Energia de ionizacion

Energía de ionización

La energía de ionizaciónpotencial de ionización o EI es la energía necesaria para arrancar un electrón de un átomo en su estado fundamental y en fase gaseosa.1 La reacción puede expresarse de la siguiente forma:

\ A_{(g)} + E_{I} \to A^+_{(g)} \ +  1 \bar e

Siendo A(g) los átomos en estado gaseoso de un determinado elemento químicoEI, la energía de ionización y \bar e un electrón.

Esta energía corresponde a la primera ionización. El segundo potencial de ionización representa la energía precisa para sustraer el segundo electrón; este segundo potencial de ionización es siempre mayor que el primero, pues el volumen de un ion positivo es menor que el del átomo y la fuerza electrostática atractiva que soporta este segundo electrón es mayor en el ion positivo que en el átomo, ya que se conserva la misma carga nuclear.

El potencial o energía de ionización se expresa en electrón-voltioJulios o en kilo Julios por mol (kJ/mol).

1 eV = 1,6 × 10-19 C × 1 V = 1,6 × 10-19 J
En los elementos de una misma familia o grupo, el potencial de ionización disminuye a medida que aumenta el número atómico, es decir, de arriba abajo.

Sin embargo, el aumento no es continuo, pues en el caso del berilio y el nitrógeno se obtienen valores más altos que lo que podía esperarse por comparación con los otros elementos del mismo período. Este aumento se debe a la estabilidad que presentan las configuraciones s2 y s2 p3,respectivamente.

La energía de ionización más elevada corresponde a los gases nobles, ya que su configuración electrónica es la más estable, y por tanto habrá que proporcionar más energía para arrancar los electrones.

La afinidad electrónica (AE) o electroafinidad se define como la energía involucrada cuando un átomo gaseoso neutro en su estado fundamental (de mínima energía) captura un electrón y forma union mononegativo:

X \;(g) + e^- \rightarrow X^- \; (g) + AE \,\!.

Dado que se trata de energía liberada, pues normalmente al insertar un electrón en un átomo predomina la fuerza atractiva del núcleo, tiene signo negativo. En los casos en los que la energía sea absorbida, cuando ganan las fuerzas de repulsión, tendrán signo positivo; AE se expresa comúnmente en el Sistema Internacional de Unidades, en kJmol-1.

También podemos recurrir al proceso contrario para determinar la primera afinidad electrónica, ya que sería la energía consumida en arrancar un electrón a la especie aniónica mononegativa en estado gaseoso de un determinado elemento; evidentemente la entalpía correspondiente AE tiene signo negativo, salvo para los gases nobles y metales alcalinotérreos. Este proceso equivale al de la energía de ionización de un átomo, por lo que la AE sería por este formalismo la energía de ionización de orden cero.

Esta propiedad nos sirve para prever que elementos generaran con facilidad especies aniónicas estables, aunque no hay que relegar otros factores: tipo de contraión, estado sólido, ligando-disolución, etc….

Electronegatividad

La electronegatividad, (abreviación EN, símbolo χ (letra griega chi)) es una propiedad química que mide la capacidad de un átomo (o de manera menos frecuente un grupo funcional) para atraer hacia él los electrones, o densidad electrónica, cuando forma un enlace covalente en una molécula.1 También debemos considerar la distribución de densidad electrónica alrededor de un átomo determinado frente a otros, tanto en una especie molecular como en un compuesto no molecular.

La electronegatividad de un átomo determinado está afectada fundamentalmente por dos magnitudes, su masa atómica y la distancia promedio de los electrones de valencia con respecto al núcleo atómico. Esta propiedad se ha podido correlacionar con otras propiedades atómicas y moleculares. Fue Linus Pauling el investigador que propuso esta magnitud por primera vez en el año 1932, como un desarrollo más de su teoría del enlace de valencia.2 La electronegatividad no se puede medir experimentalmente de manera directa como, por ejemplo, la energía de ionización, pero se puede determinar de manera indirecta efectuando cálculos a partir de otras propiedades atómicas o moleculares.

Se han propuesto distintos métodos para su determinación y aunque hay pequeñas diferencias entre los resultados obtenidos todos los métodos muestran la misma tendencia periódica entre los elementos.

El procedimiento de cálculo más común es el inicialmente propuesto por Pauling. El resultado obtenido mediante este procedimiento es un número adimensional que se incluye dentro de la escala de Pauling. Escala que varía entre 0,7 para el elemento menos electronegativo y 4,0 para el mayor.

Es interesante señalar que la electronegatividad no es estrictamente una propiedad atómica, pues se refiere a un átomo dentro de una molécula3 y, por tanto, puede variar ligeramente cuando varía el “entorno”4 de un mismo átomo en distintos enlaces de distintas moléculas. La propiedad equivalente de la electronegatividad para un átomo aislado sería la afinidad electrónica o electroafinidad.

Caracter Metalico

Dos átomos con electronegatividades muy diferentes forman un enlace iónico. Pares de átomos con diferencias pequeñas

En los grupos el carácter metálico aumenta de abajo hacia arriba y en los períodos disminuye de izquierda a derecha.

El carácter metálico se puede considerar como la facilidad para que un átomo libere electrones. Luego entonces entre más alejados los tenga ejercerá una fuerza de atracción menor y los soltará fácilmente. De aquí se puede deducir que los átomos de los periodos mayores en un grupo , tendrán mayor carácter metálico que los de los primeros periodos.

En cuanto a la comparación a lo largo de un periodo: un átomo va a atraer con mayor fuerza a los electrones que le permita alcanzar una configuración de gas noble, pasada esta configuración, ya no los atrae con tanta fuerza. De aquí se deduce que los elementos de la izquierda de la tabla periódica tendrán mayor carácter metálico que los cercanos a los gases nobles que se encuentran a la derecha de la tabla.

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