En física y química , la energía de ionización ( ortografía del inglés americano ) o la energía de ionización ( ortografía del inglés británico ) es la cantidad mínima de energía requerida para eliminar el electrón más débilmente unido de un átomo o molécula gaseosa neutra aislada . [1] Se expresa cuantitativamente como
- X (g) + energía ⟶ X + (g) + e -
donde X es cualquier átomo o molécula, X + es el ion resultante cuando el átomo original fue despojado de un solo electrón, ye - es el electrón eliminado. [2] Este es generalmente un proceso endotérmico . Como regla general, cuanto más cerca estén los electrones más externos del núcleo del átomo , mayor será la energía de ionización del átomo.
Las ciencias de la física y la química utilizan diferentes unidades para la energía de ionización. [3] En física, la unidad es la cantidad de energía necesaria para eliminar un solo electrón de un solo átomo o molécula, expresada como electronvoltios . En química, la unidad es la cantidad de energía requerida para que todos los átomos de un mol de sustancia pierdan un electrón cada uno: energía de ionización molar o aproximadamente entalpía , expresada como kilojulios por mol (kJ / mol) o kilocalorías por mol (kcal / mol). [4]
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 Coulombic : [5]
- La energía de ionización generalmente aumenta de izquierda a derecha dentro de un período determinado (es decir, fila).
- La energía de ionización generalmente disminuye de arriba hacia abajo en un grupo dado (es decir, una columna).
La última tendencia se debe a que la capa externa de electrones se aleja progresivamente del núcleo, con la adición de una capa interna por fila a medida que se desciende por la columna.
El n energía º ionización se refiere a la cantidad de energía requerida para quitar un electrón de las especies que tienen una carga de ( n -1). Por ejemplo, las tres primeras energías de ionización se definen de la siguiente manera:
- La 1a 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 -
El término potencial de ionización es un término más antiguo y obsoleto [6] para la energía de ionización, [7] porque el método más antiguo para medir la energía de ionización se basaba en ionizar una muestra y acelerar el electrón eliminado utilizando un potencial electrostático .
Los factores más notables que afectan la energía de ionización incluyen:
- Configuración electrónica: esto explica la IE de la mayoría de los elementos, ya que todas sus características químicas y físicas pueden determinarse simplemente determinando su respectiva configuración electrónica.
- Carga nuclear: si la carga nuclear ( número atómico ) es mayor, los electrones se mantienen más apretados por el núcleo y, por lo tanto, la energía de ionización será mayor.
- Número de capas de electrones : si el tamaño del átomo es mayor debido a la presencia de más capas, los electrones se mantienen menos apretados por el núcleo y la energía de ionización será menor.
- Carga nuclear efectiva ( Z eff ): si la magnitud del blindaje y la penetración de electrones son mayores, los electrones se mantienen menos apretados por el núcleo, el Z eff del electrón y la energía de ionización es menor. [8]
- Tipo de orbital ionizado: un átomo que tiene una configuración electrónica más estable tiene menos tendencia a perder electrones y, en consecuencia, tiene una mayor energía de ionización.
- Ocupación de electrones: si el orbital ocupado más alto está doblemente ocupado, entonces es más fácil eliminar un electrón.
Otros factores menores incluyen:
- Efectos relativistas: los elementos más pesados (especialmente aquellos cuyo número atómico es mayor que 70) se ven afectados por estos ya que sus electrones se acercan a la velocidad de la luz y, por lo tanto, tienen un radio atómico más pequeño / IE más alto.
- Contracción de lantánidos y actínidos (y contracción de escandidos): la contracción sin precedentes de los elementos afecta la energía de ionización, ya que la carga neta del núcleo se siente con más fuerza.
- Energías de pares de electrones e intercambio de energía : estos solo darían cuenta de los orbitales completamente llenos y medio llenos. Un error común es que la "simetría" juega un papel; aunque, hasta ahora, ninguno ha concluido su evidencia.
Determinación de energías de ionización.
La energía de ionización de los átomos, denominada E i , se mide [9] encontrando la energía mínima de los cuantos de luz ( fotones ) o electrones acelerados a una energía conocida que expulsará los electrones atómicos menos ligados. La medición se realiza en fase gaseosa en átomos individuales. Si bien solo los gases nobles se presentan como gases monoatómicos, otros gases se pueden dividir en átomos individuales. [ cita requerida ] Además, muchos elementos sólidos se pueden calentar y vaporizar en átomos individuales. El vapor monoatómico está contenido 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 desplaza por el rango ultravioleta. A cierta longitud de onda (λ) y frecuencia de la luz (ν = c / λ, donde c es la velocidad de la luz), los cuantos de luz, cuya energía es proporcional a la frecuencia, tendrán una energía lo suficientemente alta como para desalojar los electrones menos ligados. . Estos electrones serán atraídos por el electrodo positivo, y los iones positivos restantes después de la fotoionización serán atraídos por 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 fuerte aumento en la corriente: E i = hν i .
Cuando se utilizan electrones de alta velocidad para ionizar los átomos, son producidos por un cañón de electrones dentro de un tubo de vacío similar. La energía del haz de electrones se puede controlar mediante los voltajes de aceleración. La energía de estos electrones que da lugar a un inicio brusco de la corriente de iones y los electrones liberados a través del tubo coincidirá con la energía de ionización de los átomos.
