Estructura atómica y números cuánticos

a) Configuración electrónica del azufre.$$\text{S} \; (Z = 16): \; 1s^2\,2s^2\,2p^6\,3s^2\,3p^4 \;=\; [\text{Ne}]\,3s^2\,3p^4$$Le corresponde el período 3 ($n$ máximo $= 3$) y el grupo 16 (seis electrones de valencia, bloque $p$).

b) Números cuánticos de los electrones de mayor energía.

Los electrones más energéticos son los cuatro del subnivel $3p$. Todos comparten $n = 3$ y $l = 1$; se diferencian en $m_l$ y $m_s$.

Según la regla de Hund, los tres primeros ocupan orbitales distintos con espines paralelos y el cuarto aparea a uno de ellos:$$3p_x^2 \; 3p_y^1 \; 3p_z^1$$Una combinación válida para uno de esos electrones es:$$\boxed{(3,\,1,\,-1,\,+\tfrac{1}{2})}$$Los valores de $m_l$ pueden ser $-1$, $0$ o $+1$ (los tres orbitales $p$), y el de $m_s$, $+\tfrac12$ o $-\tfrac12$; el enunciado pide una combinación posible, no todas.

c) Ion más estable: $\text{S}^{2-}$.

La capa de valencia $3s^2\,3p^4$ tiene 6 electrones: le faltan exactamente 2 para completar el octeto. Captándolos:$$\text{S} + 2\,e^- \longrightarrow \text{S}^{2-}: \; 1s^2\,2s^2\,2p^6\,3s^2\,3p^6 \;=\; [\text{Ar}]$$Alcanza así la configuración del argón, un gas noble. La alternativa —perder los seis electrones de valencia para quedar como $[\text{Ne}]$— exigiría una energía de ionización enorme, imposible de compensar químicamente.

Además, el azufre está a la derecha del período: su alta afinidad electrónica y su elevada electronegatividad hacen que captar electrones sea energéticamente favorable.