La facilidad con la que se puede separar un electrón de un átomo se mide por su energía de ionización, que se define como la energía mínima necesaria para separar un electrón del átomo en fase gaseosa:
A(g) → A+(g) + e-(g) ΔH = I1
La primera energía de ionización, I1, es la que se requiere para arrancar el electrón más débilmente unido al átomo neutro en estado gaseoso; la segunda energía de ionización, I2, corresponde a la ionización del catión resultante, y así sucesivamente. Las energías de ionización se expresan en electrones-voltios (eV), donde 1 eV es la energía que adquiere un electrón cuando atraviesa una diferencia de potencial de 1V. 1eV equivale a 96,487 kJ mol-1.
La energía de ionización del hidrógeno es de 13.6 eV. Las primeras energías de ionización varían sistemáticamente a lo largo de la Tabla Periódica, como se aprecia en la Figura 9. La variación de esta propiedad atómica es la misma que sigue la carga nuclear efectiva, esto es, aumenta al lo largo de un periodo y disminuye al descender en un grupo. Las energías de ionización también se pueden correlacionar con el radio atómico, de manera que elementos que tienen pequeños radios atómicos generalmente poseen elevadas energías de ionización. La explicación de esta correlación radica en el hecho de que en los átomos pequeños los electrones están más próximos al núcleo y experimentan una mayor fuerza de atracción de tipo coulombiana.
No obstante, en la Figura 9 se puede observar la existencia de excepciones a esta tendencia periódica. Por ejemplo, la primera energía de ionización del B es más pequeña que la del Be a pesar de que para el primero el valor de Zef es mayor. Esta anomalía puede explicarse atendiendo a las configuraciones electrónicas de ambos elementos. Al pasar del Be al B el electrón diferenciador pasa a ocupar uno de los orbitales 2p y en consecuencia se encuentra más débilmente unido al átomo que si, por ejemplo, ocupara un orbital de tipo 2s. En consecuencia, I1 disminuye al pasar de un elemento al otro. Otra anomalía se presenta entre el nitrógeno y el oxígeno. La explicación a este efecto es algo distinta a la anterior. Las configuraciones electrónicas de ambos átomos son las siguientes:
7N: 1s22s22p3 8O:1s22s22p4
Como puede observarse para el átomo de oxígeno existen 2 electrones ocupando un mismo orbital 2p. Estos electrones experimentan una fuerte repulsión entre ellos, efecto que llega a compensar el aumento de la carga nuclear efectiva al pasar del N al O. Otra contribución importante a la menor energía de ionización del O es el hecho de que la configuración electrónica del catión O+: 1s22s22p3 es de tipo semillena, que supone un incremento adicional de estabilidad.
Es importante hacer notar que las sucesivas ionizaciones de una especie química requieren cada vez una energía mayor. Así, la segunda energía de ionización de un elemento (energía necesaria para quitar un electrón al catión A+) es mayor que la primera, mientras que la tercera energía de ionización es todavía mucho mayor. Esto se debe a que cuanto mayor sea la carga positiva de una especie mayor es la energía que se necesita para arrancar un electrón de la misma. Esta diferencia en las sucesivas energías de ionización es muy apreciable cuando el electrón que se elimina pertenece a una configuración interna o de capa cerrada, como ocurre, por ejemplo, con las segundas energías de ionización de los elementos alcalinos. Así para el Li, I1 es 5,3 eV pero I2 es de 75,6 eV, más de 10 veces mayor.
I1,I2,I3 para los grupos 13-15
Métodos para determinar la energía de ionización
La forma mas directa es mediante la aplicación de la espectroscopia atómica. En base al espectro de radiación de luz, que desprende básicamente colores ene l rango de la luz visible, se puede determinar los niveles de energía necesarios para desprender cada electrón de su órbita.
Tendencias periódicas de la energía de ionización
Lo más destacado de las propiedades periódicas de los elementos se observa en el incremento de las energías de ionización cuando barremos la T.P.de izquierda a derecha, lo que se traduce en un incremento asociado de la electronegatividad, contracción del tamaño atómico, aumento del número de electrones de la capa de valencia.La causa de esto es que la carga nuclear efectiva se incrementa a lo largo de un periodo, generando, cada vez, más altas energías de ionización.Existen discontinuidades en esta variación gradual tanto en las tendencias horizontales como en las verticales, que se pueden razonar en función de las especificidades de las configuraciones electrónicas.