Valores y tendencias
Generalmente, la ( n + 1) ª energía de ionización de un elemento particular es mayor que la n ª energía de ionización. Cuando la siguiente energía de ionización implica eliminar un electrón de la misma capa de electrones, el aumento de la energía de ionización se debe principalmente al aumento de la carga neta del ion del que se elimina el electrón. Los electrones extraídos de los iones más cargados experimentan mayores fuerzas de atracción electrostática; por tanto, su eliminación requiere más energía. Además, cuando la siguiente energía de ionización implica eliminar un electrón de una capa de electrones inferior, la distancia muy reducida entre el núcleo y el electrón también aumenta tanto la fuerza electrostática como la distancia sobre la que debe superarse esa fuerza para eliminar el electrón. Ambos factores aumentan aún más la energía de ionización.
En la siguiente tabla se dan algunos valores para los elementos del tercer período:
Elemento | Primero | Segundo | Tercero | Cuatro | Quinto | Sexto | Séptimo |
---|---|---|---|---|---|---|---|
N / A | 496 | 4.560 | |||||
Mg | 738 | 1.450 | 7.730 | ||||
Alabama | 577 | 1.816 | 2,881 | 11,600 | |||
Si | 786 | 1,577 | 3228 | 4.354 | 16,100 | ||
PAG | 1.060 | 1.890 | 2.905 | 4.950 | 6.270 | 21.200 | |
S | 1.000 | 2,295 | 3.375 | 4.565 | 6,950 | 8.490 | 27,107 |
Cl | 1,256 | 2.260 | 3.850 | 5.160 | 6.560 | 9.360 | 11.000 |
Arkansas | 1,520 | 2,665 | 3.945 | 5.770 | 7.230 | 8.780 | 12 000 |
Se producen grandes saltos en las sucesivas energías de ionización molar al pasar por configuraciones de gases nobles . Por ejemplo, como se puede ver en la tabla anterior, las dos primeras energías de ionización molar de magnesio (que quitan los dos electrones 3s de un átomo de magnesio) son mucho más pequeñas que la tercera, que requiere quitar un electrón 2p de la configuración de neón de Mg 2+ . Ese electrón está mucho más cerca del núcleo que el electrón 3s eliminado anteriormente.
La energía de ionización también es una tendencia periódica dentro de la tabla periódica. Moviéndose de izquierda a derecha dentro de un período , o hacia arriba dentro de un grupo , la primera energía de ionización generalmente aumenta, [10] 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, el blindaje de electrones permanece constante, por lo tanto, el radio atómico disminuye y la nube de electrones se acerca al núcleo [11] porque los electrones, especialmente el más externo, se mantienen más apretados por el mayor carga nuclear efectiva. De manera similar, al moverse hacia arriba dentro de un grupo dado, los electrones se mantienen en orbitales de menor energía, más cerca del núcleo y, por lo tanto, están más unidos. [12]
Excepciones en energías de ionización
Hay excepciones a la tendencia general de aumento de las energías de ionización dentro de un período. Por ejemplo, el valor disminuye a partir del berilio (
4Ser
: 9,3 eV) a boro (
5B
: 8,3 eV) y de nitrógeno (
7norte
: 14,5 eV) a oxígeno (
8O
: 13,6 eV). Estas caídas se pueden explicar en términos de configuraciones electrónicas. [13]
El boro tiene su último electrón en un orbital 2p, que tiene su densidad electrónica más alejada del núcleo en promedio que los electrones 2s en la misma capa. Los electrones 2s luego protegen al electrón 2p del núcleo hasta cierto punto, y es más fácil remover el electrón 2p del boro que remover un electrón 2s del berilio, resultando en una menor energía de ionización para B. [2]
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 más cerca entre sí en promedio que dos electrones en orbitales diferentes, por lo que se protegen entre sí de manera más efectiva y es más fácil eliminar uno, lo que resulta en una menor energía de ionización. [2] [14]
Además, después de cada elemento de gas noble, la energía de ionización cae drásticamente. Esto ocurre porque el electrón externo en los metales alcalinos requiere una cantidad de energía mucho menor para ser removida del átomo que las capas internas. Esto también da lugar a valores bajos de electronegatividad para los metales alcalinos. [15] [16] [17]
Las tendencias y 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 un octeto o una configuración de gas pseudonoble , por lo que esos elementos solo tienen valores pequeños para IE.
