Energía de Ionización
Introducción
La Energía de Ionización es una propiedad periódica que indica la energía necesaria para arrancar un electrón de un átomo aislado en estado gaseoso. Su valor permite conocer con qué intensidad están retenidos los electrones y ayuda a explicar la reactividad y el comportamiento químico de los elementos.
En la Tabla Periódica presenta una tendencia general bastante definida: aumenta al avanzar de izquierda a derecha a lo largo de un período y disminuye al descender por un grupo.
Esta tendencia está estrechamente relacionada con el radio atómico, la carga nuclear efectiva, el apantallamiento electrónico y la configuración electrónica de los elementos.
¿Qué es la Energía de Ionización?
La energía de ionización es la energía mínima necesaria para separar un electrón de un átomo aislado en estado gaseoso y en su estado fundamental.
Puede representarse mediante: X(g) → X⁺(g) + e⁻
Para que este proceso ocurra es necesario aportar energía: X(g) + energía → X⁺(g) + e⁻
Por ello, la ionización es un proceso endotérmico.
Es importante especificar que hablamos de un átomo aislado en fase gaseosa. No se trata simplemente de arrancar un electrón de cualquier átomo en cualquier estado físico.
¿En qué Unidades se mide la Energía de Ionización?
En Química se expresa habitualmente en: kJ/mol
Esta unidad indica la energía necesaria para ionizar un mol de átomos gaseosos.
También puede expresarse, especialmente en física atómica, en: eV por átomo
donde eV significa electronvoltio.
Para Bachillerato utilizaría principalmente kJ/mol.
Primera Energía de Ionización
La primera energía de ionización es la energía mínima necesaria para arrancar el electrón más débilmente unido de un átomo neutro aislado en estado gaseoso y en su estado fundamental.
El proceso puede representarse mediante: X(g) → X⁺(g) + e⁻
donde:
- X(g) representa el átomo neutro en estado gaseoso.
- X⁺(g) representa el catión formado.
- e⁻ representa el electrón extraído.
La primera energía de ionización se simboliza habitualmente como: IE₁ , Eᵢ₁
¿Por qué se define para Átomos en Estado Gaseoso?
La energía de ionización se define utilizando átomos aislados en fase gaseosa para evitar que intervengan otros efectos, como:
- enlaces químicos
- fuerzas intermoleculares
- estructuras cristalinas
- interacciones con otras partículas.
De esta forma se mide exclusivamente la energía necesaria para separar un electrón del átomo considerado.
La Primera Ionización Siempre Requiere Energía
Para separar un electrón de un átomo es necesario vencer la atracción electrostática existente entre el electrón, que posee carga negativa, y el núcleo, que posee carga positiva.
Por ello, la ionización requiere aporte de energía.
La primera energía de ionización es, por tanto, una magnitud positiva.
X(g) + energía → X⁺(g) + e⁻
Es un proceso endotérmico.
Unidades
La energía de ionización suele expresarse en: kJ·mol⁻¹
Esto indica la energía necesaria para ionizar un mol de átomos gaseosos.
También puede expresarse en: eV por átomo , donde eV significa electronvoltio.
La relación aproximada es: 1 eV por partícula ≈ 96,485 kJ·mol⁻¹
¿Qué electrón se Elimina Primero?
La primera ionización elimina normalmente el electrón que se encuentra:
- en el nivel energético más externo
- más alejado del núcleo
- más apantallado
- menos fuertemente atraído por el núcleo.
No debe confundirse necesariamente «electrón más externo» con «último electrón escrito» en cualquier configuración sin considerar la energía real de los orbitales.
La ionización elimina el electrón cuya extracción requiere menor energía.
Factores que determinan la Primera Energía de Ionización
La primera energía de ionización depende principalmente de:
- carga nuclear
- carga nuclear efectiva
- radio atómico
- apantallamiento
- penetración orbital
- configuración electrónica.
Carga Nuclear
Cuanto mayor es el número de protones del núcleo, mayor es la carga positiva nuclear.
