece todo el nivel más externo ocupado.

Por ejemplo:

Na:[Ne] 3s1Na+:[Ne] \mathrm{Na}: [\mathrm{Ne}]\,3s^1 \qquad \mathrm{Na^+}: [\mathrm{Ne}]

El sodio pierde el único electrón del nivel 3. Por eso el Na+\mathrm{Na^+} es mucho más pequeño que el átomo de Na.

Un anión es más grande que el átomo del que procede

Un anión se forma cuando un átomo gana electrones.

Como el número de protones no cambia pero hay más electrones, aumentan las repulsiones electrónicas y la nube se expande.

r(Cl−)>r(Cl) \boxed{r(\mathrm{Cl^-})>r(\mathrm{Cl})}

Estas reglas comparan un átomo con su propio ion. No permiten afirmar que cualquier catión sea más pequeño que cualquier anión.

Series isoelectrónicas

Una serie isoelectrónica está formada por átomos o iones con el mismo número de electrones.

En una serie de este tipo, el criterio principal es el número de protones:

Mismo número de electrones + más protones → mayor atracción nuclear → radio más pequeño.

Ejemplo resuelto: ordenar iones isoelectrónicos

Considera:

O2−,F−,Na+,Mg2+,Al3+ \mathrm{O^{2-}},\quad \mathrm{F^-},\quad \mathrm{Na^+}, \quad \mathrm{Mg^{2+}},\quad \mathrm{Al^{3+}}

Todos tienen diez electrones, pero sus números de protones son:

Ion Protones
O2−\mathrm{O^{2-}} 8
F−\mathrm{F^-} 9
Na+\mathrm{Na^+} 11
Mg2+\mathrm{Mg^{2+}} 12
Al3+\mathrm{Al^{3+}} 13

Por tanto, de menor a mayor radio:

r(Al3+)<r(Mg2+)<r(Na+)<r(F−)<r(O2−) \begin{aligned} r(\mathrm{Al^{3+}})&<r(\mathrm{Mg^{2+}})<r(\mathrm{Na^+})\\ &<r(\mathrm{F^-})<r(\mathrm{O^{2-}}) \end{aligned}

El Al3+\mathrm{Al^{3+}} es el más pequeño porque tiene más protones atrayendo los mismos diez electrones.

3.3. Energía de ionización: arrancar un electrón

La primera energía de ionización es la energía necesaria para arrancar un electrón de un átomo aislado en estado gaseoso:

X(g)→X+(g)+e− \mathrm{X(g)\rightarrow X^+(g)+e^-}

Es un proceso que requiere energía.

  • A lo largo de un periodo, generalmente aumenta: aumenta la carga nuclear efectiva y disminuye el radio; por tanto, cuesta más arrancar el electrón.
  • Al bajar por un grupo, generalmente disminuye: el electrón externo está más lejos y está más apantallado; por tanto, cuesta menos arrancarlo.

Ejemplo resuelto: comparar Na y K

El Na tiene el electrón de valencia en el nivel 3; el K, en el nivel 4.

El electrón del K está más lejos del núcleo y está más apantallado. Por eso se arranca más fácilmente:

Ei,1(K)<Ei,1(Na) \boxed{E_{\mathrm{i},1}(\mathrm{K})<E_{\mathrm{i},1}(\mathrm{Na})}

Irregularidades importantes

La configuración de los subniveles también influye. Por eso la tendencia no es perfectamente regular.

Mg y Al

Mg:[Ne] 3s2Al:[Ne] 3s2 3p1 \mathrm{Mg}: [\mathrm{Ne}]\,3s^2 \qquad \mathrm{Al}: [\mathrm{Ne}]\,3s^2\,3p^1

El electrón que se pierde en el Al es un 3p3p, más energético y menos fuertemente retenido que un 3s3s. Por eso:

Ei,1(Al)<Ei,1(Mg) \boxed{E_{\mathrm{i},1}(\mathrm{Al})<E_{\mathrm{i},1}(\mathrm{Mg})}

N y O

N:[He] 2s2 2p3O:[He] 2s2 2p4 \mathrm{N}: [\mathrm{He}]\,2s^2\,2p^3 \qquad \mathrm{O}: [\mathrm{He}]\,2s^2\,2p^4