- Pasar del bloque s al bloque p: un orbital p pierde un electrón más fácilmente. Un ejemplo es berilio a boro, con configuración electrónica 1s 2 2s 2 2p 1 . Los electrones 2s protegen al electrón 2p de mayor energía del núcleo, por lo que es un poco más fácil de eliminar. Esto también sucede en el magnesio al aluminio . [20]
- Ocupando una subcapa p con su primer electrón con espín opuesto a los otros electrones: como en el nitrógeno (
7norte
: 14,5 eV) a oxígeno (
8O
: 13,6 eV), así como fósforo (
15PAG
: 10,48 eV) a azufre (
dieciséisS
: 10,36 eV). La razón de esto es que el oxígeno, el azufre y el selenio tienen energías de ionización de inmersión debido a los efectos de protección. [21] Sin embargo, esto se interrumpe a partir del telurio, donde el blindaje es demasiado pequeño para producir una inmersión. - Pasando del bloque d al bloque p: como en el caso del zinc (
30Zn
: 9,4 eV) a galio (
31Georgia
: 6,0 eV) - Caso especial: disminución de plomo (
82Pb
: 7,42 eV) a bismuto (
83Bi
: 7,29 eV). Esto no se puede atribuir al tamaño (la diferencia es mínima: el plomo tiene un radio covalente de 146 pm mientras que el de bismuto es de 148 pm [22] ). Tampoco se puede atribuir a la estabilización relativista del orbital 6s, ya que este factor es muy similar en los dos elementos adyacentes. Otros factores sugieren, contrario al hecho, que el bismuto debería tener el IE más alto, debido a su orbital medio lleno (agregando estabilización), posición en la tabla periódica (Bi está más a la derecha, por lo que debería ser menos metálico que Pb), y tiene uno. más protón (contribuye a la carga nuclear [efectiva]). [23] - Caso especial: disminución de radio (
88Real academia de bellas artes
: 5,27 eV) a actinio (
89C.A
: 5.17 eV) que es un cambio de un orbital s a ad. Sin embargo, el cambio análogo del bario (
56Licenciado en Letras
: 5,2 eV) a lantano (
57La
: 5,6 eV) no muestra un cambio a la baja. - Lutecio (
71Lu
) y lawrencio (
103Lr
) ambos tienen energías de ionización más bajas que los elementos anteriores. En ambos casos, el último electrón agregado inicia una nueva subcapa : 5d para Lu con configuración electrónica [Xe] 4f 14 5d 1 6s 2 , y 7p para Lr con configuración [Rn] 5f 4 7s 2 7p 1 . Estas caídas en las energías de ionización se han utilizado desde entonces como evidencia en el debate en curso sobre si Lu y Lr deben colocarse en el Grupo 3 de la tabla periódica en lugar de lantano (La) y actinio (Ac). [24] [25] [26] [27]
La energía de ionización aumenta cuando
- Alcanzar elementos de gas noble del Grupo 18 : Esto se debe a sus subcapas de electrones completas, [28] por lo que estos elementos requieren grandes cantidades de energía para eliminar un electrón.
- Grupo 12: Los elementos aquí, zinc (
30Zn
: 9,4 eV), cadmio (
48CD
: 9,0 eV) y mercurio (
80Hg
: 10,4 eV) todos registran valores de IE en aumento repentino en contraste con sus elementos anteriores: cobre (
29Cu
: 7,7 eV), plateado (
47Ag
: 7,6 eV) y oro (
79Au
: 9,2 eV) respectivamente. Para el mercurio, se puede extrapolar que la estabilización relativista de los electrones 6s aumenta la energía de ionización, además de un apantallamiento deficiente por electrones 4f que aumenta la carga nuclear efectiva en 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 (
45Rh
: 7,5 eV) a paladio (
46Pd
: 8,3 eV). A diferencia de otros elementos del Grupo 10, el paladio tiene una mayor energía de ionización que el átomo anterior, debido a su configuración electrónica. En contraste con níquel 's [Ar] 3d 8 4s 2 , y platino ' s [Xe] 4f 14 5d 9 6s 1 , configuración electrónica de paladio es [Kr] 4d 10 5s 0 (a pesar de que la regla de Madelung predice [Kr] 4d 8 5s 2 ). Finalmente, el IE más bajo de la plata (
47Ag
: 7,6 eV) acentúa aún más el alto valor del paladio; el único electrón s agregado se elimina con una energía de ionización más baja que el paladio, [29] lo que enfatiza el alto IE del paladio (como se muestra en los valores de la tabla lineal anterior para el IE) - El IE de gadolinio (
64Di-s
: 6,15 eV) es algo más alto que el anterior (
62Sm
: 5,64 eV), (
63UE
: 5,67 eV) y los siguientes elementos (
sesenta y cincoTuberculosis
: 5,86 eV), (
66Dy
: 5,94 eV). Esta anomalía puede atribuirse al orbital 4f 7 medio lleno . - Pasando a elementos d-block: Los elementos Sc con una configuración electrónica 3d 1 tienen una IP más alta (
21Carolina del Sur
: 6,56 eV) que el elemento anterior (
20California
: 6,11 eV), contrariamente a las disminuciones al pasar a los elementos del bloque s y del bloque p. Los electrones 4s y 3d tienen una capacidad de protección 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 tanto, el blindaje mutuo de los electrones 3d y 4s es débil y la carga nuclear efectiva que actúa sobre el electrón ionizado es relativamente grande. Itrio (
39Y
) de manera similar tiene una IP más alta (6.22 eV) que
38Sr
: 5,69 eV. Los dos últimos elementos d 1 (
57La
: 5,18 eV) y (
89C.A
: 5.17 eV) tienen solo IP muy ligeramente más bajas que sus elementos anteriores (
56Licenciado en Letras
: 5,21 eV) y (
88Real academia de bellas artes
: 5,18 eV). - Moviéndose a elementos de bloque f; Como se puede ver en el gráfico anterior para las energías de ionización, el fuerte aumento en los valores de IE de (
55Cs
) a (
57La
) va seguido de un pequeño aumento casi lineal a medida que se añaden f electrones. Esto se debe a la contracción de los lantánidos (para los lantánidos). [30] [31] [32] Esta disminución en el radio iónico se asocia con un aumento en la energía de ionización que a su vez aumenta, ya que las dos propiedades se correlacionan entre sí . [10] En cuanto a los elementos de bloque d, los electrones se agregan en una capa interna, de modo que no se formen nuevas capas. La forma de los orbitales añadidos evita que penetren en el núcleo de modo que los electrones que los ocupan tengan menor capacidad de blindaje.
