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energía de ionización

Se representan gráficamente las tendencias de la energía de ionización en función del número atómico , en unidades de eV . La energía de ionización aumenta gradualmente desde lo...

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Se representan gráficamente las tendencias de la energía de ionización en función del número atómico , en unidades de eV . La energía de ionización aumenta gradualmente desde los metales alcalinos hasta los gases nobles . La energía de ionización máxima también disminuye desde la primera hasta la última fila de una columna determinada, debido a la creciente distancia de la capa de electrones de valencia al núcleo. Se utilizan valores predichos para elementos con número atómico superior a 104.

En física y química , la energía de ionización ( EI ) es la energía mínima requerida para extraer el/los electrón(es) más débilmente ligado (s) (el /los electrón(es) de valencia ) de un átomo gaseoso aislado , ion positivo o molécula . [ 1 ] La primera energía de ionización se expresa cuantitativamente como

X(g) + energía ⟶ X + (g) + e −

donde X es cualquier átomo o molécula, X + es el ion resultante cuando al átomo original se le quitó un electrón, y e− es el electrón eliminado. [ 2 ] La energía de ionización es positiva para los átomos neutros, lo que significa que la ionización es un proceso endotérmico . En términos generales, cuanto más cerca estén los electrones más externos del núcleo del átomo , mayor será la energía de ionización del átomo.

En física, la energía de ionización (EI) se suele expresar en electronvoltios (eV) o julios (J). En química, se expresa como la energía necesaria para ionizar un mol de átomos o moléculas, generalmente en kilojulios por mol (kJ/mol) o kilocalorías por mol (kcal/mol). [ 3 ]

La comparación de las energías de ionización de los átomos en la tabla periódica revela dos tendencias periódicas que siguen las reglas de la atracción de Coulomb : [ 4 ]

  1. La energía de ionización generalmente aumenta de izquierda a derecha dentro de un período determinado (es decir, una fila).
  2. La energía de ionización generalmente disminuye de arriba hacia abajo en un grupo (es decir, columna) determinado.

Esta última tendencia se debe a que la capa electrónica externa se encuentra progresivamente más alejada del núcleo, con la adición de una capa interna por fila a medida que se avanza hacia abajo en la columna.

La enésima energía de ionización se refiere a la cantidad de energía necesaria para extraer el electrón menos fuertemente ligado de la especie con carga positiva de ( n − 1). Por ejemplo, las tres primeras energías de ionización se definen de la siguiente manera:

La primera energía de ionización es la energía que permite la reacción X ⟶ X + + e −
La segunda energía de ionización es la energía que permite la reacción X + ⟶ X 2+ + e −
La tercera energía de ionización es la energía que permite la reacción X 2+ ⟶ X 3+ + e −

Las influencias más notables que determinan la energía de ionización incluyen:

  • Configuración electrónica: Esto explica la energía de ionización (EI) de la mayoría de los elementos, ya que todas sus características químicas y físicas se pueden determinar simplemente estableciendo su configuración electrónica (CE).
  • Carga nuclear: Si la carga nuclear (número atómico) es mayor, los electrones son mantenidos con mayor fuerza por el núcleo y, por lo tanto, la energía de ionización será mayor (lo que lleva a la tendencia mencionada 1 dentro de un período dado).
  • Número de capas electrónicas : Si el tamaño del átomo es mayor debido a la presencia de más capas, los electrones son retenidos con menos fuerza por el núcleo y la energía de ionización será menor.
  • Carga nuclear efectiva ( Z eff ): Si la magnitud del apantallamiento y la penetración de los electrones son mayores, los electrones son retenidos con menos fuerza por el núcleo, la Z eff del electrón y la energía de ionización son menores. [ 5 ]
  • Estabilidad: Un átomo con una configuración electrónica más estable tiene una menor tendencia a perder electrones y, en consecuencia, tiene una mayor energía de ionización.

Entre las influencias menores se incluyen:

El término potencial de ionización es un término antiguo y obsoleto [ 6 ] para energía de ionización, [ 7 ] porque el método más antiguo de medir la energía de ionización se basaba en ionizar una muestra y acelerar el electrón extraído utilizando un potencial electrostático .

