Estructura atómica y números cuánticos

a) Grupo y período.$$Z = 30: \; [\text{Ar}]\,4s^2\,3d^{10} \qquad (\textbf{cinc})$$

• El número cuántico principal más alto es $n = 4$, así que está en el período 4.
• Pertenece al bloque $d$ (los metales de transición). Su grupo se obtiene sumando los electrones de las subcapas $s$ y $d$ más externas:

$$2 \;(\text{del } 4s) + 10 \;(\text{del } 3d) = 12 \qquad\Longrightarrow\qquad \textbf{grupo 12}$$b) Números cuánticos del electrón diferenciador.

El último electrón que se coloca completa la subcapa $3d$:$$n = 3 \qquad l = 2 \; (\text{orbital } d) \qquad m_l = +2 \qquad m_s = -\tfrac{1}{2}$$$$\boxed{(3,\,2,\,+2,\,-\tfrac{1}{2})}$$El valor de $m_l$ puede ser cualquiera de $-2, -1, 0, +1, +2$ según el convenio de llenado que se siga (por eso el enunciado dice «una posible combinación»); lo que no admite discusión es que $n = 3$ y $l = 2$. Con el convenio habitual (cada orbital recibe primero un electrón con $m_s = +\tfrac12$), este electrón aparea al último orbital $d$ que quedaba con un solo electrón y, por tanto, lleva $m_s = -\tfrac12$.

c) Ion más estable: $\text{Zn}^{2+}$.

Los electrones que se pierden primero son los de la capa más externa, es decir, los dos del $4s$:$$\text{Zn}: [\text{Ar}]\,4s^2\,3d^{10} \;\xrightarrow{-2e^-}\; \mathbf{Zn^{2+}} = [\text{Ar}]\,3d^{10}$$La configuración resultante tiene la subcapa $3d$ completamente llena, una situación de gran estabilidad (comparable a la de un gas noble por su simetría esférica de carga). Perder un tercer electrón obligaría a romper ese $3d^{10}$, con una energía de ionización muchísimo mayor.

Esto explica una particularidad del cinc: a diferencia de casi todos los metales de transición, no presenta varios estados de oxidación, sino solo el $+2$, y sus compuestos son incoloros (no hay transiciones $d$-$d$ posibles en una subcapa llena).