Anomalías de la energía de ionización en grupos
Los valores de energía de ionización tienden a disminuir al ir a elementos más pesados dentro de un grupo [13] ya que el blindaje es proporcionado por más electrones y, en general, las capas de valencia experimentan una atracción más débil desde el núcleo. [12] (atribuido al radio covalente más grande que aumenta al descender por un grupo [33] ) Sin embargo, este no es siempre el caso. Como una excepción, en el grupo 10 paladio (
46Pd
: 8,34 eV) tiene una energía de ionización más alta que el níquel (
28Ni
: 7,64 eV), contrariamente a la disminución general de los elementos del tecnecio
43Tc
al xenón
54Xe
. Tales 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, una nube de electrones muy pequeña ), que está cerca del núcleo. Del mismo modo, dado que no hay otros electrones que puedan causar blindaje, ese único electrón experimenta la carga positiva neta completa del núcleo. [34]
- La energía de ionización del francio es más alta que la del cesio , un metal alcalino precedente . Esto se debe a sus pequeños radios iónicos (y al radio) debido a efectos relativistas. Debido a su gran masa y tamaño, esto significa que sus electrones viajan a velocidades extremadamente altas, lo que hace que los electrones se acerquen más al núcleo de lo esperado y, en consecuencia, son más difíciles de eliminar (IE más alto). [35]
- Grupo 2: La energía de ionización del radio , que es más alta que su antecedente , el bario de metal alcalinotérreo , como el francio, 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 orbitar a velocidades muy altas, lo que hace que las correcciones relativistas especiales sean sustancialmente más altas que los momentos clásicos aproximados. Por el principio de incertidumbre , esto causa una contracción relativista del orbital 1s (y otros orbitales con densidad de electrones cerca del núcleo, especialmente los orbitales ns y np). Por lo tanto, esto causa una cascada de cambios de electrones que finalmente da como resultado que las capas de electrones más externas se contraigan y se acerquen al núcleo.
- Grupo 14: Lead 's (
82Pb
: 7,4 eV) energía de ionización inusualmente alta Esto se debe a la inclusión no solo de los electrones 5d sino también de los electrones 4f (los lantánidos ). Los electrones 4f filtran el núcleo de manera bastante ineficiente de los electrones 6p, lo que hace que la carga nuclear efectiva sea bastante alta, hasta el punto de que la energía de ionización del plomo es en realidad un poco más alta que la del estaño . [36] - Grupo 4:
- Casi la similitud del hafnio en IE con el circonio . Los efectos de la contracción de los lantánidos todavía se pueden sentir después de los lantánidos . [31] Se puede ver a través de los radios atómicos menores del primero (que contradice la tendencia periódica observada ) en 159 pm [37] ( valor empírico ) que difiere de los 155 pm del último. [38] [39] Esto a su vez hace que sus energías de ionización aumenten en 18 ± kJ / mol −1 .
- Titanium's IE, which is lesser than both hafnium and zirconium. Hafnium's ionization energy is similar to zirconium due to lanthanide contraction. However, why zirconium's ionization energy is higher than the element preceding it remains shrouded; we cannot rule atomic radii as in fact it is higher for zirconium and hafnium by 15 pm.[40] We also cannot rule the condensed ionization energy, as they're more or less the same ([Ar] 3d² 4s² for titanium, whereas [Kr] 4d² 5s² for zirconium). Additionally, there are no half-filled nor fully filled orbitals we might compare. Hence, we can only rule out zirconium's full electron configuration, which is 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s²4p⁶4d²5s².[41] The presence of a full 3d-block sublevel is tantamount to a higher shielding efficiency compared to the 4d-block elements (which are only two electrons).[a]
- Casi la similitud del hafnio en IE con el circonio . Los efectos de la contracción de los lantánidos todavía se pueden sentir después de los lantánidos . [31] Se puede ver a través de los radios atómicos menores del primero (que contradice la tendencia periódica observada ) en 159 pm [37] ( valor empírico ) que difiere de los 155 pm del último. [38] [39] Esto a su vez hace que sus energías de ionización aumenten en 18 ± kJ / mol −1 .
