Gases nobles (grupo 18)

Química

Conceptos clave

Los gases nobles (Grupo 18) tienen la capa de valencia completa: dueto $1s^2$ en el $\text{He}$ , octeto $ns^2np^6$ en el resto.
Esa configuración llena es muy estable → no tienen tendencia a ganar, perder ni compartir electrones → baja reactividad química.
Son gases monoatómicos a temperatura ambiente: un átomo aislado ya es estable, no gana nada formando $\text{X}_2$ .
Los puntos de ebullición aumentan al bajar en el grupo por fuerzas de dispersión de London más intensas (más electrones, nube más polarizable).

Energía de ionización muy alta → no forman cationes (cuesta demasiado arrancar un electrón de la capa completa).
Afinidad electrónica casi nula → no forman aniones (añadir un electrón lo dejaría en una capa nueva, inestable).
Sin tendencia a ganar ni a perder electrones → no forman enlace iónico ni covalente en condiciones normales.
"Muy poco reactivos" no es lo mismo que "imposibles de hacer reaccionar": el $\text{Xe}$ sí forma $\text{XeF}_2$ con el flúor (el elemento más electronegativo), porque el flúor es suficientemente agresivo para interaccionar con la nube densa del xenón.

La única fuerza entre átomos de gas noble es la dispersión de London: fluctuaciones en la distribución electrónica crean dipolos instantáneos.
Al bajar en el grupo hay más electrones y una nube más polarizable → fuerzas de London más intensas → mayor $T_\text{eb}$ .
Valores de referencia: $\text{He}$ −269 °C · $\text{Ne}$ −246 °C · $\text{Ar}$ −186 °C · $\text{Kr}$ −153 °C · $\text{Xe}$ −108 °C.

Problema: explica por qué el $\text{Na}$ reacciona con facilidad y el $\text{Ne}$ no, aunque estén en el mismo período.
$\text{Na}$ : $1s^2\,2s^2\,2p^6\,3s^1$ — un solo electrón de valencia; al perderlo alcanza la configuración del $\text{Ne}$ (estable). $\text{IE}_1$ baja → lo cede con facilidad → muy reactivo.
$\text{Ne}$ : $1s^2\,2s^2\,2p^6$ — capa de valencia completa; no gana estabilidad ganando ni perdiendo electrones; $\text{IE}_1$ muy alta → inerte.
La diferencia no es el período, sino la configuración de valencia: $\text{Na}$ está a un paso del octeto; $\text{Ne}$ ya lo tiene.

Error frecuente: responder "son inertes porque son inertes" — circular. La explicación exige: capa de valencia llena → configuración muy estable → no gana, pierde ni comparte electrones.
Error frecuente: decir que los gases nobles "no tienen electrones de valencia". Sí los tienen (el octeto), pero están en una capa completa que no participa en reacciones.
Para justificar la tendencia de $T_\text{eb}$ , di siempre "fuerzas de London" y conéctalas con "más electrones → mayor polarizabilidad". No menciones dipolo permanente (son no polares).
Usa "muy poco reactivos", no "inertes" sin matiz: el IB reconoce que el Xe y el Kr forman compuestos con el flúor.
Los usos clásicos: He (globos, no inflamable; criogenia en IRM); Ne (letreros de luz roja); Ar (soldadura, atmósfera protectora barata); Xe (flashes fotográficos).

Conceptos clave

Los gases nobles (Grupo 18) tienen la capa de valencia completa: dueto $1s^2$ en el $\text{He}$ , octeto $ns^2np^6$ en el resto.
Esa configuración llena es muy estable → no tienen tendencia a ganar, perder ni compartir electrones → baja reactividad química.
Son gases monoatómicos a temperatura ambiente: un átomo aislado ya es estable, no gana nada formando $\text{X}_2$ .
Los puntos de ebullición aumentan al bajar en el grupo por fuerzas de dispersión de London más intensas (más electrones, nube más polarizable).

Configuración electrónica del grupo

Inercia química y por qué no reaccionan

Energía de ionización muy alta → no forman cationes (cuesta demasiado arrancar un electrón de la capa completa).
Afinidad electrónica casi nula → no forman aniones (añadir un electrón lo dejaría en una capa nueva, inestable).
Sin tendencia a ganar ni a perder electrones → no forman enlace iónico ni covalente en condiciones normales.
"Muy poco reactivos" no es lo mismo que "imposibles de hacer reaccionar": el $\text{Xe}$ sí forma $\text{XeF}_2$ con el flúor (el elemento más electronegativo), porque el flúor es suficientemente agresivo para interaccionar con la nube densa del xenón.

Puntos de ebullición crecientes (fuerzas de London)

La única fuerza entre átomos de gas noble es la dispersión de London: fluctuaciones en la distribución electrónica crean dipolos instantáneos.
Al bajar en el grupo hay más electrones y una nube más polarizable → fuerzas de London más intensas → mayor $T_\text{eb}$ .
Valores de referencia: $\text{He}$ −269 °C · $\text{Ne}$ −246 °C · $\text{Ar}$ −186 °C · $\text{Kr}$ −153 °C · $\text{Xe}$ −108 °C.

Ejemplo resuelto

Problema: explica por qué el $\text{Na}$ reacciona con facilidad y el $\text{Ne}$ no, aunque estén en el mismo período.
$\text{Na}$ : $1s^2\,2s^2\,2p^6\,3s^1$ — un solo electrón de valencia; al perderlo alcanza la configuración del $\text{Ne}$ (estable). $\text{IE}_1$ baja → lo cede con facilidad → muy reactivo.
$\text{Ne}$ : $1s^2\,2s^2\,2p^6$ — capa de valencia completa; no gana estabilidad ganando ni perdiendo electrones; $\text{IE}_1$ muy alta → inerte.
La diferencia no es el período, sino la configuración de valencia: $\text{Na}$ está a un paso del octeto; $\text{Ne}$ ya lo tiene.

En el examen IB

Error frecuente: responder "son inertes porque son inertes" — circular. La explicación exige: capa de valencia llena → configuración muy estable → no gana, pierde ni comparte electrones.
Error frecuente: decir que los gases nobles "no tienen electrones de valencia". Sí los tienen (el octeto), pero están en una capa completa que no participa en reacciones.
Para justificar la tendencia de $T_\text{eb}$ , di siempre "fuerzas de London" y conéctalas con "más electrones → mayor polarizabilidad". No menciones dipolo permanente (son no polares).
Usa "muy poco reactivos", no "inertes" sin matiz: el IB reconoce que el Xe y el Kr forman compuestos con el flúor.
Los usos clásicos: He (globos, no inflamable; criogenia en IRM); Ne (letreros de luz roja); Ar (soldadura, atmósfera protectora barata); Xe (flashes fotográficos).