En igualdad de otras condiciones:
Mayor carga nuclear → mayor atracción sobre los electrones → mayor energía de ionización.
Sin embargo, la carga nuclear total no basta para explicar esta propiedad, porque los electrones internos producen apantallamiento.
Carga Nuclear Efectiva
Los electrones externos no experimentan directamente toda la carga positiva del núcleo porque los electrones internos reducen parcialmente esa atracción.
La carga nuclear efectiva puede expresarse aproximadamente como: Zₑff = Z − S
donde:
Z = carga nuclear.
S = apantallamiento.
Cuando aumenta la carga nuclear efectiva:
Zₑff ↑ → atracción núcleo-electrón ↑ → energía de ionización ↑
Este efecto explica gran parte del aumento de la energía de ionización a lo largo de un período.
Radio Atómico
La energía de ionización presenta, en general, una relación inversa con el radio atómico.
Cuando el radio es pequeño, el electrón externo se encuentra más próximo al núcleo y la atracción electrostática es mayor.
Por tanto:
Radio atómico ↓ → energía de ionización ↑
Cuando el radio aumenta, el electrón se encuentra más alejado del núcleo.
Radio atómico ↑ → energía de ionización ↓
Apantallamiento o Efecto Pantalla
Los electrones internos reducen la atracción que el núcleo ejerce sobre los electrones externos.
Cuando aumenta el apantallamiento:
Apantallamiento ↑ → atracción efectiva ↓ → energía de ionización ↓
Este efecto es especialmente importante al descender en un grupo.
Penetración de los Orbitales
Los electrones de distintos tipos de orbitales no tienen la misma capacidad de aproximarse al núcleo.
Dentro de un mismo nivel principal: s > p > d > f , en capacidad de penetración.
Un electrón situado en un orbital s penetra más hacia el núcleo y experimenta, en general, una mayor carga nuclear efectiva que uno situado en un orbital p del mismo nivel principal.
Por ello:
Mayor penetración → mayor atracción nuclear → mayor dificultad para extraer el electrón.
Este factor ayuda a explicar algunas excepciones a las tendencias periódicas generales.
Configuración Electrónica
La estabilidad relativa de determinadas configuraciones electrónicas también influye.
Son especialmente importantes:
- subniveles completos
- subniveles semillenos
- capas electrónicas completas.
Los átomos que presentan configuraciones especialmente estables pueden requerir más energía para eliminar un electrón de la que cabría esperar únicamente por su posición en la tabla periódica.
Variación de la Primera Energía de Ionización en un Período
En general, la primera energía de ionización aumenta de izquierda a derecha a lo largo de un período.
Izquierda → derecha → IE₁ ↑
Esto ocurre porque:
- aumenta el número de protones;
- los electrones se añaden esencialmente al mismo nivel principal;
- el apantallamiento aumenta relativamente poco;
- aumenta la carga nuclear efectiva;
- disminuye el radio atómico.
Como consecuencia, los electrones externos quedan más fuertemente atraídos por el núcleo.
Ejemplo general
Dentro del segundo período, la tendencia global es:
Li → Be → B → C → N → O → F → Ne
con un aumento general de la primera energía de ionización.
Sin embargo, la variación no es completamente regular.
Excepciones dentro de un Período
Existen pequeñas irregularidades importantes debido a la estructura electrónica.
Berilio y Boro
Configuraciones:
Be: 1s² 2s²
B: 1s² 2s² 2p¹
Podría esperarse que el boro tuviera una energía de ionización mayor que el berilio por encontrarse más a la derecha.
Sin embargo: IE₁(B) < IE₁(Be) , La razón es que el electrón que se elimina del boro pertenece al orbital 2p.
Este orbital:
- tiene mayor energía que 2s;
- presenta menor penetración;
- está más apantallado.
Por tanto, el electrón 2p del boro se extrae más fácilmente que un electrón 2s del berilio.
Así:
Be → configuración 2s² relativamente estable.