Determinación de las energías de ionización

Aparato de medición de energía de ionización

La energía de ionización de los átomos, denotada E i , se mide [ 8 ] encontrando la energía mínima de los cuantos de luz ( fotones ) o electrones acelerados a una energía conocida que expulsarán los electrones atómicos menos ligados. La medición se realiza en fase gaseosa sobre átomos individuales. Si bien solo los gases nobles se presentan como gases monoatómicos , otros gases pueden dividirse en átomos individuales. Además, muchos elementos sólidos pueden calentarse y vaporizarse en átomos individuales. El vapor monoatómico se encuentra en un tubo previamente evacuado que tiene dos electrodos paralelos conectados a una fuente de voltaje. La excitación ionizante se introduce a través de las paredes del tubo o se produce en su interior.

Cuando se utiliza luz ultravioleta, la longitud de onda se barre hacia abajo en el rango ultravioleta. A una determinada longitud de onda (λ) y frecuencia de luz (ν=c/λ, donde c es la velocidad de la luz), los cuantos de luz, cuya energía es proporcional a la frecuencia, tendrán energía suficiente para desalojar los electrones menos ligados. Estos electrones serán atraídos hacia el electrodo positivo, y los iones positivos que queden después de la fotoionización serán atraídos hacia el electrodo cargado negativamente. Estos electrones e iones establecerán una corriente a través del tubo. La energía de ionización será la energía de los fotones hν i ( h es la constante de Planck ) que causó un aumento brusco en la corriente: E i = hν i .

Cuando se utilizan electrones de alta velocidad para ionizar los átomos, estos se producen mediante un cañón de electrones dentro de un tubo al vacío similar. La energía del haz de electrones se puede controlar mediante los voltajes de aceleración. La energía de estos electrones, que provoca un aumento repentino del flujo de iones y electrones liberados a través del tubo, coincidirá con la energía de ionización de los átomos.

En general, la energía de ionización ( N +1) de un elemento es mayor que la energía de ionización N (cabe señalar que la energía de ionización de un anión suele ser menor que la de los cationes y el átomo neutro del mismo elemento). Cuando la siguiente energía de ionización implica la extracción de un electrón de la misma capa electrónica, el aumento de la energía de ionización se debe principalmente al incremento de la carga neta del ion del que se extrae el electrón. Los electrones extraídos de iones con mayor carga experimentan mayores fuerzas de atracción electrostática; por lo tanto, su extracción requiere más energía. Además, cuando la siguiente energía de ionización implica la extracción de un electrón de una capa electrónica inferior, la gran disminución de la distancia entre el núcleo y el electrón también aumenta tanto la fuerza electrostática como la distancia que debe superarse para extraer el electrón. Ambos factores incrementan aún más la energía de ionización.

Algunos valores para los elementos del tercer período se muestran en la siguiente tabla:

Se producen grandes saltos en las energías de ionización molar sucesivas al pasar de una configuración de gas noble a otra. Por ejemplo, como se puede observar en la tabla anterior, las dos primeras energías de ionización molar del magnesio (que se obtienen al extraer los dos electrones 3s de un átomo de magnesio) son mucho menores que la tercera, que requiere extraer un electrón 2p de la configuración de neón del Mg²⁺ . Ese electrón 2p está mucho más cerca del núcleo que los electrones 3s extraídos previamente.

Las energías de ionización alcanzan su máximo en los gases nobles al final de cada período de la tabla periódica de los elementos y, por regla general, disminuyen cuando comienza a llenarse una nueva capa electrónica.

La energía de ionización también presenta una tendencia periódica dentro de la tabla periódica. Al desplazarse de izquierda a derecha dentro de un período , o hacia arriba dentro de un grupo , la primera energía de ionización generalmente aumenta, [ 9 ] con excepciones como el aluminio y el azufre en la tabla anterior. A medida que la carga nuclear del núcleo aumenta a lo largo del período, la atracción electrostática entre electrones y protones aumenta, por lo que el radio atómico disminuye y la nube electrónica se acerca al núcleo [ 10 ] debido a que los electrones, especialmente el más externo, son atraídos con mayor fuerza por la mayor carga nuclear efectiva.

