Energía De Ionización: Definición, Efectos, Explicación Cuántica Y Más.

La energía de ionización (IE) se define cualitativamente como la cantidad de energía requerida para eliminar el electrón más débilmente ligado, el electrón de valencia, de un átomo gaseoso aislado para formar un catión. Se expresa cuantitativamente en símbolos como:

X + energía → X + + e-

donde X es cualquier átomo o molécula capaz de ser ionizado, X + es ese átomo o molécula con un electrón eliminado, y e- es el electrón eliminado. Este es un proceso endotérmico. En general, cuanto más cerca están los electrones del núcleo del átomo, mayor es la energía de ionización del átomo.

¿Que es la energía de ionización?

Que es la energía de ionización

Este tipo de energía es la necesaria para tomar un electrón de un átomo. El átomo no está conectado a ningún otro átomo. Los elementos químicos a la izquierda de la tabla periódica tienen una energía de ionización mucho más baja. Los de la derecha tienen una energía de ionización mucho más alta. Los elementos químicos en la tabla periódica tienen una energía de ionización mucho más baja (debido a que los electrones están más alejados del átomo con un radio atómico creciente). La energía de ionización aumenta a medida que se elimina cada electrón.

Las energías de ionización dependen del radio atómico. Dado que va de derecha a izquierda en la tabla periódica, el radio atómico aumenta, y la energía de ionización aumenta de izquierda a derecha en los períodos y en los grupos. Se observan excepciones a esta tendencia para los metales alcalinotérreos (grupo 2) y los elementos del grupo de nitrógeno (grupo 15). Típicamente, los elementos del grupo 2 tienen energía de ionización mayor que los elementos del grupo 13 y los elementos del grupo 15 tienen una mayor energía de ionización que los elementos del grupo 16.

Los grupos 2 y 15 tienen una configuración electrónica completa y media llena, por lo tanto, requiere más energía para eliminar un electrón de los orbitales completamente llenos que los orbitales llenos de manera incompleta. Los metales alcalinos (grupo IA) tienen pequeñas energías de ionización, especialmente cuando se comparan con los halógenos o el grupo VII A. Además del radio (distancia entre el núcleo y los electrones en el orbital más externo), la cantidad de electrones entre el núcleo y el (los) electrón (es) que estás viendo en la capa más externa también tiene un efecto sobre la energía de ionización.

Este efecto, donde la carga positiva total del núcleo no es percibida por los electrones externos debido a las cargas negativas de los electrones internos que cancelan parcialmente la carga positiva, se denomina blindaje. Cuantos más electrones protegen la capa externa de electrones del núcleo, menos energía se requiere para expulsar un electrón de dicho átomo.

Cuanto mayor sea el efecto de protección, menor será la energía de ionización. Es debido al efecto de protección que la energía de ionización disminuye de arriba a abajo dentro de un grupo. A partir de esta tendencia, se dice que el cesio tiene la energía de ionización más baja y se dice que el flúor tiene la energía de ionización más alta (con la excepción del helio y el neón).

Los efectos de los depósitos de electrones en la energía de ionización

Los efectos de los depósitos de electrones en la energía de ionización

Los orbitales de electrones se separan en varias conchas que tienen fuertes impactos sobre las energías de ionización de los diversos electrones. Por ejemplo, echemos un vistazo al aluminio. El aluminio es el primer elemento de su período con electrones en el caparazón 3p. Esto hace que la primera energía de ionización sea comparativamente baja con respecto a los otros elementos en el mismo período, porque solo tiene que deshacerse de un electrón para formar un caparazón 3s estable, el nuevo caparazón de electrones de valencia.

Sin embargo, una vez que pasas la primera energía de ionización a la segunda, hay un gran salto en la cantidad de energía requerida para expulsar otro electrón. Esto se debe a que ahora intentas tomar un electrón de una cáscara de electrón de 3s bastante estable y completa.

Explicación cuántica mecánica

De acuerdo con 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 de electrones, es decir, un orbital atómico. La energía puede calcularse integrando sobre esta nube. La representación matemática subyacente de la nube es la función de onda que se construye a partir de los determinantes de Slater que consisten en orbitales moleculares de espín. Estos están relacionados por el principio de exclusión de Pauli con los productos antisimétricos de los orbitales atómicos o moleculares.

En general, el cálculo de la enésima energía de ionización requiere calcular las energías de los sistemas de electrones Z-n + 1 y Z-n. El cálculo de estas energías exactamente no es posible, excepto para los sistemas más simples (es decir, hidrógeno), principalmente debido a las dificultades para integrar los términos de correlación de electrones. Por lo tanto, los métodos de aproximación se emplean rutinariamente, con diferentes métodos que varían en complejidad (tiempo de cálculo) y en precisión en comparación con los datos empíricos.

Esto se ha convertido en un problema bien estudiado y se realiza rutinariamente en química computacional. En el nivel más bajo de aproximación, la energía de ionización es proporcionada por el teorema de Koopmans.

Energía de ionización vertical y adiabática en moléculas

energía de ionización

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

Energía de ionización adiabática

La energía de ionización adiabática de una molécula es la cantidad mínima de energía requerida para eliminar un electrón de una molécula neutra, es decir, la diferencia entre la energía del estado fundamental vibratorio de la especie neutra (v “= nivel 0) y la del positivo ion (v ‘= 0). La geometría de equilibrio específica de cada especie no afecta 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 de la vibración de la especie neutra y los estados de excitación vibratoria del ion positivo. En otras palabras, la ionización se acompaña de excitación vibratoria. La intensidad de tales transiciones se explica por el principio de Franck-Condon, que predice que la transición más probable e intensa corresponde al estado vibratorio excitado del ion positivo que tiene la misma geometría que la molécula neutra.

Esta transición se conoce como energía de ionización “vertical” ya que está representada por una línea completamente vertical en un diagrama de energía potencial. Para una molécula diatómica, la geometría se define por la longitud de un enlace simple. La eliminación de un electrón de un orbital molecular de enlace debilita el enlace y aumenta la longitud del enlace. Como el ion tiene un enlace más débil, tendrá una longitud de enlace más larga.

Este efecto se representa desplazando el mínimo de la curva de energía potencial a la derecha de la especie neutral. La ionización adiabática es la transición diagonal al estado fundamental vibratorio del ion. La ionización vertical implica la excitación vibratoria del estado iónico y, por lo tanto, requiere una mayor energía.

En muchas circunstancias, la energía de ionización adiabática es a menudo una cantidad 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 es a menudo difícil de determinar, mientras que la energía de desprendimiento vertical es fácilmente identificable y mensurable.

Predicción de enlaces covalentes y jónicos

Predicción de enlaces covalentes y jónicos

La diferencia de electronegatividad o energías de ionización entre dos elementos de reacción determina el destino del tipo de enlace. Por ejemplo, hay una gran diferencia de energías de ionización y electronegatividad entre Na y. Cl. Por lo tanto, el sodio elimina por completo el electrón de su orbital más externo y el cloro acepta completamente el electrón, y como resultado tenemos un enlace iónico.

Sin embargo, en los casos donde no hay diferencia en la electronegatividad, el intercambio de electrones produce un enlace covalente. Por ejemplo, la electronegatividad de Hidrógeno es 2.1 y la combinación de dos átomos de hidrógeno definitivamente hará un enlace covalente (mediante el intercambio de electrones). La combinación de hidrógeno y flúor (electronegatividad = 3.96) producirá un enlace covalente polar porque tienen pequeñas diferencias entre la electronegatividad.

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