B → electrón 2p más fácil de eliminar.
Nitrógeno y Oxígeno
Configuraciones:
N: 1s² 2s² 2p³
O: 1s² 2s² 2p⁴
El nitrógeno presenta el subnivel 2p semilleno: 2p³
Cada uno de los tres orbitales p contiene un electrón.
Esta disposición presenta una estabilidad relativamente elevada.
En el oxígeno, en cambio, uno de los orbitales p contiene dos electrones, aumentando la repulsión electrón-electrón.
Por esta razón: IE₁(O) < IE₁(N) , aunque el oxígeno se encuentre a la derecha del nitrógeno.
Magnesio y Aluminio
La misma situación que Be/B aparece en el tercer período:
Mg: [Ne] 3s²
Al: [Ne] 3s² 3p¹
El electrón 3p del aluminio se elimina más fácilmente que un electrón 3s del magnesio.
Por ello: IE₁(Al) < IE₁(Mg)
Fósforo y Azufre
También aparece una irregularidad semejante a N/O:
P: [Ne] 3s² 3p³
S: [Ne] 3s² 3p⁴
El fósforo posee un subnivel p semilleno relativamente estable.
En el azufre aparece un par de electrones en uno de los orbitales p, aumentando la repulsión.
Por ello: IE₁(S) < IE₁(P)
Variación de la Primera Energía de Ionización en un Grupo
Al descender de arriba hacia abajo en un grupo, la primera energía de ionización disminuye generalmente.
Arriba ↓ abajo → IE₁ ↓
Esto se debe principalmente a que:
- aumenta el número de niveles electrónicos
- aumenta el radio atómico
- aumenta el apantallamiento
- los electrones de valencia están más alejados del núcleo.
Aunque también aumenta el número de protones, el incremento de la distancia y del apantallamiento domina sobre ese efecto.
Como consecuencia, resulta progresivamente más fácil extraer el electrón externo.
Ejemplo: Metales Alcalinos
Dentro del grupo 1: Li → Na → K → Rb → Cs
la primera energía de ionización disminuye en términos generales al descender.
Los metales alcalinos poseen configuración externa: ns¹
y tienden a perder ese electrón para adquirir una configuración electrónica de gas noble.
Esta baja energía de ionización contribuye a explicar su elevada reactividad metálica.
Elementos con Baja Primera Energía de Ionización
Los elementos con valores bajos de IE₁ pierden electrones con facilidad.
Esto es característico de muchos metales, especialmente de los metales alcalinos.
Estos elementos se encuentran principalmente en la zona inferior izquierda de la tabla periódica.
Baja IE₁ → facilidad para perder electrones → tendencia a formar cationes.
Elementos con Alta Primera Energía de Ionización
Los elementos con valores elevados de IE₁ retienen fuertemente sus electrones.
Los valores más altos se encuentran generalmente en la zona superior derecha de la tabla periódica.
Los gases nobles presentan valores especialmente elevados porque poseen capas electrónicas cerradas y configuraciones muy estables.
Alta IE₁ → gran dificultad para perder electrones.
Primera Energía de Ionización y Carácter Metálico
Existe una relación general entre la energía de ionización y el carácter metálico.
Los metales tienden a perder electrones.
Por tanto:
IE₁ baja → mayor facilidad para perder electrones → mayor carácter metálico.
En cambio:
IE₁ alta → menor facilidad para perder electrones → menor carácter metálico.
Por ello, el carácter metálico y la primera energía de ionización presentan tendencias aproximadamente opuestas en la tabla periódica.
Primera Energía de Ionización y Carácter no Metálico
Los elementos no metálicos suelen presentar energías de ionización relativamente elevadas.
Esto significa que retienen con fuerza sus propios electrones.
En términos generales:
IE₁ alta → mayor tendencia a conservar electrones → mayor carácter no metálico.
Sin embargo, el carácter no metálico depende también de otras propiedades, especialmente de la electronegatividad y de la afinidad electrónica.
