Sistema periódico y propiedades periódicas

a) Anión divalente isoelectrónico con $\text{Na}^+$.

El sodio tiene $Z = 11$; el $\text{Na}^+$ ha perdido un electrón, así que tiene $11 - 1 = 10$ electrones ($1s^2\,2s^2\,2p^6$, la configuración del neón).

Un anión divalente tiene dos electrones más que protones: $Z + 2 = 10 \Rightarrow Z = 8$, el oxígeno. El anión es el óxido, $\text{O}^{2-}$:$$\text{O}\ (Z = 8):\ 1s^2\,2s^2\,2p^4 \;\xrightarrow{+2\,e^-}\; \text{O}^{2-}:\ 1s^2\,2s^2\,2p^6 \quad (10\ e^-)$$Además es un ion estable: al ganar dos electrones el oxígeno completa su octeto.

b) Electrones con $n = 4$, $l = 2$ y $m_l = 0$.

• $n = 4$: cuarta capa.
• $l = 2$: subnivel $d$. Es decir, el subnivel 4d, que tiene cinco orbitales ($m_l = -2, -1, 0, +1, +2$).
• $m_l = 0$: uno solo de esos cinco orbitales 4d (el que se suele llamar $4d_{z^2}$).

Por el principio de exclusión de Pauli, en un mismo átomo no puede haber dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales. Con $n$, $l$ y $m_l$ fijados, solo queda libre $m_s$, que puede valer $+\tfrac{1}{2}$ o $-\tfrac{1}{2}$. Por tanto, como máximo 2 electrones, los dos en el orbital 4d con $m_l = 0$:$$(4,\,2,\,0,\,+\tfrac{1}{2}) \qquad (4,\,2,\,0,\,-\tfrac{1}{2})$$c) Primera energía de ionización de Be y Mg.

La primera energía de ionización es la energía mínima necesaria para arrancar el electrón más débilmente retenido de un átomo neutro, en estado gaseoso y en su estado fundamental:$$\text{X}(g) + \text{EI}_1 \longrightarrow \text{X}^+(g) + e^-$$Configuraciones:$$\text{Be}\ (Z = 4):\ [\text{He}]\,2s^2 \qquad\qquad \text{Mg}\ (Z = 12):\ [\text{Ne}]\,3s^2$$Los dos están en el grupo 2 (alcalinotérreos): el Be en el periodo 2 y el Mg en el 3. El electrón que se arranca al Mg está en la capa $n = 3$, más lejos del núcleo que el $2s$ del Be, y las capas internas apantallan el aumento de carga nuclear: la carga efectiva que nota es parecida, pero a mayor distancia la atracción es menor. Por eso cuesta menos arrancarlo.$$\text{EI}_1(\text{Be}) > \text{EI}_1(\text{Mg})$$(Los valores reales son unos 900 kJ/mol para el Be y unos 740 kJ/mol para el Mg.) Es la tendencia general: la energía de ionización disminuye al descender en un grupo.

d) Enlace en el $\text{H}_2\text{S}$ y solubilidad en agua.

Tipo de enlace. El hidrógeno y el azufre son no metales, con electronegatividades no muy distintas (2,2 y 2,6). No hay transferencia de electrones, sino que los comparten: el enlace es covalente. El azufre (grupo 16, 6 electrones de valencia) forma dos enlaces sencillos S–H y le quedan dos pares solitarios:$$\text{H}\!-\!\overset{\cdot\cdot}{\underset{\cdot\cdot}{\text{S}}}\!-\!\text{H}$$Los enlaces S–H son algo polares (el S es más electronegativo que el H).

Solubilidad en agua. Con dos pares enlazantes y dos solitarios alrededor del S (tipo $\text{AX}_2\text{E}_2$), la molécula es angular, como la del agua. Los momentos dipolares de los dos enlaces no se anulan y los pares solitarios refuerzan la asimetría: el $\text{H}_2\text{S}$ es una molécula polar. Por eso es soluble en agua, un disolvente también polar («semejante disuelve a semejante»): sus moléculas se rodean de moléculas de agua mediante interacciones dipolo-dipolo, y los hidrógenos del agua pueden unirse débilmente a los pares solitarios del azufre.

Su solubilidad es moderada (unos 4 g por litro a 20 °C), mucho menor que la de moléculas como el amoniaco: el azufre no es lo bastante electronegativo ni pequeño para formar enlaces de hidrógeno fuertes con el agua.