Vamos a destacar algunos aspectos relacionados con la primera E.I. que se infieren por el bloque y puesto del elemento en la T.P.:
Lo más destacado de las propiedades periódicas de los elementos se observa en el incremento de las energías de ionización cuando barremos la T.P.de izquierda a derecha, lo que se traduce en un incremento asociado de la electronegatividad, contracción del tamaño atómico, aumento del número de electrones de la capa de valencia.La causa de esto es que la carga nuclear efectiva se incrementa a lo largo de un periodo, generando, cada vez, más altas energías de ionización.Existen discontinuidades en esta variación gradual tanto en las tendencias horizontales como en las verticales, que se pueden razonar en función de las especificidades de las configuraciones electrónicas.
Vamos a destacar algunos aspectos relacionados con la primera E.I. que se infieren por el bloque y puesto del elemento en la T.P.:
- Los elementos alcalinos, grupo1, son los que tienen menor energía de ionización en relación a los restantes de sus periodos. Ello es por sus configuraciones electrónicas más externas ns1, que facilitan la eliminación de ese electrón poco atraído por el núcleo,ya que las capas electrónicas inferiores a n ejercen su efecto pantalla entre el núcleo y el electrón considerado.
- En los elementos alcalinotérreos, grupo2, convergen dos aspectos carga nuclear efectiva mayor y configuración externa ns2de gran fortaleza cuántica, por lo que tienen mayores energías de ionización que sus antecesores.
- Evidentemente, los elementos del grupo 18 de la T.P., los gases nobles, son los que exhiben las mayores energías por sus configuraciones electrónicas de alta simetría cuántica.
- Los elementos del grupo 17, los halógenos, siguen en comportamiento a los del grupo 18, porque tienen alta tendencia a captar electrones por su alta carga nuclear efectiva, en vez de cederlos, alcanzando así la estabilidad de los gases nobles.
| Grupo | 1 | 2 | 3 | 4 | 5 | 6 | 7 | 8 | 9 | 10 | 11 | 12 | 13 | 14 | 15 | 16 | 17 | 18 | |
| Periodo | |||||||||||||||||||
| 1 | H 1312 | He 2372.3 | |||||||||||||||||
| 2 | Li 520.2 | Be 899.5 | B 800.6 | C 1086.5 | N 1402.3 | O 1313.9 | F 1681.0 | Ne 2080.7 | |||||||||||
| 3 | Na 495.8 | Mg 737.7 | Al 577.5 | Si 786.5 | P 1011.8 | S 999.6 | Cl 1251.2 | Ar 1520.6 | |||||||||||
| 4 | K 418.8 | Ca 589.8 | Sc 633.1 | Ti 658.8 | V 650.9 | Cr 652.9 | Mn 717.3 | Fe 762.5 | Co 760.4 | Ni 737.1 | Cu 745.5 | Zn 906.4 | Ga 578.8 | Ge 762 | As 947.0 | Se 941.0 | Br 1139.9 | Kr 1350.8 | |
| 5 | Rb 403.0 | Sr 549.5 | Y 600 | Zr 640.1 | Nb 652.1 | Mo 684.3 | Tc 702 | Ru 710.2 | Rh 719.7 | Pd 804.4 | Ag 731.0 | Cd 867.8 | In 558.3 | Sn 708.6 | Sb 834 | Te 869.3 | I 1008.4 | Xe 1170.4 | |
| 6 | Cs 375.7 | Ba 502.9 | La 523.5 | Hf 658.5 | Ta 761 | W 770 | Re 760 | Os 840 | Ir 880 | Pt 870 | Au 890.1 | Hg 1007.1 | Tl 589.4 | Pb 715.6 | Bi 703 | Po 812.1 | At 920 | Rn 1037 | |
| 7 | Fr 380 | Ra 509.3 | Ac | Ku | Ha | Nt | Gp | Hr | Wl | Mv | Pl | Da | Tf | Eo | Me | Nc | El | On | |
Cuanto más nos desplacemos hacia la derecha y hacia arriba en la tabla periódica mayor es la energía.
Es decir, en función del número atómico aumenta la energía (si nos desplazamos horizontalmente).
Es decir, en función del número atómico aumenta la energía (si nos desplazamos horizontalmente).
El Ion 
Es una sub partícula cargada electricamente y constituida por un átomo o una molécula que no es electricamente neutra. Conceptulamente esto se puede entender como que, apartir de una átomo o partícula, se a ganado o perdido electrones este fenómeno se conoce como ionización.
Los iones cargados negativamente, producidos por haber mas electrones que protones, se conoce como iones (que son atraídos por el anodo) y los cargados positiva mente,consecuensia de una perdida de electrones, se conoce como cationes (los que son atraidos por el catodo).
Un ion conformado por una solo atomo se denomino monoatomico, a difwerencia por uno formado por dos o mas atomos, se denomina un ion poliatomico.
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