Primera Energía de Ionización y Electronegatividad
La primera energía de ionización y la electronegatividad suelen variar en la misma dirección.
Cuando un átomo presenta una fuerte atracción nuclear sobre sus electrones:
- cuesta más arrancar un electrón
- también tiende a atraer con mayor intensidad los electrones compartidos en un enlace.
Por ello:
IE₁ ↑ → electronegatividad generalmente ↑
Ambas propiedades aumentan generalmente hacia la zona superior derecha de la tabla periódica.
No son, sin embargo, la misma propiedad:
La energía de ionización mide la dificultad para eliminar un electrón de un átomo gaseoso aislado.
La electronegatividad mide la capacidad de un átomo enlazado para atraer hacia sí los electrones compartidos.
Primera Energía de Ionización y Radio Atómico
Ambas propiedades presentan, generalmente, una relación inversa.
Radio pequeño → electrón más próximo al núcleo → mayor atracción → mayor IE₁.
Radio grande → electrón más alejado → menor atracción → menor IE₁.
Por tanto:
Radio atómico ↓ → IE₁ ↑
Radio atómico ↑ → IE₁ ↓
Primera Energía de Ionización y Reactividad
La relación depende del tipo de elemento.
En los Metales
Los metales reaccionan frecuentemente perdiendo electrones.
Por ello:
Menor IE₁ → mayor facilidad para perder electrones → mayor tendencia a reaccionar como metal.
Esto explica en parte el aumento de la reactividad de los metales alcalinos al descender en el grupo.
En los no Metales
La reactividad no puede relacionarse exclusivamente con la energía de ionización.
También intervienen:
- afinidad electrónica
- electronegatividad
- energía de enlace
- configuración electrónica
- condiciones de reacción.
Por ello, una energía de ionización elevada no implica automáticamente una mayor reactividad química.
Primera Energía de Ionización frente a Energías de Ionización Sucesivas
La primera energía de ionización corresponde exclusivamente a:
X(g) → X⁺(g) + e⁻
La segunda energía de ionización corresponde a:
X⁺(g) → X²⁺(g) + e⁻
La tercera:
X²⁺(g) → X³⁺(g) + e⁻
Y así sucesivamente.
Siempre se cumple: IE₁ < IE₂ < IE₃ < IE₄… , porque cada electrón sucesivo debe extraerse de una especie cada vez más positiva.
Después de eliminar un electrón, el número de protones permanece constante pero existen menos electrones, por lo que los electrones restantes experimentan una mayor atracción efectiva.
Saltos en las Energías de Ionización
Los valores sucesivos de energía de ionización pueden presentar aumentos muy grandes.
Estos saltos permiten identificar cuántos electrones de valencia posee aproximadamente un átomo.
Por ejemplo, si un elemento presenta:
IE₁ relativamente baja
IE₂ enormemente mayor , significa que el primer electrón puede eliminarse con facilidad, pero el segundo pertenece ya a una capa interna mucho más estable.
Este comportamiento es típico de elementos del grupo 1.
Si el gran salto aparece entre IE₂ e IE₃, el átomo posee generalmente dos electrones de valencia fácilmente eliminables.
Por esta razón, las energías de ionización sucesivas proporcionan información sobre la estructura electrónica.
Interpretación Mediante la Mecánica Cuántica
La mecánica cuántica permite explicar la energía de ionización mediante la estructura electrónica del átomo.
Los electrones ocupan orbitales con diferentes:
- energías
- penetraciones
- distribuciones espaciales
- grados de apantallamiento.
El electrón que se elimina en la primera ionización pertenece normalmente al orbital ocupado de mayor energía.
Cuanto menos ligado se encuentre ese electrón, menor será la energía necesaria para separarlo.
Por tanto, las irregularidades observadas en las energías de ionización no son fallos de la periodicidad, sino consecuencias directas de la estructura de los orbitales y de las interacciones entre electrones.
¿Cómo se determina experimentalmente?
Las energías de ionización pueden determinarse mediante técnicas espectroscópicas.