Al descender dentro de un grupo dado, los electrones se encuentran en capas de mayor energía con un número cuántico principal n más alto, más alejadas del núcleo y, por lo tanto, están menos fuertemente ligadas, de modo que la energía de ionización disminuye. La carga nuclear efectiva aumenta lentamente, de manera que su efecto se ve contrarrestado por el aumento de n. [ 11 ]

Excepciones en las energías de ionización

Existen excepciones a la tendencia general de aumento de las energías de ionización dentro de un período. Por ejemplo, el valor disminuye del berilio (⁴Be: 9,3 eV) al boro (⁵B : 8,3 eV), y del nitrógeno (⁷N : 14,5 eV ) al oxígeno ( ⁸O : 13,6 eV ) . Estas caídas pueden explicarse en términos de configuraciones electrónicas. [ 12 ]    

El electrón añadido en el boro ocupa un orbital p .

El boro tiene su último electrón en un orbital 2p, cuya densidad electrónica se encuentra , en promedio, más alejada del núcleo que la de los electrones 2s de la misma capa. Los electrones 2s, por lo tanto, protegen en cierta medida al electrón 2p del núcleo, y es más fácil extraer el electrón 2p del boro que extraer un electrón 2s del berilio, lo que resulta en una menor energía de ionización para el B. [ 2 ]

Configuración electrónica del nitrógeno y del oxígeno
Estas configuraciones electrónicas no muestran los orbitales llenos y semillenos.
Configuración electrónica del nitrógeno y el oxígeno mediante recuadros y flechas.
Aquí, el electrón añadido tiene un espín opuesto al de los otros electrones 2p. Esto disminuye la energía de ionización del oxígeno.

En el oxígeno, el último electrón comparte un orbital p doblemente ocupado con un electrón de espín opuesto . Los dos electrones en el mismo orbital están, en promedio, más cerca entre sí que dos electrones en orbitales diferentes, por lo que se apantallan mutuamente del núcleo de forma más eficaz y es más fácil extraer un electrón, lo que resulta en una menor energía de ionización. [ 2 ] [ 13 ]

Además, después de cada elemento de gas noble, la energía de ionización disminuye drásticamente. Esto ocurre porque el electrón externo en los metales alcalinos requiere mucha menos energía para ser extraído del átomo que los electrones de las capas internas. Esto también da lugar a valores bajos de electronegatividad para los metales alcalinos. [ 14 ] [ 15 ]

Configuraciones electrónicas respectivas del zinc y el galio
Debido a un solo electrón del orbital p en la configuración del galio , la estructura general se vuelve menos estable, de ahí la caída en los valores de energía de ionización [ 5 ].
Configuración electrónica del radio y el actinio (resumida)
La configuración electrónica del actinio predetermina que requeriría menos energía para eliminar ese único electrón del orbital d, por lo tanto, aunque tiene una EC mayor, el radio todavía tiene la IE más alta [ 16 ].

Las tendencias y las excepciones se resumen en las siguientes subsecciones:

La energía de ionización disminuye cuando

  • Transición a un nuevo período: un metal alcalino pierde fácilmente un electrón para dejar una configuración de octeto o de gas pseudonoble , por lo que esos elementos tienen valores pequeños de IE.
  • Al pasar del bloque s al bloque p: un orbital p pierde un electrón con mayor facilidad. Un ejemplo es la transición del berilio al boro, con configuración electrónica 1s² 2s² 2p¹ . Los electrones 2s protegen al electrón 2p, de mayor energía , del núcleo, facilitando ligeramente su eliminación. Esto también ocurre del magnesio al aluminio . [ 17 ]
  • Ocupando una subcapa p con su primer electrón con espín opuesto a los otros electrones: como en el nitrógeno ( 7 N : 14,5 eV) al oxígeno ( 8 O : 13,6 eV), así como en el fósforo ( 15 P : 10,48 eV) al azufre ( 16 S : 10,36 eV). La razón de esto es que el oxígeno, el azufre y el selenio tienen energías de ionización de inmersión debido a efectos de apantallamiento. [ 18 ] Sin embargo, esto se interrumpe a partir del telurio donde el apantallamiento es demasiado pequeño para producir una inmersión.    
  • Pasando del bloque d al bloque p: como en el caso del zinc ( 30Zn : 9,4 eV) al galio ( 31Ga : 6,0 eV )  
  • Caso especial: disminución de plomo ( 82 Pb : 7,42 eV) a bismuto ( 83 Bi : 7,29 eV). Esto no puede atribuirse al tamaño (la diferencia es mínima: el plomo tiene un radio covalente de 146 pm mientras que el del bismuto es de 148 pm [ 19 ] ). Esto se debe al desdoblamiento espín-órbita de la capa 6p (el plomo está quitando un electrón del nivel 6p 1/2 estabilizado , pero el bismuto está quitando uno del nivel 6p 3/2 desestabilizado ). Las energías de ionización predichas muestran una disminución mucho mayor de flerovio a moscovio , una fila más abajo en la tabla periódica y con efectos espín-órbita mucho mayores.  
  • Caso especial: disminución del radio ( 88 Ra : 5,27 eV) al actinio ( 89 Ac : 5,17 eV), lo que representa un cambio de un orbital s a un orbital ad. Sin embargo, el cambio análogo del bario ( 56 Ba : 5,2 eV) al lantano ( 57 La : 5,6 eV) no muestra una disminución.    
  • El lutecio ( 71Lu ) y el lawrencio ( 103Lr ) tienen energías de ionización inferiores a las de los elementos anteriores. En ambos casos, el último electrón añadido inicia una nueva subcapa : 5d para el Lu con configuración electrónica [Xe] 4f 14 5d 1 6s 2 , y 7p para el Lr con configuración [Rn] 5f 4 7s 2 7p 1. Estas disminuciones en las energías de ionización del lutecio y, especialmente, del lawrencio, demuestran que estos elementos pertenecen al bloque d, y no el lantano ni el actinio. [ 20 ]  

