Diapositiva 1CAMPUS GUANAJUATO
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Diagrama progresivo.
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DIVISIÓN DE CIENCIAS NATURALES Y EXACTAS
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ENERGÍA DE IONIZACIÓN
Las propiedades químicas de los átomos están determinadas por la
configuración de sus electrones de valencia. La estabilidad de
estos electrones externos se refleja directamente en la ENERGÍA DE
IONIZACIÓN de los átomos.
La ENERGÍA DE IONIZACIÓN es la energía mínima requerida para
separar un electrón de un átomo en estado gaseoso, en su estado
fundamental.
(Expresada en kJ/mol: es la energía necesaria para separar un mol
de electrones a un mol de átomos en estado gaseoso – ¿por qué en
estado gaseoso? )
Magnitud de E.I.: medida de la fuerza de la unión del electrón al
átomo.
Mayor E.I. = mayor dificultad para separar el electrón
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Para los átomos polielectrónicos la cantidad de energía requerida
para separar el primer electrón del átomo en su estado fundamental
se denomina primera energía de ionización (I1) :
X(g) + Energía X+(g) + e
X = átomo de un elemento, e = electrón, (g) = estado gaseoso.
La segunda energía de ionización (I2), se expresa por la
ecuación:
Energía + X+(g) X2+ + e
Y la tercera energía de ionización:
Energía + X2+(g) X3+ + e
El patrón continúa para quitar los electrones subsecuentes.
I1 < I2 < I3 < …
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Variación de la 1ª energía de ionización con el número
atómico.
eV = 1.602177332 x 1022 kJ
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La ionización = proceso endotérmico. Por convenio, la energía
absorbida por los átomos (o iones) durante el proceso de ionización
tiene un valor positivo.
En la figura siguiente se muestra nuevamente la variación de la
primera energía de ionización (EI) con el número atómico. La
gráfica muestra con claridad la periodicidad en la estabilidad del
electrón atraído con menos fuerza. Salvo por algunas
irregularidades, la primera EI de los elementos en un período
aumenta a medida que aumenta el número atómico.
Esta tendencia se debe al incremento de la CNE de izquierda a
derecha. Una mayor CNE significa que el electrón externo es atraído
con más fuerza y por tanto la primera energía de ionización es
mayor.
Los valores máximos corresponden a los gases nobles, debido a su
configuración electrónica estable en el estado fundamental, lo que
explica el hecho de que son inertes químicamente. El He (1s2) tiene
la primera EI más alta entre todos los elementos.
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Loe elementos del grupo IA (metales alcalinos) tienen las menores
energías de ionización. Tienen un electrón de valencia
(configuración electrónica externa ns1) apantallado eficazmente por
los niveles internos llenos por completo. Por tanto, es
energéticamente fácil separar un electrón de un átomo para formar
un ion positivo (Li+, Na+, K+, …) , que adquiere la configuración
isoelectrónica del gas noble previo en la Tabla Periódica.
Los elementos del grupo 2A (metales alcalinotérreos) tienen valores
más altos para la EI1 del grupo IA. Tienen dos electrones de
valencia (configuración externa ns2). Debido a que los 2 electrones
s no se apantallan bien entre sí, la CNE es mayor que la del metal
alcalino que precede.
La mayoría de los metales alcalinotérreos contienen iones
dipositivos (Be2+, Ca2+, Mg2+, Sr2+, Ba2+)
Be2+ isoelectrónico deLi+ y He
Mg2+ isoelectrónico de Na+ y Ne…
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Los metales tienen EI más o menos bajas comparadas con los
no-metales.
Las EI de los metaloides se encuentran entre las de los metales y
los no-metales.
