Las energías de ionización (IE) tienen que ver con cosas llamadas iones. Los iones son átomos que han ganado o perdido electrones. La energía de ionización es la cantidad de energía que se necesita para separar un electrón de un átomo neutro. Algunos elementos en realidad tienen varias energías de ionización. Cuando este es el caso, nos referimos a ellos como la “primera energía de ionización” o “I”, “segunda energía de ionización” o ‘I
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‘, y así. Observe que la variable de energía sigue a I
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yo
donde i es el orbital desde el cual se pierde el electrón. La ionización es endotérmica, lo que significa que el átomo o molécula aumenta su energía interna (toma energía de una fuente externa). La ecuación para la primera energía de ionización se muestra a continuación:
Na -> Na + + e –
La ecuación para la segunda energía de ionización es:
Na + -> Na2 + + e –
Los valores de energía de ionización son típicamente muy altos y siguen las tendencias a lo largo de la tabla periódica. El IE aumenta de abajo hacia arriba y de izquierda a derecha en la tabla periódica.
A continuación se muestra un diagrama que muestra las direcciones del aumento del tamaño atómico sobre la tabla periódica. Como puede ver, el IE y el tamaño atómico aumentan en direcciones opuestas. Esto debería tener sentido porque a medida que el átomo se hace más pequeño, los electrones de valencia se acercan al núcleo. Esto significa que la fuerza de atracción del electrón es más fuerte y se necesita más energía para extraer el electrón.
Otra tendencia se encuentra al mirar el primer IE de cada átomo. A continuación puede ver el patrón cuando el IE se representa gráficamente contra el número atómico. Al mirar este diagrama, debe notar que la tendencia creciente de los átomos que van horizontalmente a través de la tabla periódica no es absoluta. Esto significa que cuando observa dos átomos, el que está más a la derecha no siempre tiene el IE más alto. Sin embargo, existe una tendencia general que muestra un IE en aumento cuanto más a la derecha se encuentre en la tabla periódica. Estas inconsistencias se atribuyen al tipo real de orbital del que se está eliminando el electrón. Por ejemplo, un orbital 2p tiene una energía más alta que un 2s.
La energía de ionización de un átomo es igual a la cantidad de energía emitida cuando se agrega un electrón a un átomo. Cuando se agrega un electrón a un átomo, llamamos a la energía emitida por la afinidad electrónica (EA). Entonces, IE = EA. Para la mayoría de los átomos, la afinidad electrónica inicial es exotérmica, lo que significa que se emite energía. Sin embargo, cuando intentas agregar un segundo, tercer, etc. electrón, estás trabajando con un ion ya negativo. Por lo tanto, se necesita una mayor energía para agregar el electrón extra y, por lo tanto, los EA después de esto son normalmente endotérmicos. Una buena aproximación de la afinidad electrónica es la energía del LUMO (orbital molecular más bajo desocupado). Las afinidades electrónicas siguen las mismas tendencias que la energía de ionización en la tabla periódica como se ve a continuación.
El primero de los dos métodos principales que usan los científicos para calcular la energía de ionización es el Método de sustracción. Este método implica algo de experimentación. Primero debe encontrar el valor de energía del ion que está buscando. Luego reste el valor de energía del átomo neutro. Esta diferencia es la energía de ionización para ese ion. Sus respuestas se pueden verificar fácilmente con los valores de la literatura publicados en la mayoría de los libros de química. Una de estas tablas abreviadas se muestra a continuación.
Energías de ionización en kJ / mol
1
2
3
4 4
5 5
6 6
7 7
8
H
1312
Él
2372
5250
Li
520
7297
11810
Ser
899
1757
14845
21000
si
800
2426
3659
25020
32820
C
1086
2352
4619
6221
37820
47260
norte
1402
2855
4576
7473
9442
53250
64340
O
1314
3388
5296
7467
10987
13320
71320
84070
F
1680
3375
6045
8408
11020
15160
17860
92010
Nebraska
2080
3963
6130
9361
12180
15240
N / A
496
4563
6913
9541
13350
16600
20113
25666
Mg
737
1450
7731
10545
13627
17995
21700
25662
Avanzado:
Hasta ahora, hemos discutido los conceptos básicos de la energía de ionización. Ahora queremos ver los métodos más avanzados para resolverlo. Dos características clave de un átomo o molécula que son muy importantes para los científicos son el orbital molecular ocupado más alto (HOMO) y el orbital molecular desocupado más bajo (LUMO). Juntos, estos dos orbitales se denominan orbitales fronterizos . El HOMO se puede encontrar localizando el orbital más externo que contiene un electrón. El LUMO es el primer orbital que no contiene un electrón. Vea el diagrama a continuación:
Los orbitales fronterizos son importantes por muchas razones. Anteriormente hablamos sobre el primer método para calcular la energía de ionización, la resta. El segundo método se llama Teoría de Koopman . Este método implica el HOMO. Establece que la energía de ionización de un átomo o molécula es igual a la energía del orbital desde el cual se expulsa el electrón. Esto significa que la energía de ionización es igual a la energía HOMO. La ecuación formal se muestra a continuación.
Donde i es el orbital desde el cual se expulsa el electrón (el HOMO) y Ei es la energía de ese orbital.
Esta fórmula solo es exacta para átomos hidrogénicos. Para otros átomos, es solo una aproximación porque no tiene en cuenta el movimiento de los electrones después de que se haya eliminado un electrón. En cambio, supone que todos los electrones permanecen en los mismos orbitales una vez que se produce la ionización.
Los orbitales fronterizos también son importantes porque son factores clave en la cantidad de energía necesaria para agregar o eliminar electrones en una molécula. Cuando se elimina un electrón de un átomo / molécula, se toma del HOMO y cuando se agrega un electrón, se agrega al LUMO. Conocer los orbitales fronterizos también les da a los científicos una idea de varios aspectos de la molécula, como la electronegatividad, la dureza y la aromaticidad.
