Tabla periódica y tendencias periódicas

A finales del siglo XIX, Dmitri Mendeleiev ordenó los elementos químicos según sus masas atómicas crecientes, lo que provocó ciertas discrepancias en pares como el telurio ($Z = 52$, masa atómica $127.6\text{ u}$) y el yodo ($Z = 53$, masa atómica $126.9\text{ u}$). Posteriormente, Henry Moseley resolvió esta anomalía mediante espectroscopia de rayos X.

1. a) Explica el fundamento de la ley de Moseley y por qué el número atómico $Z$, y no la masa atómica, es el criterio correcto de ordenación periódica.
2. b) Justifica la ubicación relativa del telurio y del yodo en la tabla periódica actual en función de sus configuraciones electrónicas de valencia.

Las configuraciones electrónicas del estado fundamental determinan la posición de los elementos químicos en la tabla periódica. Considera tres elementos neutros denominados A, B y C, cuyas capas de valencia son: A: $3s^2\,3p^1$; B: $[\mathrm{Ar}]\,4s^2$ (configuración completa salvo el núcleo abreviado); C: $3s^2\,3p^5$.

1. a) Deduce el periodo y el grupo (según la numeración de la IUPAC del 1 al 18) al que pertenece cada uno de los tres elementos.
2. b) Clasifica razonadamente cada elemento como metal, no metal o semimetal.

Se dispone de una serie de especies químicas monoatómicas isoelectrónicas: $\mathrm{N}^{3-}$ ($Z=7$), $\mathrm{O}^{2-}$ ($Z=8$), $\mathrm{F}^-$ ($Z=9$), $\mathrm{Na}^+$ ($Z=11$) y $\mathrm{Mg}^{2+}$ ($Z=12$).

1. a) Escribe la configuración electrónica fundamental común a todas estas especies y ordena razonadamente los iones de menor a mayor radio iónico.
2. b) Explica por qué el radio del catión $\mathrm{Na}^+$ es significativamente menor que el radio atómico del átomo neutro de $\mathrm{Na}$ ($Z=11$), mientras que el radio del anión $\mathrm{F}^-$ es mayor que el del átomo neutro de $\mathrm{F}$ ($Z=9$).

El concepto de carga nuclear efectiva ($Z_{\text{ef}} = Z - \sigma$, donde $\sigma$ es la constante de apantallamiento) fundamenta las variaciones periódicas del radio y de la reactividad redox.

1. a) Aplicando el modelo de apantallamiento, justifica por qué al descender en el grupo 1 de los alcalinos (del $\mathrm{Li}$ al $\mathrm{Cs}$) el radio atómico aumenta significativamente a pesar del enorme incremento en la carga nuclear total $Z$ (de $Z=3$ a $Z=55$).
2. b) Considera los iones $\mathrm{Na}^+$ ($Z=11$) y $\mathrm{K}^+$ ($Z=19$), con configuraciones de gas noble de 10 y 18 electrones respectivamente. El potencial iónico se define aquí como $|z|/r$, siendo $z$ el número de carga y $r$ el radio iónico. Justifica qué ion tiene mayor potencial iónico y, según un modelo electrostático sencillo, cuál presenta una entalpía de hidratación más negativa.

Las energías de ionización sucesivas permiten identificar la configuración electrónica de la capa de valencia de un elemento químico. Para un elemento representativo $X$ perteneciente al tercer periodo de la tabla periódica, se han medido experimentalmente los valores de sus cuatro primeras energías de ionización: $I_1 = 580\text{ kJ}\times\text{mol}^{-1}$, $I_2 = 1815\text{ kJ}\times\text{mol}^{-1}$, $I_3 = 2740\text{ kJ}\times\text{mol}^{-1}$ e $I_4 = 11600\text{ kJ}\times\text{mol}^{-1}$. La magnitud comparativa de estas energías se ilustra en el siguiente diagrama de barras:

1. a) Justifica razonadamente cuál es la valencia química o estado de oxidación más estable de $X$ en sus compuestos con elementos electronegativos.
2. b) Deduce a qué grupo de la tabla periódica pertenece $X$ e identifica el elemento concreto.

Puedes hacerlo en papel y enviar una foto con tu respuesta.

La primera energía de ionización general aumenta a lo largo de un periodo de izquierda a derecha. Sin embargo, se observan anomalías puntuales al comparar elementos contiguos del segundo y tercer periodo.

1. a) La primera energía de ionización del magnesio ($Z = 12$) es $738\text{ kJ}\times\text{mol}^{-1}$, mientras que la del aluminio ($Z = 13$) es $578\text{ kJ}\times\text{mol}^{-1}$. Justifica esta discrepancia basándote en las configuraciones electrónicas y el tipo de subnivel del que se extrae el electrón.
2. b) La primera energía de ionización del nitrógeno ($Z = 7$) es $1402\text{ kJ}\times\text{mol}^{-1}$, superior a la del oxígeno ($Z = 8$), que es $1314\text{ kJ}\times\text{mol}^{-1}$. Explica este hecho según la regla de Hund y la estabilidad de subniveles semillenos.

La electronegatividad cuantifica la tendencia relativa de un átomo enlazado a atraer hacia sí la densidad electrónica del enlace químico.

1. a) Explica cómo varía la electronegatividad a lo largo de un periodo de la tabla periódica al avanzar de izquierda a derecha, justificando el comportamiento en función de la carga nuclear efectiva y el radio atómico.
2. b) Justifica por qué los gases nobles carecen generalmente de valores definidos de electronegatividad en la escala de Pauling habitual.

La afinidad electrónica mide la variación de energía cuando un átomo neutro gaseoso adquiere un electrón: $\mathrm{X}_{\text{(g)}} + \mathrm{e}^- \to \mathrm{X}^-_{\text{(g)}}$. Según el convenio termodinámico habitual, el proceso exotérmico presenta $\Delta H_{\text{ae}} < 0$. Los valores termodinámicos para los halógenos cloro y flúor son $\Delta H_{\text{ae}}(\mathrm{Cl}) = -349\text{ kJ}\times\text{mol}^{-1}$ y $\Delta H_{\text{ae}}(\mathrm{F}) = -328\text{ kJ}\times\text{mol}^{-1}$, mientras que para el nitrógeno gaseoso es $\Delta H_{\text{ae}}(\mathrm{N}) \ge 0$.

1. a) Explica por qué la incorporación de un electrón al flúor desprende menor cantidad de energía que al cloro, a pesar de que el flúor posee mayor electronegatividad y menor radio atómico.
2. b) Justifica detalladamente por qué el nitrógeno presenta una afinidad electrónica desfavorable (endotérmica o nula) en comparación con el carbono ($\Delta H_{\text{ae}} = -122\text{ kJ}\times\text{mol}^{-1}$).

Se analizan cuatro elementos químicos representativos, denotados correlativamente como W, X, Y y Z. Se conocen los siguientes datos experimentales:

1. W y X pertenecen al mismo periodo; W es un metal alcalinotérreo y X es un no metal del grupo 16.

2. Y pertenece al mismo grupo que W y al tercer período; su radio atómico es menor que el de W.

3. Z tiene la configuración electrónica $[\mathrm{Ne}]\,3s^2\,3p^5$.

4. El elemento W posee una primera energía de ionización de $590\text{ kJ}\times\text{mol}^{-1}$ y un radio atómico de $197\text{ pm}$.

1. a) Deduce la identidad y configuración electrónica completa de W, X, Y y Z sabiendo que W pertenece al cuarto periodo.
2. b) Ordena los cuatro elementos según su primera energía de ionización creciente y justifica el orden de electronegatividad entre X y Z.