La energía de ionización aumenta cuando

  • Alcanzando los elementos de gases nobles del Grupo 18 : Esto se debe a sus subcapas electrónicas completas, [ 21 ] por lo que estos elementos requieren grandes cantidades de energía para eliminar un electrón.
  • Grupo 12: Los elementos aquí presentes, zinc ( 30 Zn : 9,4 eV), cadmio ( 48 Cd : 9,0 eV) y mercurio ( 80 Hg : 10,4 eV), registran valores de energía de ionización (EI) que aumentan repentinamente en comparación con los elementos que los preceden: cobre ( 29 Cu : 7,7 eV), plata ( 47 Ag : 7,6 eV) y oro ( 79 Au : 9,2 eV), respectivamente. En el caso del mercurio, se puede extrapolar que la estabilización relativista de los electrones 6s aumenta la energía de ionización, además del escaso apantallamiento de los electrones 4f, que incrementa la carga nuclear efectiva de los electrones de valencia externos. Además, las configuraciones electrónicas de subcapas cerradas: [Ar] 3d 10 4s 2 , [Kr] 4d 10 5s 2 y [Xe] 4f 14 5d 10 6s 2 proporcionan una mayor estabilidad.      
  • Caso especial: cambio de rodio ( 45 Rh : 7,5 eV) a paladio ( 46 Pd : 8,3 eV). A diferencia de otros elementos del Grupo 10, el paladio tiene una energía de ionización más alta que el átomo precedente, debido a su configuración electrónica. En contraste con el níquel [Ar] 3d 8 4s 2 y el platino [Xe] 4f 14 5d 9 6s 1 , la configuración electrónica del paladio es [Kr] 4d 10 5s 0 (aunque la regla de Madelung predice [Kr] 4d 8 5s 2 ). Finalmente, la menor IE de la plata ( 47 Ag : 7,6 eV) acentúa aún más el alto valor para el paladio; El único electrón s añadido se elimina con una energía de ionización menor que la del paladio, [ 22 ] lo que enfatiza la alta IE del paladio (como se muestra en los valores de la tabla lineal anterior para IE).   
  • La energía de ionización (EI) del gadolinio (64Gd: 6,15 eV) es ligeramente superior a la de los elementos que lo preceden (62Sm: 5,64 eV), (63Eu : 5,67 eV) y que le siguen (65Tb : 5,86 eV ) , ( 66Dy : 5,94 eV ) . Esta anomalía se debe a que la subcapa d de valencia del gadolinio toma prestado un electrón de la subcapa f de valencia. Ahora bien, la subcapa de valencia es la subcapa d, y debido al escaso apantallamiento de la carga nuclear positiva por parte de los electrones de la subcapa f, el electrón de la subcapa d de valencia experimenta una mayor atracción hacia el núcleo, lo que aumenta la energía necesaria para extraer el electrón de valencia (el más externo).     
  • Pasando a los elementos del bloque d: El elemento Sc con una configuración electrónica 3d 1 tiene un IP más alto ( 21 Sc : 6,56 eV) que el elemento precedente ( 20 Ca : 6,11 eV), contrario a las disminuciones al pasar a los elementos del bloque s y del bloque p. Los electrones 4s y 3d tienen una capacidad de apantallamiento similar: el orbital 3d forma parte de la capa n=3 cuya posición promedio está más cerca del núcleo que el orbital 4s y la capa n=4, pero los electrones en los orbitales s experimentan una mayor penetración en el núcleo que los electrones en los orbitales d. Por lo tanto, el apantallamiento mutuo de los electrones 3d y 4s es débil, y la carga nuclear efectiva que actúa sobre el electrón ionizado es relativamente grande. El itrio ( 39 Y ) tiene de manera similar un IP más alto (6,22 eV) que 38 Sr : 5,69 eV.    
  • Pasando a los elementos del bloque f; los elementos ( 57 La : 5,18 eV) y ( 89 Ac : 5,17 eV) tienen IP solo ligeramente inferiores a sus elementos precedentes ( 56 Ba : 5,21 eV) y ( 88 Ra : 5,18 eV), aunque sus átomos son anomalías ya que añaden un electrón d en lugar de un electrón f. Como puede verse en el gráfico anterior para las energías de ionización, el fuerte aumento en los valores de IE desde ( 55 Cs : 3,89 eV) hasta ( 56 Ba : 5,21 eV) es seguido por un pequeño aumento (con algunas fluctuaciones) a medida que el bloque f avanza desde 56 Ba hasta 70 Yb . Esto se debe a la contracción lantánida (para los lantánidos). [ 23 ] [ 24 ] [ 25 ] Esta disminución en el radio iónico está asociada con un aumento en la energía de ionización que a su vez aumenta, ya que las dos propiedades se correlacionan entre sí. [ 9 ] En cuanto a los elementos del bloque d, los electrones se agregan en una capa interna, de modo que no se forman nuevas capas. La forma de los orbitales agregados impide que penetren al núcleo, por lo que los electrones que los ocupan tienen menor capacidad de apantallamiento.        