Una técnica fundamental es la espectroscopia fotoelectrónica.
En ella se hace incidir radiación de energía conocida sobre átomos o moléculas.
Si un fotón posee energía suficiente, puede expulsar un electrón.
Aplicando la conservación de la energía:
Energía del fotón = energía de ionización + energía cinética del electrón expulsado.
Midiendo la energía cinética del electrón es posible obtener información sobre la energía con la que estaba ligado al átomo.
Estas técnicas proporcionan también información detallada sobre los distintos niveles y subniveles electrónicos.
Tendencia general en la Tabla Periódica
De forma simplificada:
Primera energía de ionización aumenta → hacia arriba y hacia la derecha.
Primera energía de ionización disminuye → hacia abajo y hacia la izquierda.
Por tanto:
Zona inferior izquierda → IE₁ relativamente baja.
Zona superior derecha → IE₁ relativamente alta.
Existen irregularidades locales debido a la configuración electrónica.
Energía de ionización de algunos elementos
Una tabla aporta referencias reales sin convertir la página en una base de datos:
| Elemento | Primera energía de ionización aprox. (kJ/mol) |
|---|---|
| H | 1312 |
| Li | 520 |
| Na | 496 |
| Mg | 738 |
| K | 419 |
| Ca | 590 |
| Cl | 1251 |
| Ne | 2081 |
Valores aproximados/redondeados
Errores frecuentes sobre la energía de ionización
- Pensar que aumenta al descender por un grupo.
- Pensar que la tendencia a lo largo de un período es completamente regular.
- Confundir energía de ionización con electronegatividad.
- Confundir energía de ionización con afinidad electrónica.
- Olvidar que se define para especies aisladas en fase gaseosa.
- Pensar que la segunda energía de ionización es menor que la primera.
- Ignorar los grandes saltos entre energías de ionización sucesivas.
- No considerar la configuración electrónica.
- Ignorar el efecto del apantallamiento.
- Confundir radio atómico grande con energía de ionización elevada.
Curiosidades sobre la Energía de Ionización
- Los gases nobles presentan energías de ionización muy elevadas debido a la estabilidad de sus configuraciones electrónicas.
- Los metales alcalinos presentan valores relativamente bajos porque poseen un único electrón de valencia.
- Las energías de ionización sucesivas permiten obtener información sobre los electrones de valencia.
- El helio presenta una primera energía de ionización extremadamente elevada.
- El cesio se encuentra entre los elementos estables con menor primera energía de ionización.
- Las irregularidades observadas dentro de los períodos proporcionaron información importante sobre la estructura electrónica de los átomos.
Practica lo Aprendido
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Historia del Estudio de la Ionización
El estudio de la ionización se desarrolló progresivamente durante los siglos XIX y XX a partir de investigaciones sobre electricidad, electrólisis, descargas eléctricas en gases, estructura atómica y espectroscopia.
Actualmente, la ionización atómica se entiende como el proceso mediante el cual un átomo o una molécula pierde uno o varios electrones y se transforma en una especie con carga positiva.
Por ejemplo:
X(g) → X⁺(g) + e⁻
Sin embargo, llegar a esta interpretación requirió primero descubrir la existencia de los iones, posteriormente la del electrón y, finalmente, comprender la estructura electrónica cuántica del átomo.
Michael Faraday y el Concepto de Ión
Uno de los primeros antecedentes fundamentales se encuentra en los trabajos de Michael Faraday sobre electrólisis durante la década de 1830.
Faraday estudió cómo circulaba la corriente eléctrica a través de determinadas disoluciones y formuló las leyes de la electrólisis.
En 1833, Faraday y el erudito William Whewell desarrollaron una nueva terminología para describir estos procesos electroquímicos. De esta época proceden términos como:
- ion
- anión
- catión
- electrodo
- ánodo
- cátodo.
La palabra ion procede del griego y significa aproximadamente «el que va» o «el que se desplaza».
