Estabilidad de átomos e iones

En la naturaleza apenas se encuentran átomos aislados: salvo los gases nobles, los elementos se presentan formando compuestos o metales.

1. a) Explica qué significa que un átomo sea «estable» y qué ganan los átomos al enlazarse unos con otros.
2. b) ¿Qué ocurre con la energía del conjunto cuando los átomos forman un enlace? ¿Aumenta o disminuye?

La regla del octeto guía la química de la mayoría de los elementos.

1. a) Enúnciala con tus palabras.
2. b) ¿A qué electrones del átomo se refiere?
3. c) ¿Qué configuración alcanzan los átomos cuando la cumplen? Pon un ejemplo de elemento que ya la posea de forma natural.

El neón ($Z = 10$) se usa en los letreros luminosos porque es un gas completamente inerte: no reacciona con nada.

1. a) Escribe su configuración electrónica.
2. b) ¿Cuántos electrones tiene en su última capa?
3. c) Explica, a partir de esa configuración, por qué los gases nobles no forman compuestos en condiciones normales.

Cuando el sodio se combina con el cloro, cada átomo de sodio cede un electrón y se convierte en el ion $\text{Na}^+$. El esquema representa la cesión del electrón.

1. a) Define qué es un catión y qué es un anión.
2. b) Indica el signo de la carga de cada tipo de ion.
3. c) ¿Es el ion $\text{Na}^+$ un catión o un anión? Razona la respuesta.

El magnesio ($Z = 12$) reacciona perdiendo electrones y formando el ion $\text{Mg}^{2+}$.

1. a) ¿Cuántos electrones pierde cada átomo de magnesio?
2. b) ¿Cuántos electrones tiene en total el ion formado?
3. c) Escribe el proceso como una semirreacción: $\text{Mg} \rightarrow \text{Mg}^{2+} + \ldots$ (completa el número de electrones que se liberan).

Una partícula contiene $12$ protones y $10$ electrones.

1. a) Calcula su carga neta.
2. b) ¿Es un átomo neutro, un catión o un anión?
3. c) Identifica el elemento y escribe el símbolo del ion.

Un ion $\text{X}^{2-}$ tiene $18$ electrones.

1. a) ¿Cuántos electrones tiene el átomo neutro del que procede?
2. b) ¿Cuál es su número atómico? Identifica el elemento.
3. c) Escribe la configuración electrónica del átomo y la del ion.

Un ion $\text{M}^{3+}$ tiene $10$ electrones.

1. a) Determina el número atómico del elemento e identifícalo.
2. b) Escribe la configuración electrónica del átomo neutro y la del ion.
3. c) ¿Con qué gas noble es isoelectrónico el ion?
4. d) Razona por qué este elemento pierde $3$ electrones en lugar de ganar $5$ para completar el octeto.

Un elemento tiene la configuración electrónica $1s^2\ 2s^2\ 2p^6\ 3s^2\ 3p^4$.

1. a) ¿Cuál es su número atómico y de qué elemento se trata?
2. b) ¿Cuántos electrones de valencia tiene?
3. c) ¿Cuántos electrones le faltan para completar el octeto?

El cloro ($Z = 17$) y el argón ($Z = 18$) son vecinos en la tabla periódica.

1. a) Escribe la configuración electrónica del átomo de cloro y la del ion $\text{Cl}^{-}$.
2. b) Compara la configuración del ion cloruro con la del átomo de argón: ¿qué observas?
3. c) Explica, usando ese resultado, por qué el cloro tiende a ganar un electrón cuando reacciona.

El aluminio ($Z = 13$) de las latas de refresco y el azufre ($Z = 16$) que aparece en los fósforos son elementos muy distintos, pero ambos forman iones estables.

1. a) Escribe la configuración electrónica de cada átomo.
2. b) Predice el ion más estable que formará cada uno aplicando la regla del octeto.
3. c) Escribe la configuración de cada ion y nombra el gas noble cuya configuración reproduce.

Para abreviar las configuraciones se usa la notación del gas noble: la del potasio ($Z = 19$) se escribe $[\text{Ar}]\ 4s^1$.

1. a) Escribe su configuración electrónica completa, sin abreviar.
2. b) ¿Cuántos electrones de valencia tiene el potasio?
3. c) ¿Qué ion formará con más facilidad? Escribe su configuración y explica por qué es especialmente estable.

Los diagramas de Lewis representan los electrones de valencia como puntos alrededor del símbolo del elemento.

1. a) Indica cuántos electrones de valencia tienen el sodio ($Z = 11$), el magnesio ($Z = 12$), el oxígeno ($Z = 8$) y el cloro ($Z = 17$).
2. b) Dibuja en tu cuaderno el diagrama de Lewis de cada uno de los cuatro átomos.
3. c) ¿Cuántos electrones desapareados tiene cada átomo? Relaciónalo con el número de enlaces que suele formar cada elemento.

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

El elemento X tiene número atómico $Z = 12$ y el elemento Y, $Z = 17$.

1. a) Escribe sus configuraciones electrónicas y predice el ion estable que formará cada uno.
2. b) Deduce la fórmula del compuesto iónico que forman X e Y, teniendo en cuenta que el conjunto debe ser eléctricamente neutro.
3. c) Escribe la configuración de cada ion del compuesto e indica con qué gases nobles son isoelectrónicos.

La regla del octeto tiene excepciones conocidas: en el $\text{BeCl}_2$ el berilio se queda con solo $4$ electrones a su alrededor, y en el $\text{BF}_3$ el boro, con $6$.

1. a) Dibuja en tu cuaderno los diagramas de Lewis de ambas moléculas.
2. b) Explica qué significa que el berilio y el boro presenten «octeto incompleto».
3. c) En el $\text{PCl}_5$ el fósforo está rodeado por $10$ electrones («octeto expandido»): comenta por qué la regla del octeto sigue siendo una guía útil aunque no sea una ley rigurosa.