Las diferencias en las EI explica por qué los metales siempre
forman cationes y los no-metales forman aniones en los compuestos
iónicos (el único catión no-metálico importante es el NH3+)
En un grupo, la EI disminuye a medida que aumenta el número atómico
(hacia abajo del grupo). Los elementos de un mismo grupo tienen
configuraciones electrónicas externas semejantes, pero a medida que
aumenta el número cuántico principal, n, aumenta de igual manera la
distancia promedio de los electrones de valencia respecto del
núcleo. Una mayor separación entre electrón y núcleo significa
menor atracción, por lo que es más fácil quitar un electrón al ir
hacia abajo en el grupo.
El carácter metálico de los elementos de un grupo aumenta de arriba
hacia abajo, tendencia muy notoria para los elementos de los grupos
3A a 7A. Ejemplo: Grupo 4A: C (no-metal), Si y Ge (metaloides), Sn
y Pb (metales)
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Tendencia general = primera EI aumenta de izquierda a
derecha.
Irregularidades: Elementos del grupo 2A y 3A del mismo período [de
Be (3) a B(4) y de Mg(12) a Al(13)]
La primera EI de los elementos del grupo 3A es menor que la de los
del grupo 2A ya que tienen un solo electrón en el subnivel externo
p (ns2np1), el cual está bien apantallado por los electrones
internos y por los electrones ns2. Por tanto, se requiere menos
energía para separar un solo electrón p que para quitar un electrón
s apareado del mismo nivel energético principal.
Irregularidades: Elementos de los grupos 5A y 6A [N(7) a O(8) y
P(15) a S(16)]. En los elementos del grupo 5A (ns2np3), de acuerdo
a la regla de Hund, los electrones p se encuentran en 3 orbitales
diferentes. En el grupo 6A (ns2np4) el electrón adicional debe
estar apareado con uno de los 3 electrones p. Esta proximidad en el
mismo orbital produce gran repulsión electrostática, lo que
facilita la ionización de un átomo de un elemento del grupo 6A, aún
cuando aumenta la CNE. Por tanto, las EI para los elementos del
grupo 6A son menores que las de los elementos del grupo 5A en el
mismo período.
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Preguntas:
a) ¿Cuál átomo debe tener menor la primera EI: el oxígeno o el
azufre?
b) ¿Cuál átomo debe tener más alta una segunda EI : el Li o el
Be?
Oxígeno y azufre son elementos del grupo 6A; tienen la misma
configuración electrónica de valencia (ns2np4), pero el electrón 3p
del S está más alejado del núcleo y experimenta menor atracción
nuclear que el electrón 2p del O.
Siguiendo la regla de que la EI de los elementos disminuye hacia
abajo en un grupo, se predice que el S tiene una menor primera EI.
Se confirma en Tabla.
b) Las configuraciones electrónicas del Li y del Be son 1s22s1 y
1s22s2, respectivamente. El proceso de segunda EI es:
Li+(g) Li2+(g)
1s22s1 1s2
Debido a que los electrones 1s apantallan a los electrones 2s en
forma más eficaz de lo que se protegen entre sí, se puede predecir
que es más fácil separar un electrón 2s del Be+, que un electrón
del Li+. Se confirma en Tabla.
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Preguntas:
¿Cuál de los siguientes átomos tendrá mayor la primera EI: el
nitrógeno o el fósforo?
¿Cuál de los siguientes átomos debe tener más alta una segunda EI:
el sodio o el magnesio?
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Preguntas y problemas
Define Energía de Ionización ¿por qué consideras que la EI se mide
con átomos en estado gaseoso? ¿Por qué la segunda energía de
ionización es siempre mayor que la primera energía de
ionización?
Dibuja un esquema de la Tabla Periódica y señala las tendencias que
sigue la primera energía de ionización de los elementos en un grupo
y en un período. Señala también que tipo de elementos tienen las
mayores energías de ionización y cuáles las menores.
Menciona dos discontinuidades importantes en la periodicidad e la
energía de ionización e indica a qué se debe este hecho.
La primera energía de ionización del potasio es de 419 kJ/mol y la
segunda, de 3052 kJ/mol., en tanto que las del calcio son 590 y
1145 kJ/mol, respectivamente, Expresa una opinión sobre las
diferencias de esta propiedad en estos elementos.