Anomalías de energía de ionización en grupos

Los valores de energía de ionización tienden a disminuir al pasar a elementos más pesados ​​dentro de un grupo [ 12 ], ya que el apantallamiento lo proporcionan más electrones y, en general, las capas de valencia experimentan una atracción más débil del núcleo, atribuida al mayor radio covalente que aumenta al descender en un grupo [ 26 ]. Sin embargo, esto no siempre es así. Como excepción, en el Grupo 10, el paladio ( 46Pd : 8,34 eV) tiene una energía de ionización mayor que el níquel ( 28Ni : 7,64 eV), contrariamente a la disminución general para los elementos desde el tecnecio 43Tc hasta el xenón 54Xe . Estas anomalías se resumen a continuación:    

  • Grupo 1:
    • La energía de ionización del hidrógeno es muy alta (13,59844 eV), en comparación con los metales alcalinos. Esto se debe a su único electrón (y, por lo tanto, a su nube electrónica muy pequeña ), que se encuentra cerca del núcleo. Asimismo, dado que no hay otros electrones que puedan causar apantallamiento, ese único electrón experimenta la carga positiva neta completa del núcleo. [ 27 ]
    • La energía de ionización del francio es mayor que la del metal alcalino precedente , el cesio . Esto se debe a sus pequeños radios iónicos (y a los del radio) a causa de efectos relativistas. Debido a su gran masa y tamaño, sus electrones viajan a velocidades extremadamente altas, lo que provoca que se acerquen más al núcleo de lo esperado y, por consiguiente, sean más difíciles de extraer (mayor energía de ionización). [ 28 ]
  • Grupo 2: La energía de ionización del radio es mayor que la de su antecesor, el metal alcalinotérreo bario , al igual que el francio, lo cual también se debe a efectos relativistas. Los electrones, especialmente los electrones 1s, experimentan cargas nucleares efectivas muy altas . Para evitar caer en el núcleo, los electrones 1s deben moverse a velocidades muy altas, lo que provoca que las correcciones relativistas especiales sean sustancialmente mayores que los momentos clásicos aproximados. Por el principio de incertidumbre , esto causa una contracción relativista del orbital 1s (y de otros orbitales con densidad electrónica cercana al núcleo, especialmente los orbitales ns y np). Por lo tanto, esto causa una cascada de cambios electrónicos, que finalmente resulta en la contracción de las capas electrónicas más externas y su acercamiento al núcleo.
  • Grupo 4:
    • La similitud cercana del hafnio en IE con el zirconio . Los efectos de la contracción lantánida aún se pueden sentir después de los lantánidos . [ 24 ] Se puede ver a través del radio atómico más pequeño del primero (que contradice la tendencia periódica observada Archivado 2018-10-11 en Wayback Machine ) en 159 pm [ 29 ] ( valor empírico ), que difiere de los 155 pm del segundo. [ 30 ] [ 31 ] Esto a su vez hace que sus energías de ionización aumenten en 18 kJ/mol −1 .