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

El hidrógeno es un caso especial: puede perder su electrón y quedar como $\text{H}^{+}$, ganar uno y formar el ion hidruro $\text{H}^{-}$, o compartirlo, como en la molécula $\text{H}_2$.

1. a) Escribe la configuración electrónica de las tres especies.
2. b) ¿Con qué gas noble es isoelectrónico el ion $\text{H}^{-}$? Explica por qué para el hidrógeno la regla del octeto se convierte en una «regla del dueto».
3. c) El hidruro de sodio, $\text{NaH}$, se usa en los laboratorios como reactivo: justifica, con las configuraciones del sodio ($Z = 11$) y del hidrógeno, que esté formado por los iones $\text{Na}^{+}$ y $\text{H}^{-}$.

Redacción: «La estabilidad mueve a los átomos».

1. a) Usando las configuraciones electrónicas del sodio ($Z = 11$), el magnesio ($Z = 12$), el oxígeno ($Z = 8$) y el cloro ($Z = 17$), explica qué ion forma cada elemento y por qué.
2. b) Deduce la fórmula de los compuestos $\text{NaCl}$, $\text{MgO}$ y $\text{MgCl}_2$ a partir de la neutralidad eléctrica del conjunto.
3. c) Concluye explicando qué papel juega la configuración de gas noble en todo el proceso de formación de iones.

Estas especies parecen muy distintas: $\text{N}^{3-}$, $\text{O}^{2-}$, $\text{F}^{-}$, $\text{Na}^{+}$, $\text{Mg}^{2+}$ y $\text{Al}^{3+}$. Datos: $Z(\text{N}) = 7$, $Z(\text{O}) = 8$, $Z(\text{F}) = 9$, $Z(\text{Na}) = 11$, $Z(\text{Mg}) = 12$, $Z(\text{Al}) = 13$.

1. a) Calcula el número de electrones de cada especie.
2. b) ¿Qué tienen en común todas ellas?
3. c) Explica qué significa que sean isoelectrónicas e indica con qué gas noble lo son.

Al convertirse en ion, un átomo cambia de tamaño: el radio del átomo de sodio es $186\ \text{pm}$ y el del ion $\text{Na}^{+}$, $102\ \text{pm}$; el del átomo de cloro es $99\ \text{pm}$ y el del ion $\text{Cl}^{-}$, $181\ \text{pm}$. Los cuatro tamaños se comparan a escala en la figura.

1. a) Escribe las configuraciones electrónicas de los dos átomos y de los dos iones.
2. b) Explica por qué el catión es mucho más pequeño que el átomo del que procede.
3. c) Explica por qué el anión es mucho más grande que su átomo.

Las especies $\text{O}^{2-}$, $\text{F}^{-}$, $\text{Na}^{+}$ y $\text{Mg}^{2+}$ tienen todas $10$ electrones, pero sus radios son $140\ \text{pm}$, $133\ \text{pm}$, $102\ \text{pm}$ y $72\ \text{pm}$, respectivamente. La figura compara los cuatro radios a escala.

1. a) Explica por qué, a igual número de electrones, el tamaño de la especie depende del número de protones del núcleo.
2. b) Ordena las cuatro especies de mayor a menor radio y relaciona ese orden con su número atómico.
3. c) Sin más datos, predice cuál tendrá mayor radio entre el ion $\text{N}^{3-}$ y el ion $\text{Al}^{3+}$, y justifica tu predicción.

El calcio ($Z = 20$), presente en los huesos y en los lácteos, forma siempre el ion $\text{Ca}^{2+}$; nunca aparece como $\text{Ca}^{+}$ ni como $\text{Ca}^{3+}$.

1. a) Escribe la configuración electrónica del átomo de calcio.
2. b) Escribe las configuraciones que tendrían los iones $\text{Ca}^{+}$, $\text{Ca}^{2+}$ y $\text{Ca}^{3+}$.
3. c) Usando la regla del octeto, justifica por qué solo el ion $\text{Ca}^{2+}$ es estable.

Estas son las energías necesarias para arrancar electrones sucesivos a un átomo de magnesio ($Z = 12$): $E_1 = 738\ \text{kJ/mol}$, $E_2 = 1451\ \text{kJ/mol}$ y $E_3 = 7733\ \text{kJ/mol}$. La figura representa las tres energías.

1. a) Localiza entre qué ionizaciones se produce el gran salto y justifícalo usando la configuración electrónica del magnesio.
2. b) Explica por qué el magnesio forma el ion $\text{Mg}^{2+}$ y nunca el $\text{Mg}^{3+}$ en sus compuestos.
3. c) Predice, razonándolo a partir de sus configuraciones, entre qué ionizaciones aparecerá el gran salto en el sodio ($Z = 11$) y en el aluminio ($Z = 13$).

Arrancar un electrón a un átomo de neón cuesta $2081\ \text{kJ/mol}$, pero arrancárselo al ion $\text{Na}^{+}$, que tiene exactamente la misma configuración electrónica, cuesta $4562\ \text{kJ/mol}$. En cambio, al átomo de sodio neutro le cuesta solo $496\ \text{kJ/mol}$ perder su electrón $3s$. La figura compara las tres energías de ionización.

1. a) Explica por qué cuesta más ionizar al $\text{Na}^{+}$ que al $\text{Ne}$ si ambos tienen los mismos electrones.
2. b) Usando los datos, razona por qué el sodio forma con facilidad el ion $\text{Na}^{+}$ pero jamás aparece como $\text{Na}^{2+}$ en los compuestos químicos.
3. c) Conecta tus respuestas con la idea de estabilidad de la configuración de gas noble.