Enerxía de ionización

Na Galipedia, a Wikipedia en galego.

A enerxía de ionización, tamén chamada, impropiamente, potencial de ionización é a enerxía que hai que subministrar a un átomo neutro, gasoso e en estado fundamental, para arrincarlle o electrón máis debilmente retido.

Podemos expresalo así:

Átomo neutro gasoso + Enerxía -----> Ión positivo gasoso + e -

Sendo esta enerxía a correspondente á primeira ionización.

A segunda enerxía de ionización representa a enerxía que se precisa para arrincar o segundo electrón; esta segundo enerxía de ionización é sempre maior que a primeira, pois o volume dun ión positivo é menor que o do átomo e a forza electrostática sobre o electrón que queremos arrincar é maior no ión positivo que no átomo, xa que se conserva a mesma carga nuclear.

A enerxía de ionización expresase en electrón-volt ou en jouls (ou kilojouls) por cada mol de átomos (kJ/mol).

1 eV = 1,6 . 10 -19 coulombs . 1 volt = 1,6 . 10-19jouls

Se a enerxía dun átomo fose de 1 eV, para ionizar un mol deses átomos (6.22x1023 átomos) serían necesarios 96,5 kJ.

Como norma xeral, na táboa periódica, nos elementos dunha mesma familia ou grupo, a enerxía de ionización diminúe a medida que aumenta o número atómico, é dicir, de arriba a abaixo, tal como se representan habitualmente as táboas periódicas.

Nos metais alcalinos , por exemplo, o elemento de maior enerxía de ionización é o litio e o de menor o cesio. Isto é fácil de explicar, pois o último electrón sitúase en orbitais situados cada vez máis lonxe do núcleo e, a súa vez, os electróns das capas interiores exercen un efecto de pantalla sobre a atracción nuclear sobre os electróns periféricos. Esta norma deixa de cumprirse para o francio.


Nos elementos de un mesmo período da táboa periódica, a enerxía de ionización aumenta a medida que aumenta o número atómico, é dicir, de esquerda a dereita.

Isto debese a que o electrón diferenciador (o último en enerxía) dos elementos dun período está situado no mesmo nivel enerxético, mentres que a carga do núcleo aumenta, polo que será maior a forza de atracción, e, a súa vez, o número de capas interiores non varía e o efecto pantalla non aumenta.

Isto último non é unha regra, senón unha orientación, xa que o aumento non é continuo, pois no caso do berilio e do nitróxeno, por exemplo, téñense valores máis altos do que nun principio sería de esperar por comparación cos outros elementos do mesmo período. Este aumento debese a estabilidade que presentan as configuracións s2 e s2 p3 , respectivamente.

A enerxía de ionización máis elevada correspóndelle ós gases nobres, xa que a súa configuración electrónica é a máis estable, e polo tanto haberá que proporcionar máis enerxía para arrincarlles electróns.


Grupo 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
Período
1 H
1312
He
2372
2 Li
520
Be
899
B
801
C
1086
N
1402
O
1314
F
1681
Ne
2081
3 Na
496
Mg
738
Al
578
Si
787
P
1012
S
1000
Cl
1251
Ar
1521
4 K
419
Ca
590
Sc
633
Ti
659
V
651
Cr
653
Mn
717
Fe
762
Co
760
Ni
737
Cu
745
Zn
906
Ga
579
Ge
762
As
944
Se
941
Br
1140
Kr
1351
5 Rb
403
Sr
549;
Y
600
Zr
640
Nb
652
Mo
684
Tc
702
Ru
710
Rh
720
Pd
804
Ag
731
Cd
868
In
558
Sn
709
Sb
831
Te
869
I
1008
Xe
1170
6 Cs
376
Ba
503
Lu
524
Hf
659;
Ta
761
W
759
Re
756
Os
814
Ir
865
Pt
864
Au
890
Hg
1007
Tl
589
Pb
716
Bi
703
Po
812
At
930
Rn
1037
7 Fr
393
Ra
509;
Lr
 
Rf
 
Db
 
Sg
 
Bh
 
Hs
 
Mt
 
Ds
 
Rg
 
Cn
 
Uut
 
Uuq
 
Uup
 
Uuh
 
Uus
 
Uuo
 
Táboa periódica de enerxías de ionización, en kJ/mol