    • La energía de ionización del titanio es menor que la del hafnio y el circonio. La energía de ionización del hafnio es similar a la del circonio debido a la contracción lantánida. Sin embargo, aún no está claro por qué la energía de ionización del circonio es mayor que la de los elementos precedentes; no podemos atribuirlo al radio atómico, ya que es mayor para el circonio y el hafnio en 15 pm. [ 32 ] Tampoco podemos invocar la energía de ionización condensada , ya que es más o menos la misma ([Ar] 3d 2 4s 2 para el titanio, mientras que [Kr] 4d 2 5s 2 para el circonio). Además, no hay orbitales semillenos ni completamente llenos que podamos comparar. Por lo tanto, solo podemos invocar la configuración electrónica completa del circonio , que es 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 2 5s 2 . [ 33 ] La presencia de un subnivel completo del bloque 3d equivale a una mayor eficiencia de apantallamiento en comparación con los elementos del bloque 4d (que son solo dos electrones). [ a ]
  • Grupo 5: similar al Grupo 4, el niobio y el tantalio son análogos entre sí, debido a su configuración electrónica y a la contracción lantánida que afecta a este último elemento. [ 34 ] Ipso facto, su aumento significativo en IE comparado con el elemento principal del grupo, el vanadio , puede atribuirse debido a sus electrones del bloque d completos, además de su configuración electrónica. Otra noción intrigante es el orbital 5s medio lleno del niobio; debido a la energía de repulsión e intercambio (en otras palabras, los "costos" de colocar un electrón en un subnivel de baja energía para llenarlo completamente en lugar de colocar el electrón en uno de alta energía) que supera la brecha de energía entre los electrones de los bloques s y d (o f), la EC no sigue la regla de Madelung.
  • Grupo 6: al igual que sus predecesores, los grupos 4 y 5, el grupo 6 también registra valores altos al descender. El tungsteno es nuevamente similar al molibdeno debido a sus configuraciones electrónicas. [ 35 ] Asimismo, se le atribuye el orbital 3d completo en su configuración electrónica. Otra razón es el orbital 4d semilleno del molibdeno debido a que las energías de los pares de electrones violan el principio de Aufbau.
  • Elementos del sexto periodo de los grupos 7 a 12 ( renio , osmio , iridio , platino , oro y mercurio ): Todos estos elementos poseen energías de ionización extremadamente altas en comparación con los elementos que los preceden en sus respectivos grupos. Esto se debe, en gran medida, a la influencia de la contracción lantánida sobre los elementos posteriores a los lantánidos, además de la estabilización relativista del orbital 6s.
  • Grupo 13:
    • La energía de ionización del galio es mayor que la del aluminio. Esto se debe, una vez más, a los orbitales d, además de la contracción escandinava, que proporciona un blindaje débil y, por lo tanto, aumenta las cargas nucleares efectivas.
    • La IE del talio, debido al mal apantallamiento de los electrones 4f [ 5 ] además de la contracción lantánida, hace que su IE aumente en contraste con su precursor indio .
  • Grupo 14: La energía de ionización inusualmente alta del plomo ( 82 Pb : 7,42 eV) es, al igual que la del talio del grupo 13, resultado de las subcapas 5d y 4f completas. La contracción lantánida y el apantallamiento ineficiente del núcleo por los electrones 4f dan como resultado una energía de ionización ligeramente mayor para el plomo que para el estaño ( 50 Sn : 7,34 eV). [ 36 ] [ 5 ]  