En el N, los tres electrones 2p2p ocupan orbitales diferentes. En el O, un orbital 2p2p contiene dos electrones. La repulsión dentro de este par facilita la extracción de un electrón:

Ei,1(O)<Ei,1(N) \boxed{E_{\mathrm{i},1}(\mathrm{O})<E_{\mathrm{i},1}(\mathrm{N})}

Ionizaciones sucesivas

La segunda ionización arranca un electrón del catión X+X^+, no del átomo neutro:

X+(g)→X2+(g)+e− \mathrm{X^+(g)\rightarrow X^{2+}(g)+e^-}

Las energías sucesivas aumentan. Hay un salto especialmente grande cuando, después de eliminar los electrones de valencia, hay que arrancar un electrón interno.

En el Na, la primera ionización elimina el 3s13s^1. La segunda ya tiene que eliminar un electrón de la configuración [Ne][\mathrm{Ne}], mucho más fuertemente retenido.

3.4. Afinidad electrónica: incorporar un electrón

La afinidad electrónica se relaciona con el cambio de energía cuando un átomo aislado en estado gaseoso incorpora un electrón:

X(g)+e−→X−(g) \mathrm{X(g)+e^-\rightarrow X^-(g)}

Hay que comprobar la convención de signo:

  • Si se expresa como energía liberada, un valor positivo mayor indica que se libera más energía.
  • Si se expresa como cambio de energía del proceso, un valor más negativo indica un proceso más exotérmico.

Para evitar ambigüedades, puedes decir que la incorporación del electrón es más favorable energéticamente.

En general, incorporar un electrón tiende a ser más favorable hacia la derecha de un periodo y hacia arriba de un grupo. Pero esta propiedad tiene bastantes irregularidades, porque depende de qué orbital debe ocupar el electrón nuevo y de las repulsiones que encuentra en él.

  • Los halógenos suelen liberar mucha energía cuando ganan un electrón.
  • Los gases nobles no siguen esta tendencia: el electrón añadido tendría que ocupar un nivel nuevo.
  • El cloro libera más energía que el flúor al incorporar un electrón. En el flúor, el subnivel 2p2p es muy compacto y las repulsiones dificultan más la entrada del nuevo electrón.

Por tanto, no ordenes afinidades electrónicas solo con una flecha general si dispones de datos o configuraciones que indican una excepción.

3.5. Electronegatividad: atraer electrones dentro de un enlace

La electronegatividad mide la capacidad de un átomo para atraer hacia sí los electrones de un enlace.

No es lo mismo que la afinidad electrónica:

  • La afinidad electrónica describe un átomo aislado que incorpora un electrón.
  • La electronegatividad describe un átomo que ya participa en un enlace.

En general:

  • Aumenta hacia la derecha: el aumento de carga nuclear efectiva refuerza la atracción sobre los electrones del enlace.
  • Aumenta hacia arriba: los átomos son más pequeños y los electrones del enlace pueden estar más cerca del núcleo.

El flúor es el elemento más electronegativo. A los gases nobles a menudo no se les asigna electronegatividad en las tablas escolares habituales.

Ejemplo resuelto: ordenar electronegatividades

Para los elementos Na, Mg y Cl:

χ(Na)<χ(Mg)<χ(Cl) \boxed{\chi(\mathrm{Na})<\chi(\mathrm{Mg})<\chi(\mathrm{Cl})}

Todos son del periodo 3. Hacia el Cl aumenta la carga nuclear efectiva y disminuye el radio. Por eso aumenta la capacidad de atraer los electrones de un enlace.

04

Cómo justificar una ordenación

Una justificación clara tiene tres partes:

  1. Identifica qué comparten las especies: periodo, grupo, número de electrones…
  2. Explica qué cambia: carga nuclear efectiva, nivel principal, apantallamiento o número de protones.
  3. Relaciona el cambio con la propiedad.

Por ejemplo:

El radio del K es mayor que el del Na porque ambos pertenecen al grupo 1, pero el K tiene los electrones de valencia en un nivel principal más alto. Esto aumenta la distancia al núcleo y el apantallamiento; por tanto, su radio es mayor.