- Group 5: akin to Group 4, niobium and tantalum are analogous to each other, due to their electron configuration and to the lanthanide contraction affecting the latter element.[42] Ipso facto, their significant rise in IE compared to the foremost element in the group, vanadium, can be attributed due to their full d-block electrons, in addition to their electron configuration. Another intriguing notion is niobium's half-filled 5s orbital; due to repulsion and exchange energy (in other words the "costs" for putting an electron in a low-energy sublevel to completely fill it instead of putting the electron in a high-energy one) overcoming the energy gap between s- and d-(or f) block electrons, the EC does not follow the Madelung rule.
- Group 6: like its forerunners groups 4 and 5, group 6 also record high values when moving downward. Tungsten is once again similar to molybdenum due to their electron configurations.[43] Likewise, it is also attributed to the full 3d-orbital in its electron configuration. Another reason is molybdenum's half filled 4d orbital due to electron pair energies violating the aufbau principle.
- Groups 7-12 6th period elements (rhenium, osmium, iridium, platinum, gold and mercury): All of these elements have extremely high ionization energies than the element preceding them in their respective groups. The essence of this is due to the lanthanide contraction's influence to post lanthanides, in addition to the relativistic stabilization of the 6s orbital.
- Group 13:
- Gallium's IE which is higher than aluminum. This is once again due to d-orbitals, in addition to scandide contraction, providing weak shielding, and hence the effective nuclear charges are augmented.
- Thallium's IE, due to poor shielding of 4f electrons[44] in addition to lanthanide contraction, causes it's IE to be heightened in contrast to its precursor indium.
- Group 14: Lead having a higher IE compared to tin. This is attributed to, akin to Group IIIA's thallium, poor shielding by f orbital and lanthanide contraction.[44]
Explicación electrostática
Atomic ionization energy can be predicted by an analysis using electrostatic potential and the Bohr model of the atom, as follows (note that the derivation uses Gaussian units).
Consider an electron of charge -e and an atomic nucleus with charge +Ze, where Z is the number of protons in the nucleus. According to the Bohr model, if the electron were to approach and bond with the atom, it would come to rest at a certain radius a. The electrostatic potential V at distance a from the ionic nucleus, referenced to a point infinitely far away, is:
Since the electron is negatively charged, it is drawn inwards by this positive electrostatic potential. The energy required for the electron to "climb out" and leave the atom is:
This analysis is incomplete, as it leaves the distance a as an unknown variable. It can be made more rigorous by assigning to each electron of every chemical element a characteristic distance, chosen so that this relation agrees with experimental data.
It is possible to expand this model considerably by taking a semi-classical approach, in which momentum is quantized. This approach works very well for the hydrogen atom, which only has one electron. The magnitude of the angular momentum for a circular orbit is:
The total energy of the atom is the sum of the kinetic and potential energies, that is:
Velocity can be eliminated from the kinetic energy term by setting the Coulomb attraction equal to the centripetal force, giving:
Solving the angular momentum for v and substituting this into the expression for kinetic energy, we have:
This establishes the dependence of the radius on n. That is:
Now the energy can be found in terms of Z, e, and r. Using the new value for the kinetic energy in the total energy equation above, it is found that:
At its smallest value, n is equal to 1 and r is the Bohr radius a0 which equals . Now, the equation for the energy can be established in terms of the Bohr radius. Doing so gives the result:
Explicación mecánica cuántica
According to the more complete theory of quantum mechanics, the location of an electron is best described as a probability distribution within an electron cloud, i.e. atomic orbital.[45][46] The energy can be calculated by integrating over this cloud. The cloud's underlying mathematical representation is the wavefunction which is built from Slater determinants consisting of molecular spin orbitals. These are related by Pauli's exclusion principle to the antisymmetrized products of the atomic or molecular orbitals.
There are two main ways ionization energy is calculated. In general, the computation for the nth ionization energy requires calculating the energies of and electron systems. Calculating these energies exactly is not possible except for the simplest systems (i.e. hydrogen and hydrogen-like elements), primarily because of difficulties in integrating the electron correlation terms. Therefore, approximation methods are routinely employed, with different methods varying in complexity (computational time) and accuracy compared to empirical data. This has become a well-studied problem and is routinely done in computational chemistry. The second way of calculating ionization energies is mainly used at the lowest level of approximation, where the ionization energy is provided by Koopmans' theorem, which involves the highest occupied molecular orbital or "HOMO" and the lowest unoccupied molecular orbital or "LUMO", which states that the ionization energy of an atom or molecule is equal to the energy of the orbital from which the electron is ejected. This means that the ionization energy is equal to the HOMO energy, whose formal equation is equal to: .[47]
Energía de ionización vertical y adiabática en moléculas
Ionization of molecules often leads to changes in molecular geometry, and two types of (first) ionization energy are defined – adiabatic and vertical.[48]
Adiabatic ionization energy
The adiabatic ionization energy of a molecule is the minimum amount of energy required to remove an electron from a neutral molecule, i.e. the difference between the energy of the vibrational ground state of the neutral species (v" = 0 level) and that of the positive ion (v' = 0). The specific equilibrium geometry of each species does not affect this value.
