2.3.1: Energía de ionización

La energía de ionización (IE) es la energía requerida para eliminar un electrón de un átomo o catión neutro en su fase gaseosa. IE también se conoce como potencial de ionización.

\[A^{n+}_{(g)} \longrightarrow A^{(n+1)+}_{(g)} + e^- \hspace{1cm} IE = \Delta U \nonumber \]

Conceptualmente, la energía de ionización es la afinidad de un elemento por su electrón más externo (un electrón que ya tiene en su caparazón de valencia).

^{Energías de ionización 1ª, 2ª y 3ª}

El símbolo\(I_1\) representa la primera energía de ionización (energía requerida para quitar un electrón de un átomo neutro, donde\(n=0\)). El símbolo\(I_2\) representa la segunda energía de ionización (energía requerida para quitar un electrón de un átomo con una carga +1,\(n=2\).)

• Primera Energía de Ionización,\(I_1\) (elemento general, A):\[ A_{(g)} \rightarrow A^{1+}_{(g)} + e^- \nonumber\]
• Segunda Energía de Ionización,\(I_2\) (elemento general, A):\[ A^{1+}_{(g)} \rightarrow A^{2+}_{(g)} + e^- \nonumber\]
• Tercera Energía de Ionización,\(I_3\) (elemento general, A):\[ A^{2+}_{(g)} \rightarrow A^{3+}_{(g)} + e^- \nonumber\]

Cada energía de ionización sucesiva es mayor que la energía anterior. Esto quiere decir que siempre\(I_1 < I_2 < I_3 < ... < I_n\) será cierto. Por ejemplo, la energía de ionización aumenta a medida que se quitan los electrones sucesivos\(\ce{Mg}\).

\[ Mg \,_{(g)} \rightarrow Mg^+\,_{(g)} + e^- \;\;\; I_1= 738\, kJ/mol \nonumber \]

\[Mg^+ \,_{(g)} \rightarrow Mg^{2+}\,_{(g)} + e^- \;\;\; I_2= 1451\, kJ/mol \nonumber \]

La energía de ionización se correlaciona con la fuerza de atracción entre el núcleo cargado positivamente y los electrones de valencia cargados negativamente. Cuanto mayor es la energía de ionización, más fuerte es la fuerza de atracción entre el núcleo y los electrones de valencia, y más energía se requiere para eliminar un electrón de valencia. Cuanto menor es la energía de ionización, más débil es la fuerza de atracción entre el núcleo y los electrones de valencia, y menos energía requerida para eliminar un electrón de valencia.

Tendencias periódicas generales en la afinidad electrónica

En general, las energías de ionización aumentan de izquierda a derecha y disminuyen en un grupo; sin embargo, existen variaciones en estas tendencias que se esperarían a partir de los efectos de penetración y blindaje. Las tendencias en la primera energía de ionización se muestran en la Figura\(\PageIndex{1}\) y se resumen a continuación.

• A lo largo de un periodo: A medida que Z* aumenta a lo largo de un periodo, la energía de ionización de los elementos generalmente aumenta de izquierda a derecha. Sin embargo, hay pausas o variación en las tendencias en los siguientes casos:
  • El IE es especialmente bajo cuando la eliminación de un electrón crea una subcapa p recién vacía (los ejemplos incluyen\(I_1\) B, Al, Sc)
  • La energía IE es especialmente baja cuando la eliminación de un electrón da como resultado una subcapa p o d medio llena (los ejemplos incluyen\(I_1\) O, S)
  • IE aumenta más gradualmente a través de las subconchas d y f en comparación con las subconchas s y p-. Esto se debe a que los electrones d- y f- son débilmente penetrantes y experimentan especialmente bajo Z*.
• De un periodo al siguiente: Hay una disminución especialmente grande en IE con el inicio de cada nuevo periodo (de He a Li o de Ne a Na por ejemplo). Esto es consistente con la idea de que IE es especialmente bajo cuando la eliminación de un electrón crea una subcapa s recién vacía.
• Gases nobles: Los gases nobles poseen energías de ionización muy altas. Tenga en cuenta que el helio tiene la mayor energía de ionización de todos los elementos.
• Abajo un grupo: Aunque Z* aumenta bajando un grupo, no hay una tendencia confiable en IE bajando cualquier grupo; en algunos casos IE aumenta bajando un grupo, mientras que en otros casos IE disminuye bajando un grupo.

Figura\(\PageIndex{1}\): Gráfica que muestra la Primera Energía de Ionización de los Elementos. Izquierda: las energías de ionización se mapean en la tabla periódica, donde la magnitud de la energía de ionización se representa como un gráfico de barras. Derecha: la primera energía de ionización se grafica contra el número atómico. En ambos paneles los elementos del bloque s se muestran en púrpura, el bloque p se muestran en verde, el bloque d se muestran en rojo y el bloque f se muestran en azul. (CC BY-NC-SA 3.0; anónimo)

En la Figura se muestran las gráficas\(I_3\) del\(I_1, I_2,\) y de elementos desde hidrógeno hasta kriptón (primeros cuatro periodos)\(\PageIndex{2}\). Observe eso\(I_3>I_2>I_1\). ¡También observe que las tendencias mencionadas anteriormente para\(I_1\) mantener ciertas para ionizaciones posteriores cuando se consideran configuraciones de electrones!

Figura\(\PageIndex{2}\). La primera (\(I_1\)), segunda (\(I_2\)) y tercera (\(I_3\)) energías de ionización trazadas para elementos con Z = 1 a 36 (H a Kr). La posición de cada elemento en su forma atómica se indica como s-p- o d-bloque. (CC-BY-NC-SA; Kathryn Haas)