Modelo de Bohr para el átomo de hidrógeno

La energía de ionización del átomo de hidrógeno ( ⁠Z=1{\displaystyle Z=1}⁠ ) ​​se puede evaluar en el modelo de Bohr , [ 37 ] que predice que el nivel de energía atómicanorte{\displaystyle n}tiene energía

mi=−1norte2Z2mi22a0=−Z2RHnorte2=−Z2×13.6 miVnorte2{\displaystyle E=-{\frac {1}{n^{2}}}{\frac {Z^{2}e^{2}}{2a_{0}}}=-{\frac {Z^{2}R_{\text{H}}}{n^{2}}}=-{\frac {Z^{2}\times \mathrm {13.6\ eV} }{n^{2}}}}

⁠RH{\displaystyle R_{\text{H}}}es la constante de Rydberg para el átomo de hidrógeno. Para el hidrógeno en el estado fundamentalZ=1{\displaystyle Z=1}ynorte=1{\displaystyle n=1}de modo que la energía del átomo antes de la ionización sea simplementemi=−13.6 miV{\displaystyle E=\mathrm {-13,6\ eV} }⁠ .

Después de la ionización, la energía es cero para un electrón inmóvil infinitamente lejos del protón, por lo que la energía de ionización es ⁠I=mi(H+)−mi(H)=+13.6 miV{\displaystyle I=E(\mathrm {H} ^{+})-E(\mathrm {H} )=\mathrm {+13,6\ eV} }Esto coincide con el valor experimental para el átomo de hidrógeno.

Explicación cuántico-mecánica

Según la teoría más completa de la mecánica cuántica , la ubicación de un electrón se describe mejor como una distribución de probabilidad dentro de una nube electrónica , es decir, un orbital atómico . [ 38 ] [ 39 ] La energía se puede calcular integrando sobre esta nube. La representación matemática subyacente de la nube es la función de onda , que se construye a partir de determinantes de Slater que consisten en orbitales de espín molecular. [ 40 ] Estos están relacionados por el principio de exclusión de Pauli con los productos antisimetrizados de los orbitales atómicos o moleculares .

Hay dos formas principales en que se calcula la energía de ionización. En general, el cálculo de la energía de ionización N requiere calcular las energías deZ−norte+1{\displaystyle Z-N+1}yZ−norte{\displaystyle ZN}sistemas de electrones. Calcular estas energías con exactitud no es posible excepto para los sistemas más simples (es decir, hidrógeno y elementos similares al hidrógeno ), principalmente debido a las dificultades para integrar los términos de correlación electrónica . [ 41 ] Por lo tanto, se emplean rutinariamente métodos de aproximación, con diferentes métodos que varían en complejidad (tiempo de cálculo) y precisión en comparación con los datos empíricos. Este se ha convertido en un problema bien estudiado y se realiza rutinariamente en química computacional . La segunda forma de calcular las energías de ionización se utiliza principalmente en el nivel más bajo de aproximación, donde la energía de ionización viene dada por el teorema de Koopmans , que involucra el orbital molecular más alto ocupado o " HOMO " y el orbital molecular más bajo desocupado o " LUMO ", y establece que la energía de ionización de un átomo o molécula es igual al valor negativo de la energía del orbital del que se expulsa el electrón. [ 42 ] Esto significa que la energía de ionización es igual al negativo de la energía HOMO, que en una ecuación formal se puede escribir como: [ 43 ]

Ii=−mii{\displaystyle I_{i}=-E_{i}}

Moléculas: energía de ionización vertical y adiabática

Figura 1. Diagrama de energía del principio de Franck-Condon. Para la ionización de una molécula diatómica, la única coordenada nuclear es la longitud del enlace. La curva inferior representa la energía potencial de la molécula neutra, y la curva superior, la del ion positivo con una longitud de enlace mayor. La flecha azul indica la ionización vertical, en este caso desde el estado fundamental de la molécula hasta el nivel v=2 del ion.

La ionización de las moléculas a menudo conduce a cambios en la geometría molecular , y se definen dos tipos de energía de (primera) ionización: adiabática y vertical . [ 44 ]

Energía de ionización adiabática

La energía de ionización adiabática de una molécula es la cantidad mínima de energía necesaria para extraer un electrón de una molécula neutra; es decir, la diferencia entre la energía del estado fundamental vibracional de la especie neutra (nivel v" = 0) y la del ion positivo (v' = 0). La geometría de equilibrio específica de cada especie no afecta a este valor.