Vertical ionization energy
Due to the possible changes in molecular geometry that may result from ionization, additional transitions may exist between the vibrational ground state of the neutral species and vibrational excited states of the positive ion. In other words, ionization is accompanied by vibrational excitation. The intensity of such transitions is explained by the Franck–Condon principle, which predicts that the most probable and intense transition corresponds to the vibrationally excited state of the positive ion that has the same geometry as the neutral molecule. This transition is referred to as the "vertical" ionization energy since it is represented by a completely vertical line on a potential energy diagram (see Figure).
For a diatomic molecule, the geometry is defined by the length of a single bond. The removal of an electron from a bonding molecular orbital weakens the bond and increases the bond length. In Figure 1, the lower potential energy curve is for the neutral molecule and the upper surface is for the positive ion. Both curves plot the potential energy as a function of bond length. The horizontal lines correspond to vibrational levels with their associated vibrational wave functions. Since the ion has a weaker bond, it will have a longer bond length. This effect is represented by shifting the minimum of the potential energy curve to the right of the neutral species. The adiabatic ionization is the diagonal transition to the vibrational ground state of the ion. Vertical ionization may involve vibrational excitation of the ionic state and therefore requires greater energy.
In many circumstances, the adiabatic ionization energy is often a more interesting physical quantity since it describes the difference in energy between the two potential energy surfaces. However, due to experimental limitations, the adiabatic ionization energy is often difficult to determine, whereas the vertical detachment energy is easily identifiable and measurable.
Análogos de la energía de ionización a otros sistemas.
While the term ionization energy is largely used only for gas-phase atomic or molecular species, there are a number of analogous quantities that consider the amount of energy required to remove an electron from other physical systems.
Electron binding energy
Electron binding energy is a generic term for the minimum energy needed to remove an electron from a particular electron shell for an atom or ion, due to these negatively charged electrons being held in place by the electrostatic pull of the positively charged nucleus.[49] For example, the electron binding energy for removing a 3p3/2 electron from the chloride ion is the minimum amount of energy required to remove an electron from the chlorine atom when it has a charge of -1. In this particular example, the electron binding energy has the same magnitude as the electron affinity for the neutral chlorine atom. In another example, the electron binding energy refers to the minimum amount of energy required to remove an electron from the dicarboxylate dianion −O2C(CH2)8CO−
2.
The graph to the right shows the binding energy for electrons in different shells in neutral atoms. The ionization energy is the lowest binding energy for a particular atom (although these are not all shown in the graph).
Work function
Work function is the minimum amount of energy required to remove an electron from a solid surface, where the work function W for a given surface is defined by the difference[50]
where −e is the charge of an electron, ϕ is the electrostatic potential in the vacuum nearby the surface, and EF is the Fermi level (electrochemical potential of electrons) inside the material.
Nota
- ^ Nonetheless, further research is still needed to corroborate this mere inference.
Ver también
- Rydberg equation, a calculation that could determine the ionization energies of hydrogen and hydrogen-like elements. This is further elaborated through this site.
- Electron affinity, a closely related concept describing the energy released by adding an electron to a neutral atom or molecule.
- Lattice energy, a measure of the energy released when ions are combined to make a compound.
- Electronegativity is a number that shares some similarities with ionization energy.
- Koopmans' theorem, regarding the predicted ionization energies in Hartree–Fock theory.
- Ditungsten tetra(hpp) has the lowest recorded ionization energy for a stable chemical compound.
- Bond-dissociation energy, the measure of the strength of a chemical bond calculated through cleaving by homolysis giving two radical fragments A and B and subsequent evaluation of the enthalpy change
- Bond energy, the average measure of a chemical bond’s strength, calculated through the amount of heat needed to break all of the chemical bonds into individual atoms.
Referencias
- ^ "Periodic Trends". Chemistry LibreTexts. 2013-10-02. Retrieved 2020-09-13.
- ^ a b c Miessler, Gary L.; Tarr, Donald A. (1999). Inorganic Chemistry (2nd ed.). Prentice Hall. p. 41. ISBN 0-13-841891-8.
- ^ The Editors, of Encyclopædia Britannica (May 29, 2020). "Ionization energy". britannica.com. Encyclopædia Britannica. Retrieved November 3, 2020.
- ^ "Ionization Energy". ChemWiki. University of California, Davis. 2013-10-02.
- ^ "Chapter 9: Quantum Mechanics". faculty.chem.queesu.ca. January 15, 2018. Retrieved October 31, 2020.
- ^ "IUPAC - ionization potential (I03208)". goldbook.iupac.org. Retrieved 2020-09-13.
- ^ Cotton, F. Albert; Wilkinson, Geoffrey (1988). Advanced Inorganic Chemistry (5th ed.). John Wiley. p. 1381. ISBN 0-471-84997-9.
- ^ Lang, Peter F.; Smith, Barry C. (2003). "Ionization Energies of Atoms and Atomic Ions". Journal of Chemical Education. 80 (8): 938. Bibcode:2003JChEd..80..938L. doi:10.1021/ed080p938.
- ^ Mahan, Bruce H. (1962). "Ionization Energy". College of Chemistry, University of California Berkeley. Retrieved 2020-09-13.
- ^ a b Stone, E.G. (December 19, 2020v). "Atomic Structure : Periodic Trends". Department of Chemistry. chem.tamu.edu. 400 Bizzell St, College Station, TX 77843, Texas, United States: Texas A&M University. Retrieved December 19, 2020.CS1 maint: location (link)
- ^ "Anomalous trends in ionization energy". Chemistry Stack Exchange. Retrieved 2020-09-20.