Los iones se interpretaban entonces principalmente como especies que se desplazaban hacia los electrodos durante la electrólisis.
Sin embargo, en aquella época todavía no se conocía la existencia del electrón, por lo que no podía explicarse la naturaleza microscópica de la carga eléctrica.
Arrhenius y la Disociación Electrolítica
Un segundo avance importante fue realizado por Svante Arrhenius.
Durante la década de 1880 propuso que determinadas sustancias, especialmente sales, ácidos y bases, podían encontrarse en disolución separadas en partículas cargadas.
Por ejemplo, una sal como NaCl podía producir:
NaCl → Na⁺ + Cl⁻
Arrhenius propuso que estos iones podían existir en la disolución incluso antes de aplicar una corriente eléctrica.
Esta teoría permitió explicar la conductividad eléctrica de las disoluciones de electrolitos.
Su teoría de la disociación electrolítica fue una contribución fundamental al desarrollo de la fisicoquímica y le valió el Premio Nobel de Química de 1903.
Debe distinguirse, sin embargo, esta disociación de la ionización atómica que se estudia al hablar de energía de ionización.
En una disolución de NaCl, por ejemplo, los iones Na⁺ y Cl⁻ ya forman parte de la estructura iónica del compuesto. En cambio, en la ionización atómica:
Na(g) → Na⁺(g) + e⁻
se está eliminando realmente un electrón de un átomo neutro.
Las Descargas Eléctricas en Gases
Durante la segunda mitad del siglo XIX numerosos científicos estudiaron qué ocurría cuando se aplicaban altas diferencias de potencial a gases encerrados en tubos a baja presión.
Estos experimentos mostraban:
- emisión de luz
- conducción eléctrica
- aparición de partículas cargadas
- fenómenos asociados a los llamados rayos catódicos.
Estas investigaciones serían fundamentales para comprender la ionización de los gases.
Cuando las partículas cargadas adquieren suficiente energía, pueden colisionar con los átomos del gas y arrancar electrones.
El proceso puede representarse como:
X + e⁻ → X⁺ + 2e⁻
Un electrón incidente provoca la ionización del átomo y aparecen dos electrones libres: el incidente y el expulsado.
J. J. Thomson y el Descubrimiento del Electrón
El avance decisivo llegó en 1897 con Joseph John Thomson.
Thomson estudió los rayos catódicos producidos en tubos de descarga y demostró que estaban formados por partículas con carga negativa mucho más pequeñas que los átomos.
Estas partículas fueron identificadas posteriormente como electrones.
El descubrimiento demostró que el átomo no era indivisible y que contenía partículas eléctricamente cargadas.
Este hallazgo transformó completamente la interpretación de la ionización.
A partir de entonces podía entenderse que:
Átomo neutro − electrón → ion positivo.
Es decir:
X → X⁺ + e⁻
Por tanto, la formación de muchos iones positivos podía explicarse como consecuencia de la pérdida de uno o varios electrones.
Ionización por Impacto Electrónico
Una vez conocida la existencia del electrón, comenzó a estudiarse la cantidad de energía necesaria para que un electrón acelerado pudiera ionizar un átomo.
En estos experimentos se aceleraban electrones mediante una diferencia de potencial.
La energía adquirida por un electrón acelerado a través de una diferencia de potencial V está relacionada con:
E = eV
donde:
e = carga elemental.
V = diferencia de potencial.
Si el electrón adquiere energía suficiente y colisiona con un átomo, puede expulsar uno de sus electrones.
Esto permitió introducir experimentalmente el concepto de potencial de ionización.
Potencial de Ionización
Históricamente se utilizó con frecuencia la expresión potencial de ionización.
Representaba la diferencia de potencial necesaria para proporcionar a un electrón la energía suficiente para provocar la ionización de un átomo.
Si la energía mínima necesaria corresponde, por ejemplo, a 10 eV, puede relacionarse con una aceleración electrónica mediante aproximadamente 10 V.