Energía de ionización vertical

Debido a los posibles cambios en la geometría molecular que pueden resultar de la ionización, pueden existir transiciones adicionales entre el estado fundamental vibracional de la especie neutra y los estados vibracionales excitados del ion positivo. En otras palabras, la ionización va acompañada de excitación vibracional . La intensidad de dichas transiciones se explica por el principio de Franck-Condon , que predice que la transición más probable e intensa corresponde al estado vibracionalmente excitado del ion positivo que tiene la misma geometría que la molécula neutra. Esta transición se denomina energía de ionización "vertical", ya que se representa mediante una línea completamente vertical en un diagrama de energía potencial (véase la figura).

Para una molécula diatómica, la geometría está definida por la longitud de un enlace simple . La eliminación de un electrón de un orbital molecular de enlace debilita el enlace y aumenta su longitud. En la Figura 1, la curva de energía potencial inferior corresponde a la molécula neutra y la superior al ion positivo. Ambas curvas representan la energía potencial en función de la longitud del enlace. Las líneas horizontales corresponden a los niveles vibracionales con sus funciones de onda vibracionales asociadas . Dado que el ion tiene un enlace más débil, tendrá una longitud de enlace mayor. Este efecto se representa desplazando el mínimo de la curva de energía potencial hacia la derecha de la especie neutra. La ionización adiabática es la transición diagonal al estado fundamental vibracional del ion. La ionización vertical puede implicar la excitación vibracional del estado iónico y, por lo tanto, requiere mayor energía.

En muchas circunstancias, la energía de ionización adiabática suele ser una magnitud física más interesante, ya que describe la diferencia de energía entre las dos superficies de energía potencial. Sin embargo, debido a limitaciones experimentales, la energía de ionización adiabática suele ser difícil de determinar, mientras que la energía de desprendimiento vertical es fácilmente identificable y medible.

Análogos de la energía de ionización a otros sistemas

Si bien el término energía de ionización se utiliza principalmente solo para especies atómicas, catiónicas o moleculares en fase gaseosa, existen varias magnitudes análogas que consideran la cantidad de energía necesaria para extraer un electrón de otros sistemas físicos.

Energía de enlace del electrón

Energías de enlace de orbitales atómicos específicos en función del número atómico. Debido al creciente número de protones, los electrones que ocupan el mismo orbital se encuentran más fuertemente ligados en los elementos más pesados.

La energía de enlace electrónico es un término genérico para la energía mínima necesaria para extraer un electrón de una capa electrónica particular de un átomo o ion, debido a que estos electrones con carga negativa se mantienen en su lugar por la atracción electrostática del núcleo con carga positiva. [ 45 ] Por ejemplo, la energía de enlace electrónico para extraer un electrón 3p 3/2 del ion cloruro es la cantidad mínima de energía requerida para extraer un electrón del átomo de cloro cuando tiene una carga de −1. En este ejemplo particular, la energía de enlace electrónico tiene la misma magnitud que la afinidad electrónica para el átomo de cloro neutro. En otro ejemplo, la energía de enlace electrónico se refiere a la cantidad mínima de energía requerida para extraer un electrón del dianión dicarboxilato − O 2 C(CH 2 ) 8 CO − 2 .

El gráfico de la derecha muestra la energía de enlace de los electrones en diferentes capas de átomos neutros. La energía de ionización es la energía de enlace más baja para un átomo en particular (aunque no todas se muestran en el gráfico).

Superficies sólidas: función de trabajo

La función de trabajo es la cantidad mínima de energía requerida para extraer un electrón de una superficie sólida, donde la función de trabajo W para una superficie dada se define por la diferencia [ 46 ].

W=−miϕ−miF,{\displaystyle W=-e\phi -E_{\rm {F}},}

donde − e es la carga de un electrón , ϕ es el potencial electrostático en el vacío cerca de la superficie y E F es el nivel de Fermi ( potencial electroquímico de los electrones) dentro del material.

Nota

  1. ↑ No obstante, aún se necesita más investigación para corroborar esta mera inferencia.

Véase también

Referencias

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