- ^ a b "Ionization Energy | Introduction to Chemistry". courses.lumenlearning.com. Retrieved 2020-09-13.
- ^ a b Grandinetti, Philip J. (September 8, 2019). "Ionization Energy Trends | Grandinetti Group". www.grandinetti.org. Retrieved 2020-09-13.
- ^ Kent, Mr. "First Ionization Energy". kentchemistry.com. KentChemistry. Retrieved December 6, 2020.
...The addition of the second electron into an already occupied orbital introduces repulsion between the electrons, thus it is easier to remove. that is why there is a dip in the ionization energy.
- ^ "Group IA". chemed.chem.purdue.edu. Retrieved 2020-09-20.
- ^ "Alkali Metals". hyperphysics.phy-astr.gsu.edu. Retrieved 2020-09-13.
- ^ "The Alkali Metals | Introduction to Chemistry". courses.lumenlearning.com. Retrieved 2020-09-13.
- ^ Lang, P.F.; Smith, B.C. (August 1, 2003). Written at Birkbeck College (University of London), Malet Street, London WC1E 7HX, England, United Kingdom. "Ionization Energies of Atoms and Atomic Ions" (PDF). School of Biological and Chemical Sciences. Journal of Chemical Education. Washington, D.C., USA: ACS Publications. 80 (8): 938–946. doi:10.1021/ed080p938. ISBN 0-471-84997-9. ISSN 0021-9584. OCLC 223588922. S2CID 95492184. Retrieved December 19, 2020 – via Universidad de Valencia.CS1 maint: location (link) J. Chem. Educ. 2003, 80, 8, 938 Publication Date:August 1, 2003
- ^ "Chemical elements listed by ionization energy". lenntech.com. Lenntech BV. 2018. Retrieved December 6, 2020.
The elements of the periodic table sorted by ionization energy click on any element's name for further information on chemical properties, environmental data or health effects. This list contains the 118 elements of chemistry.
- ^ Boudreaux, K.A. (August 13, 2020) [July 26, 2006]. "The Parts of the Periodic Table". Department of Chemistry and Biochemistry. angelo.edu/faculty/kboudrea/. 2601 W. Avenue N, San Angelo, TX 76909, Texas: Angelo State University. Retrieved December 19, 2020 – via angelo.edu.CS1 maint: location (link)
- ^ "18.10: The Group 6A Elements". Chemistry LibreTexts. 2014-07-02. Retrieved 2020-09-20.
- ^ "Covalent Radius for all the elements in the Periodic Table". periodictable.com. Retrieved 2020-09-13.
- ^ Sikander (December 5, 2015). "Why is ionisation energy of bismuth lower than lead?". chemistry.stackexchange.com. Chemistry Stack Exchange. Retrieved December 5, 2020.
Why is ionisation enthalpy of Bismuth less than that of Lead for it just comes after the latter in periodic table?
- ^ Ball, Philip (April 21, 2017). "The group 3 dilemma". chemistryworld.com. Burlington House, Piccadilly, London: Chemistry World. Retrieved December 18, 2020 – via Royal Society of Chemistry.
- ^ Yirka, Bob (April 9, 2015). "Measurement of first ionization potential of lawrencium reignites debate over periodic table". General Physics. phys.org. Phys Org. Phys.org. Retrieved December 13, 2020.
Lawrencium, at this time, appears to have a dumb-bell shape. These new findings create conflicting views on where the element should be placed on the table and has reignited debate on the way the table is structured in general.
- ^ Scerri, Eric R.; Parsons, William (March 2017). "What elements belong in group 3 of the periodic table?". www.ionicviper.org. Ionic Viper. Retrieved December 7, 2020.
The question of precisely which elements should be placed in group 3 of the periodic table has been debated from time to time with apparently no resolution up to this point.
- ^ Sato, T.K.; Asai, M.; Borschevsky, A.; Stora, T.; Sato, N.; et al. (April 9, 2015) [November 27, 2014]. "Measurement of the first ionization potential of lawrencium, element 103". Ibaraki University. Nature. Mito, Ibaraki 310-8512, Japan: Nature.com. 520 (7546): 209–211. doi:10.1038/nature14342. PMID 25855457. S2CID 4384213. Retrieved December 13, 2020 – via Japan Atomic Energy Agency (JAEA).CS1 maint: location (link)
- ^ Singh, S.J. (September 9, 1999) [September 1, 1999]. "23". The Sterling Dictionary of Physics (1st ed.). A-59, Okhla Industrial Area, Phase-II, New Delhi-110020, India: Sterling Publishers Pvt. Ltd (published September 1, 1999). p. 122. ISBN 978-8173591242. Retrieved December 19, 2020 – via Skyline University College.CS1 maint: location (link)
- ^ Greenwood, N.N.; Earnshaw, A. (December 2, 2012) [January 1, 1984]. "22". In Kemmitt, R.D.W.; Wolsey, W.C. (eds.). Chemistry of the Elements. Chemistry of the Elements (2nd ed.). School of Chemistry, University of Leeds, West Yorkshire, England, United Kingdom: Elsevier Butterworth-Heinemann Ltd. (published November 11, 1997). p. 1342. doi:10.1016/C2009-0-30414-6. ISBN 978-0-08-050109-3. OCLC 1005231772. S2CID 93902610. Retrieved December 19, 2020 – via books.google.com.