Actualmente se utiliza preferentemente el concepto de energía de ionización porque expresa directamente la energía necesaria para eliminar el electrón.
Ambos conceptos están relacionados, pero no son exactamente la misma magnitud:
Potencial de ionización → diferencia de potencial.
Energía de ionización → energía necesaria para ionizar.
Niels Bohr y la Interpretación Energética del Átomo
En 1913, Niels Bohr propuso un modelo atómico en el que los electrones solo podían ocupar determinados estados de energía.
En su modelo, un electrón ligado al átomo poseía una energía determinada.
Para eliminar completamente ese electrón del átomo era necesario suministrarle suficiente energía para alcanzar el estado de ionización.
La ionización podía interpretarse así como el paso:
electrón ligado → electrón libre.
El modelo de Bohr proporcionó una explicación especialmente satisfactoria para el átomo de hidrógeno y relacionó directamente la estructura atómica con cantidades de energía discretas.
Para el hidrógeno en su estado fundamental, la energía necesaria para ionizar el átomo es aproximadamente:
13,6 eV.
Este valor se convirtió en uno de los ejemplos fundamentales de cuantización de la energía atómica.
Experimento de Franck y Hertz
En 1914, James Franck y Gustav Hertz realizaron experimentos fundamentales utilizando electrones acelerados que atravesaban vapor de mercurio.
Observaron que los electrones no transferían cualquier cantidad arbitraria de energía a los átomos.
Los átomos absorbían determinadas cantidades específicas de energía.
Esto demostró experimentalmente la existencia de niveles energéticos discretos dentro de los átomos y proporcionó un fuerte respaldo a las ideas cuánticas de Bohr.
Los experimentos de impacto electrónico permitieron posteriormente medir tanto:
- energías de excitación
- energías de ionización.
Cuando la energía aportada era relativamente pequeña, el átomo podía quedar excitado:
X → X*
Si la energía aumentaba suficientemente, podía producirse la ionización:
X → X⁺ + e⁻
Excitación e ionización
El desarrollo de estos experimentos permitió establecer una distinción fundamental.
Excitación:
Un electrón del átomo pasa a un nivel energético superior, pero permanece ligado al átomo.
X → X*
Ionización:
El electrón recibe suficiente energía para abandonar completamente el átomo.
X → X⁺ + e⁻
Por tanto:
Energía de excitación < energía de ionización , para una determinada transición desde el estado fundamental.
Franck señaló posteriormente que mediante experimentos de impacto electrónico se pudieron determinar niveles de excitación y potenciales de ionización de numerosos átomos.
Einstein y el Efecto Fotoeléctrico
Otro avance fundamental procedió del estudio de la interacción entre luz y materia.
Albert Einstein explicó en 1905 el efecto fotoeléctrico utilizando la idea de cuantos de luz.
La energía de un fotón viene dada por:
E = hν
donde:
h = constante de Planck.
ν = frecuencia de la radiación.
Si un fotón posee suficiente energía, puede provocar la expulsión de un electrón.
Esta idea resultó esencial para desarrollar posteriormente métodos de fotoionización y espectroscopia fotoelectrónica.
La relación básica puede escribirse como:
hν = Eᵢ + Ecin
donde:
Eᵢ = energía necesaria para extraer el electrón.
Ecin = energía cinética del electrón expulsado.
Mecánica Cuántica e Ionización
Durante la década de 1920 se desarrolló la mecánica cuántica moderna gracias a científicos como:
- Louis de Broglie
- Werner Heisenberg
- Erwin Schrödinger
- Wolfgang Pauli
- Max Born
Los electrones dejaron de interpretarse como partículas que recorrían órbitas clásicas perfectamente definidas.
Pasaron a describirse mediante funciones de onda y orbitales.
La energía de ionización adquirió entonces una interpretación más profunda:
representa la diferencia de energía entre un sistema con el electrón ligado y el sistema resultante después de eliminar ese electrón.