Evita una justificación como «el K es más grande porque está más abajo». La posición es una pista, pero la causa física es el cambio en la estructura electrónica.

Si comparas elementos de grupos y periodos diferentes, las tendencias pueden competir. En estos casos, puede ser necesario consultar datos.

05

¿Por qué se forman enlaces? La regla del octeto

Un enlace químico se forma cuando las interacciones entre las partículas permiten obtener un conjunto más estable, con energía más baja, que las partículas separadas.

La regla del octeto es un modelo útil: muchos átomos de los elementos representativos tienden a quedar rodeados de ocho electrones de valencia cuando forman compuestos.

Lo pueden conseguir:

  • Perdiendo o ganando electrones, de manera que forman iones.
  • Compartiendo pares de electrones, de manera que forman enlaces covalentes.

El hidrógeno suele quedar rodeado de dos electrones: es la regla del dueto.

El octeto no es una ley universal ni la causa última del enlace. Hay excepciones, como compuestos con boro que no completan el octeto, especies con un número impar de electrones y estructuras de Lewis con más de ocho electrones alrededor de algunos átomos.

06

Enlace iónico, covalente y metálico

Enlace iónico

Es la atracción electrostática entre cationes y aniones.

En muchos compuestos formados por un metal y un no metal, el modelo describe una cesión de electrones del metal al no metal.

En el NaCl:

Na→Na++e− \mathrm{Na\rightarrow Na^+ +e^-}
Cl+e−→Cl− \mathrm{Cl+e^-\rightarrow Cl^-}

Los iones de cargas opuestas se atraen y forman una red cristalina.

El NaCl sólido no está formado por moléculas aisladas de NaCl. La fórmula indica que hay un ion Na⁺ por cada ion Cl⁻.

Arrancar el electrón del Na cuesta energía. La formación del sólido se explica por el balance global del proceso, en el que la formación de la red libera mucha energía.

Enlace covalente

Dos átomos comparten uno o más pares de electrones.

Los electrones compartidos son atraídos por los dos núcleos. Si el balance entre atracciones y repulsiones reduce la energía del conjunto, se forma un enlace estable.

  • Simple: un par compartido.
  • Doble: dos pares compartidos.
  • Triple: tres pares compartidos.

Por ejemplo:

H−HO=ON≡N \mathrm{H-H} \qquad \mathrm{O=O} \qquad \mathrm{N\equiv N}

Enlace metálico

En un metal, los electrones de valencia están deslocalizados: no pertenecen a un único átomo ni a un único par de átomos.

La atracción entre estos electrones y los centros positivos del metal mantiene unida la estructura.

Como los electrones se pueden desplazar por el material, los metales conducen la corriente eléctrica. Además, el enlace no se limita a pares concretos de átomos; esto permite que muchas estructuras metálicas se deformen sin romperse inmediatamente.

¿Qué indica la diferencia de electronegatividad?

Para dos átomos A y B:

Δχ=∣χA−χB∣ \Delta\chi=|\chi_A-\chi_B|
  • Diferencia nula o pequeña: compartición igual o similar; enlace covalente apolar o poco polar.
  • Diferencia intermedia: compartición desigual; enlace covalente polar.
  • Diferencia grande: aumenta el carácter iónico.

En el H–Cl, el Cl es más electronegativo y atrae más el par compartido:

Hδ+−Clδ− \mathrm{H^{\delta+}-Cl^{\delta-}}

Las cargas δ+\delta^+ y δ−\delta^- son parciales, no las cargas completas de dos iones.

Los límites numéricos entre tipos de enlace son orientativos: no hay una frontera universal. Tampoco puedes decidir si una molécula es polar solo porque tiene enlaces polares; esto también depende de cómo están distribuidos en el espacio.

07

Estructuras de Lewis sencillas

Una estructura de Lewis representa:

  • Los electrones de valencia.
  • Los pares compartidos, habitualmente con rayas.
  • Los pares no compartidos, con puntos.

Cada raya representa dos electrones. Un par no compartido también contiene dos electrones.