- ^ Housecroft, C.E.; Sharpe, A.G. (November 1, 1993). Inorganic Chemistry (eBook). Inorganic Chemistry. 3 (15th ed.). Switzerland: Pearson Prentice-Hall. pp. 536, 649, 743. doi:10.1021/ed070pA304.1. ISBN 9780273742753. Archived from the original on December 16, 2015. Retrieved December 14, 2020 – via University of Basel.
- ^ a b Cotton, F. Albert; Wilkinson, Geoffrey (1988), Advanced Inorganic Chemistry (5th ed.), New York: Wiley-Interscience, pp. 776, 955, ISBN 0-471-84997-9
- ^ Jolly, W.L. (1991) [April 1, 1985]. "14". In Billo, E.J.; Amar, J.S.; Zlotnick, Stephen; Hess, C.; Logan, F. (eds.). Modern Inorganic Chemistry. Modern Inorganic Chemistry (2nd ed.). New York City, New York, USA: McGraw-Hill, Inc. (published February 16, 2010). p. 22. doi:10.1021/ed062pA137.1. ISBN 9780070327689. OCLC 22861992. Archived from the original on June 27, 2019. Retrieved December 19, 2020 – via University of Michigan.
- ^ "Patterns and trends in the periodic table - Periodicity - Higher Chemistry Revision". BBC Bitesize. Retrieved 2020-09-20.
- ^ "Ionization Energies". Chemistry LibreTexts. 2013-10-03. Retrieved 2020-09-20.
- ^ "IYPT 2019 Elements 087: Francium: Not the most reactive Group 1 element". Compound Interest. 2019-11-06. Retrieved 2020-09-20.
- ^ "The Group 14 elements". Chemistry Nexus. 2015-12-02. Retrieved 2020-09-13.
- ^ "Hafnium". gordonengland.co.uk. Gordon England. 2020. Retrieved December 7, 2020.
...Atomic Radius 159 pm...
- ^ "Zirconium (Element) - Atomic Radius". pubchem.ncbi.nlm.nih.gov. PubChem®. Retrieved December 8, 2020.
155 pm (Empirical)
- ^ Slater, J.C (1964). "Atomic Radii in Crystals". The Journal of Chemical Physics. AIP. 41 (10): 3199–3205. doi:10.1063/1.1725697. Retrieved December 8, 2020.
- ^ "WebElements Periodic Table » Titanium » radii of atoms and ions". www.webelements.com. Retrieved 2020-09-20.
- ^ Straka, J. "Periodic Table of the Elements: Zirconium - Electronic configuration". www.tabulka.cz. Retrieved 2020-09-20.
- ^ "Tantalum | chemical element". Encyclopedia Britannica. Retrieved 2020-09-20.
- ^ Langård, Sverre (2015), "Chromium, Molybdenum, and Tungsten", Patty's Toxicology, American Cancer Society, doi:10.1002/0471435139.tox038, ISBN 978-0-471-12547-1, retrieved 2020-09-20
- ^ a b Lang, Peter F.; Smith, Barry C. (August 2003). "Ionization Energies of Atoms and Atomic Ions" (PDF). Journal of Chemical Education. 80 (8): 938. Bibcode:2003JChEd..80..938L. doi:10.1021/ed080p938. ISSN 0021-9584.
- ^ "Orbitals, Electron Clouds, Probabilities, and Energies". chem.libretexts.org. UC Davis ChemWiki. May 23, 2019. Retrieved November 2, 2020.
- ^ "Quantum numbers and orbitals- The quantum mechanical model of the atom". Khan Academy. Retrieved November 2, 2020.
- ^ "Background Reading for Ionization Energy". shodor.org. The Shodor Education Foundation, Inc. 2000. Retrieved November 15, 2020.
... The second method is called Koopman's Theory. This method involves the HOMO.
- ^ "The difference between a vertical ionization energy and adiabatic ionization energy". Computational Chemistry Comparison and Benchmark Database. National Institute of Standards and Technology.
- ^ Murphy, Andrew; Wong, Monica (2019). "Electron binding energy". radiopaedia.org. Radiopaedia. Retrieved December 7, 2020.
The electron binding energy is the minimum energy that is required to remove an electron from an atom
- ^ Kittel, Charles (January 1, 1996) [1953]. "6". In Zainab, R.; Du, D.; Tanner, B.K.; Chambers, R.G. (eds.). Introduction to Solid State Physics. Physics Today. 7. New York, USA: John Wiley & Sons, Inc. (published 1995). pp. 18–19. Bibcode:1969Natur.224..983C. doi:10.1063/1.3061720. ISBN 978-0-471-11181-8. LCCN 95-018445. OCLC 263625446. S2CID 121571376. Archived from the original on January 13, 2017. Retrieved December 18, 2020 – via worldcat.org.