La mecánica cuántica permitió explicar por qué las energías de ionización dependen de:
- configuración electrónica
- carga nuclear efectiva
- apantallamiento
- penetración orbital
- repulsión entre electrones
- estabilidad relativa de determinados subniveles.
Ionización y Configuración Electrónica
La estructura electrónica permitió comprender también las tendencias periódicas de la energía de ionización.
Por ejemplo: Na: [Ne] 3s¹
El electrón 3s se encuentra relativamente poco ligado y puede eliminarse con facilidad.
Na → Na⁺ + e⁻
El Na⁺ resultante posee: [Ne] , una configuración electrónica cerrada y muy estable.
Por eso la primera energía de ionización del sodio es relativamente baja, mientras que la segunda es mucho mayor.
Desarrollo de la Espectroscopia Atómica
Durante el siglo XX, la espectroscopia permitió determinar con creciente precisión los niveles energéticos de los electrones.
Los espectros de emisión y absorción mostraron que los electrones solo podían realizar determinadas transiciones energéticas.
Cada transición proporcionaba información sobre la diferencia de energía entre dos estados.
La energía necesaria para alcanzar el límite en el que el electrón deja de estar ligado al átomo corresponde al límite de ionización.
De esta forma, la energía de ionización también podía determinarse mediante análisis espectroscópicos.
Espectroscopia Fotoelectrónica
Uno de los avances experimentales más importantes del siglo XX fue el desarrollo de la espectroscopia fotoelectrónica.
En esta técnica se hace incidir radiación de energía conocida sobre una muestra.
Los fotones expulsan electrones mediante el efecto fotoeléctrico.
Midiendo la energía cinética de los electrones expulsados puede calcularse la energía con la que estaban ligados.
De forma simplificada: E de enlace = hν − Ecin
Estas técnicas permiten estudiar directamente las energías electrónicas de los átomos y moléculas.
Kai Siegbahn desarrolló desde la década de 1950 métodos de espectroscopia electrónica de alta resolución capaces de medir con gran precisión las energías de los electrones. Recibió el Premio Nobel de Física de 1981 por estas contribuciones.
Ionización por Diferentes Mecanismos
Con el desarrollo de la física atómica se descubrió que la ionización puede producirse mediante diferentes procesos.
Ionización por impacto electrónico:
X + e⁻ → X⁺ + 2e⁻
Fotoionización:
X + hν → X⁺ + e⁻
Ionización térmica:
A temperaturas suficientemente elevadas, las colisiones pueden proporcionar energía suficiente para producir iones.
Ionización por campos eléctricos intensos:
Un campo eléctrico extremadamente intenso puede favorecer la extracción de electrones.
Ionización por partículas energéticas:
Protones, partículas alfa u otras partículas pueden producir ionización al atravesar la materia.
Por tanto, la energía de ionización es una propiedad del átomo, mientras que existen múltiples mecanismos capaces de proporcionar esa energía.
De «Potencial de Ionización» a «Energía de Ionización»
Durante buena parte del siglo XX fue frecuente utilizar la expresión: potencial de ionización.
Actualmente se utiliza preferentemente: energía de ionización.
La razón es que lo que caracteriza fundamentalmente al átomo es la energía necesaria para eliminar el electrón, independientemente del método utilizado para proporcionarla.
Las bases de datos modernas, como las del National Institute of Standards and Technology (NIST), recopilan energías de ionización de átomos e iones con valores y sus correspondientes incertidumbres experimentales.
Importancia del Estudio de la Ionización
El estudio de la ionización permitió comprender:
- que los átomos poseen electrones
- que los electrones están ligados con energías determinadas
- que los niveles electrónicos están cuantizados
- cómo se forman los cationes
- por qué los elementos presentan distintas energías de ionización
- la relación entre configuración electrónica y propiedades periódicas
- la estructura interna de los átomos.
También permitió desarrollar técnicas fundamentales utilizadas actualmente en:
- espectroscopia
- espectrometría de masas
- física de plasmas
- astrofísica
- química analítica
- ciencia de materiales
- física atómica.