Procedimiento básico

  1. Cuenta los electrones de valencia totales.
    • En un anión, añade electrones según la carga.
    • En un catión, resta electrones según la carga.
  2. Elige un esqueleto de átomos.
    • El H no es central.
    • En moléculas sencillas, el átomo central suele ser el menos electronegativo de los demás.
  3. Une los átomos con enlaces simples.
  4. Completa el dueto de los H y los octetos de los átomos terminales.
  5. Coloca los electrones sobrantes en el átomo central.
  6. Si el central no completa el octeto, valora formar enlaces dobles o triples.
  7. Comprueba el recuento total y la carga.

Ejemplo resuelto 1: agua, H2O\mathrm{H_2O}

Electrones totales:

2⋅1+6=8 2\cdot 1+6=8

El oxígeno es central. Los dos enlaces O–H utilizan cuatro electrones. Los cuatro restantes forman dos pares no compartidos sobre el O.

  ··
H–O–H
  ··

Comprobación:

  • Cada H tiene dos electrones a su alrededor.
  • El O tiene ocho: cuatro de los enlaces y cuatro de los pares no compartidos.
  • Total: ocho electrones.

Este dibujo muestra las uniones y los electrones; no pretende representar la geometría real.

Ejemplo resuelto 2: dióxido de carbono, CO2\mathrm{CO_2}

Electrones totales:

4+2⋅6=16 4+2\cdot6=16

Partimos de O–C–O. Los dos enlaces simples utilizan cuatro electrones. Si completamos los octetos de los oxígenos, utilizamos los doce restantes, pero el C queda rodeado de solo cuatro electrones.

Convertimos un par no compartido de cada oxígeno en un par de enlace con el carbono:

··     ··
O = C = O
··     ··

Ahora:

  • Los dos enlaces dobles contienen ocho electrones.
  • Los cuatro pares no compartidos de los oxígenos contienen ocho electrones.
  • Total: dieciséis electrones.
  • Los tres átomos cumplen el octeto.

Ejemplo resuelto 3: ion amonio, NH4+\mathrm{NH_4^+}

Electrones totales:

5+4⋅1−1=8 5+4\cdot1-1=8

Restamos un electrón porque la carga es +1+1.

Los ocho electrones forman cuatro enlaces N–H:

    H
    |
[ H–N–H ]⁺
    |
    H
  • Cada H cumple el dueto.
  • El N está rodeado de ocho electrones compartidos.
  • El N no tiene pares no compartidos.
  • Los corchetes y la carga indican que el conjunto es un ion.

Ejemplo resuelto 4: compuesto iónico, MgCl2\mathrm{MgCl_2}

El Mg tiene dos electrones de valencia y cada Cl tiene siete. En el modelo iónico:

  • El Mg pierde dos electrones → Mg2+\mathrm{Mg^{2+}}.
  • Cada Cl gana uno → dos iones Cl−\mathrm{Cl^-}.
          ··             ··
[Mg]²⁺  [··Cl··]⁻     [··Cl··]⁻
          ··             ··

Cada cloruro tiene un octeto. La carga total es:

+2+2(−1)=0 +2+2(-1)=0

No dibujamos rayas Mg–Cl como si fuera una molécula covalente: representamos los iones que forman la red.

08

Resumen para conectar las ideas

Propiedad Tendencia general hacia la derecha Tendencia general hacia abajo Explicación principal
Radio atómico Disminuye Aumenta Atracción nuclear efectiva y nivel ocupado
Primera energía de ionización Aumenta Disminuye Dificultad para arrancar el electrón externo
Afinidad electrónica La incorporación suele ser más favorable A menudo es menos favorable Atracción y repulsiones en el orbital receptor; muchas excepciones
Electronegatividad Aumenta Disminuye Capacidad de atraer electrones de un enlace

Las conexiones más importantes son:

  • Mayor carga nuclear efectiva, con un nivel similar → radio más pequeño y electrones más fuertemente retenidos.
  • Un nivel externo más alto y más apantallamiento → radio más grande e ionización más fácil.
  • En una serie isoelectrónica, más protones → radio más pequeño.
  • Compartición desigual de los electrones → enlace covalente polar.
  • En una estructura de Lewis, todos los electrones representados deben coincidir con el recuento de valencia, ajustado por la carga.

Para una respuesta de PAU, la idea clave es explicar siempre la cadena completa: qué cambia en el átomo, cómo afecta a la atracción sobre los electrones y qué propiedad resulta de ello.

Practica

Ponte a prueba

Tres ejercicios resueltos paso a paso, de menor a mayor dificultad. Inténtalos antes de abrir la solución; si te atascas, abre las pistas de una en una.

Básico

1Tendencias periódicas: ordenar y explicar

Números atómicos: Li, 3; Na, 11; Si, 14; Cl, 17; K, 19.

  1. a
    Ordena Li, Na y K de menor a mayor radio atómico.
  1. b
    Ordena estos mismos elementos de menor a mayor primera energía de ionización.
  1. c
    Ordena Na, Si y Cl de menor a mayor radio atómico.
  1. d
    Ordena Na, Si y Cl de menor a mayor electronegatividad.
  1. e
    Un alumno afirma: «El K tiene más protones que el Na; por tanto, necesariamente tiene un radio menor y una energía de ionización mayor». Explica por qué este razonamiento es incompleto.
  1. f
    Explica por qué no es correcto calcular siempre la carga nuclear efectiva restando al número de protones el número de electrones internos.
Pista 1

Separa las comparaciones dentro de un grupo de las comparaciones dentro de un periodo.

Pista 2

Al bajar por un grupo, aumentan el nivel principal de los electrones externos y el apantallamiento. A lo largo de un periodo, generalmente aumenta la carga nuclear efectiva.

Pista 3

No confundas carga nuclear, ZZ, con carga nuclear efectiva. Los electrones no contribuyen todos por igual al apantallamiento.

Muestra la solución

a)

r(Li)<r(Na)<r(K) \boxed{r(\mathrm{Li})<r(\mathrm{Na})<r(\mathrm{K})}

Al bajar por el grupo 1, los electrones de valencia ocupan niveles principales más altos. Esto aumenta la distancia al núcleo y el tamaño del átomo.

b)

Ei,1(K)<Ei,1(Na)<Ei,1(Li) \boxed{E_{\mathrm{i},1}(\mathrm{K})< E_{\mathrm{i},1}(\mathrm{Na})< E_{\mathrm{i},1}(\mathrm{Li})}

Al bajar por el grupo, el electrón externo está más lejos del núcleo y más apantallado. Por eso está menos fuertemente retenido y cuesta menos arrancarlo.

c)

r(Cl)<r(Si)<r(Na) \boxed{r(\mathrm{Cl})<r(\mathrm{Si})<r(\mathrm{Na})}

Los tres son del periodo 3. Del Na al Cl aumenta la carga nuclear efectiva sobre los electrones del mismo nivel principal. La atracción más intensa contrae la nube electrónica.

d)

χ(Na)<χ(Si)<χ(Cl) \boxed{\chi(\mathrm{Na})<\chi(\mathrm{Si})<\chi(\mathrm{Cl})}

El aumento de carga nuclear efectiva y la disminución del radio hacen que el átomo atraiga más fuertemente los electrones de un enlace.

  1. e
    El razonamiento solo considera el número de protones. También hay que considerar la distancia de los electrones externos y el apantallamiento.

El K tiene el electrón de valencia en el nivel 4, mientras que el Na lo tiene en el nivel 3. El aumento de distancia y de apantallamiento explica que el K tenga un radio mayor y una primera energía de ionización menor.

  1. f
    El apantallamiento no consiste en anular exactamente una unidad de carga nuclear por cada electrón interno. Depende del tipo de orbital y de la distribución de los electrones.

Por eso:

Zef≈Z−S Z_{\mathrm{ef}}\approx Z-S

es una expresión simplificada, pero SS no es siempre igual al número de electrones internos.

Intermedio

2Radios iónicos y series isoelectrónicas

Considera los iones:

N3−,O2−,F−,Na+,Mg2+,Al3+ \begin{aligned} &\mathrm{N^{3-}},\quad \mathrm{O^{2-}},\quad \mathrm{F^-},\\ &\mathrm{Na^+},\quad \mathrm{Mg^{2+}},\quad \mathrm{Al^{3+}} \end{aligned}

Números atómicos: N, 7; O, 8; F, 9; Na, 11; Mg, 12; Al, 13.

  1. a
    Calcula el número de electrones de cada ion y escribe su configuración electrónica.
  1. b
    Explica por qué forman una serie isoelectrónica.
  1. c
    Ordénalos de menor a mayor radio. Justifica el orden con el número de protones, no solo con el signo de la carga.
  1. d
    Compara el radio de cada pareja:
  • Na\mathrm{Na} y Na+\mathrm{Na^+}.
  • O\mathrm{O} y O2−\mathrm{O^{2-}}.
  1. e
    Valora esta afirmación: «Cualquier catión es más pequeño que cualquier anión». Indica en qué comparaciones sí puedes aplicar directamente las reglas trabajadas.
Pista 1

Para un anión, suma electrones; para un catión, réstalos.

Pista 2

Comprueba si todos los iones tienen el mismo número de electrones antes de ordenarlos.

Pista 3

En una serie isoelectrónica, el núcleo con más protones atrae más fuertemente el mismo número de electrones.

Muestra la solución

a)

Ion Cálculo de los electrones Electrones
N3−\mathrm{N^{3-}} 7+37+3 10
O2−\mathrm{O^{2-}} 8+28+2 10
F−\mathrm{F^-} 9+19+1 10
Na+\mathrm{Na^+} 11−111-1 10
Mg2+\mathrm{Mg^{2+}} 12−212-2 10
Al3+\mathrm{Al^{3+}} 13−313-3 10

Todos tienen configuración:

1s2 2s2 2p6=[Ne] 1s^2\,2s^2\,2p^6=[\mathrm{Ne}]
  1. b
    Forman una serie isoelectrónica porque tienen el mismo número de electrones.

c)

r(Al3+)<r(Mg2+)<r(Na+)<r(F−)<r(O2−)<r(N3−) \begin{aligned} r(\mathrm{Al^{3+}})&<r(\mathrm{Mg^{2+}})<r(\mathrm{Na^+})\\ &<r(\mathrm{F^-})<r(\mathrm{O^{2-}})<r(\mathrm{N^{3-}}) \end{aligned}

Los números de protones son 13, 12, 11, 9, 8 y 7, respectivamente.

Con el mismo número de electrones, un núcleo con más protones ejerce más atracción y produce un radio menor.

d)

r(Na+)<r(Na) \boxed{r(\mathrm{Na^+})<r(\mathrm{Na})}

El Na pierde el electrón 3s13s^1, de modo que desaparece el nivel externo ocupado n=3n=3. También disminuye la repulsión entre electrones.

r(O)<r(O2−) \boxed{r(\mathrm{O})<r(\mathrm{O^{2-}})}

El O gana dos electrones sin cambiar el número de protones. Aumentan las repulsiones electrónicas y la nube se expande.

  1. e
    La afirmación es falsa como regla universal. Si comparamos especies de diferentes niveles principales, el signo de la carga no es suficiente.

Las reglas se pueden aplicar directamente:

  • Al comparar un átomo con su propio catión o anión.
  • Al comparar miembros de una serie isoelectrónica, utilizando el número de protones.

Tipo PAU

3Tipo PAU: del número atómico a un compuesto iónico

Considera Mg, S, Cl y Ar, con números atómicos 12, 16, 17 y 18, respectivamente.

Para el proceso de incorporación de un electrón:

X(g)+e−→X−(g) \mathrm{X(g)+e^-\rightarrow X^-(g)}

se conocen estos cambios de energía:

ΔE(S)=−200 kJ mol−1 \Delta E(\mathrm{S})=-200\ \mathrm{kJ\,mol^{-1}}
ΔE(Cl)=−349 kJ mol−1 \Delta E(\mathrm{Cl})=-349\ \mathrm{kJ\,mol^{-1}}

a) [2 puntos]

Escribe las configuraciones electrónicas de los cuatro átomos e indica su periodo, el grupo y los electrones de valencia.

b) [2 puntos]

Ordena Mg, S y Cl de menor a mayor radio atómico. Compara la primera energía de ionización del Mg con la del Cl. Justifica las dos respuestas.

c) [2 puntos]

Escribe las configuraciones de Mg2+\mathrm{Mg^{2+}}, S2−\mathrm{S^{2-}} y Cl−\mathrm{Cl^-}. Identifica cuáles son isoelectrónicos y ordena solo estos iones de menor a mayor radio.

d) [2 puntos]

Indica cuál de los dos procesos de incorporación de un electrón, el del S o el del Cl, es más exotérmico. Calcula el cambio de energía para 0,250 mol0,250\ \mathrm{mol} de átomos de Cl gaseosos que ganan un electrón cada uno.

e) [2 puntos]

Deduce la fórmula del compuesto iónico formado por Mg y Cl. Representa los iones con símbolos de Lewis y explica por qué la fórmula no representa una molécula aislada del sólido.

Pista 1

Todos los átomos son del periodo 3. Escribe la configuración de valencia antes de comparar propiedades.

Pista 2

No todos los iones del apartado c) tienen el mismo número de electrones. Separa las series antes de aplicar la regla de los radios isoelectrónicos.

Pista 3

Para obtener la fórmula del compuesto, iguala la carga positiva total con la negativa. Para la energía, conserva el signo de ΔE\Delta E.

Muestra la solución

a)

Elemento Configuración Periodo Grupo Electrones de valencia
Mg [Ne] 3s2[\mathrm{Ne}]\,3s^2 3 2 2
S [Ne] 3s2 3p4[\mathrm{Ne}]\,3s^2\,3p^4 3 16 6
Cl [Ne] 3s2 3p5[\mathrm{Ne}]\,3s^2\,3p^5 3 17 7
Ar [Ne] 3s2 3p6[\mathrm{Ne}]\,3s^2\,3p^6 3 18 8

b)

r(Cl)<r(S)<r(Mg) \boxed{r(\mathrm{Cl})<r(\mathrm{S})<r(\mathrm{Mg})}

Los electrones de valencia están en el mismo nivel principal, pero aumenta la carga nuclear efectiva del Mg al Cl. La atracción más intensa reduce el radio.

Por el mismo motivo:

Ei,1(Mg)<Ei,1(Cl) \boxed{E_{\mathrm{i},1}(\mathrm{Mg})< E_{\mathrm{i},1}(\mathrm{Cl})}

Los electrones de valencia del Cl están más fuertemente retenidos y requieren más energía para ser arrancados.

c)

Mg2+:[Ne] \mathrm{Mg^{2+}}:[\mathrm{Ne}]

Tiene 10 electrones.

S2−:[Ar] \mathrm{S^{2-}}:[\mathrm{Ar}]

Tiene 18 electrones.

Cl−:[Ar] \mathrm{Cl^-}:[\mathrm{Ar}]

Tiene 18 electrones.

Solo S2−\mathrm{S^{2-}} y Cl−\mathrm{Cl^-} forman la serie isoelectrónica solicitada.

El Cl tiene 17 protones y el S tiene 16:

r(Cl−)<r(S2−) \boxed{r(\mathrm{Cl^-})<r(\mathrm{S^{2-}})}

El núcleo del Cl atrae más fuertemente los mismos dieciocho electrones.

  1. d
    El proceso del Cl es más exotérmico:
−349<−200 kJ mol−1 -349<-200\ \mathrm{kJ\,mol^{-1}}

Para 0,250 mol0,250\ \mathrm{mol}:

ΔE=0,250⋅(−349) \Delta E=0,250\cdot(-349)
ΔE=−87,25 kJ≈−87,3 kJ \boxed{\Delta E=-87,25\ \mathrm{kJ}\approx-87,3\ \mathrm{kJ}}

Se liberan aproximadamente 87,3 kJ87,3\ \mathrm{kJ}.

  1. e
    El Mg forma habitualmente Mg2+\mathrm{Mg^{2+}} y el Cl, Cl−\mathrm{Cl^-}.

Para que el compuesto sea neutro:

(+2)+2(−1)=0 (+2)+2(-1)=0
MgCl2 \boxed{\mathrm{MgCl_2}}

Representación de Lewis de los iones:

          ··             ··
[Mg]²⁺  [··Cl··]⁻     [··Cl··]⁻
          ··             ··

El catión Mg²⁺ se representa sin los dos electrones de valencia que ha perdido. Cada cloruro se representa con ocho electrones.

En el sólido, estos iones forman una red cristalina. La fórmula expresa la proporción de un Mg²⁺ por cada dos Cl⁻, no una molécula aislada.