viernes, 30 de octubre de 2015

Fisicoquímica

Física molecular

La Física Molecular estudia problemas relacionados con la estructura atómica de la materiay su interacción con el medio. Por ejemplo, se tratan problemas como dinámica de reacciones, dispersión, interacciones con campos electromagnéticos estáticos y dinámicos, enfriamiento y atrapamiento de átomos, interferometría atómica, interacciones de haces deiones y átomos con superficies y sólidos; además tiene múltiples conexiones con la biología, la fisicoquímica, las ciencias de los materiales, la óptica, la física de la atmósfera, la física del plasma, la astrofísica, entre otras.
En la actualidad, la física atómica desempeña un papel fundamental en la solución de preguntas fundamentales sin resolver en el estudio de los átomos y las moléculas.











La energía de ionizaciónpotencial de ionización o EI es la energía necesaria para separar un electrón en su estado fundamental de un átomo, de un elemento enestado de gas.1 La reacción puede expresarse de la siguiente forma:
\ A_{(g)} + E_{I} \to A^+_{(g)} \ +  e^-.
Siendo A_{(g)} los átomos en estado gaseoso de un determinado elemento químicoE_I, la energía de ionización y 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 electronvoltiosjulios o en kilojulios 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 periodo. 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.

Potencial de ionización

El potencial de ionización (PI) es la energía mínima requerida para separar un electrón de un átomo o molécula específica a una distancia tal que no exista interacción electrostática entre el ion y el electrón.2 Inicialmente se definía como el potencial mínimo necesario para que un electrón saliese de un átomo que queda ionizado. El potencial de ionización se medía en voltios. En la actualidad, sin embargo, se mide en electronvoltios (aunque no es una unidad del SI) aunque está aceptada o en juliospor mol. El sinónimo energía de ionización (EI) se utiliza con frecuencia. La energía para separar el electrón unido más débilmente al átomo es el primer potencial de ionización; sin embargo, hay alguna ambigüedad en la terminología. Así, en química, el segundo potencial de ionización del litio es la energía del proceso.
En física, el segundo potencial de ionización es la energía requerida para separar un electrón del nivel siguiente al nivel de energía más alto del átomo neutro o molécula, p.
Se puede estudiar como pi=q/r, siendo que la carga del elemento

Métodos para determinar la energía de ionización

La forma más directa es mediante la aplicación de la espectroscopia atómica. En base al espectro de radiación de luz, que desprende básicamente colores en el rango de la luz visible, se pueden determinar los niveles de energía necesarios para desprender cada electrón de su órbita.

Tendencias periódicas de la energía de ionización

Lo más destacado de las propiedades periódicas de los elementos se observa en el incremento de las energías de ionización cuando recorremos la tabla periódica de izquierda a derecha, lo que se traduce en un incremento asociado de la electronegatividadcontracción del tamaño atómico y aumento del número de electrones de la capa de valencia. La causa de esto es que la carga nuclear efectiva se incrementa a lo largo de un periodo, generando, cada vez, más altas energías de ionización. Existen discontinuidades en esta variación gradual tanto en las tendencias horizontales como en las verticales, que se pueden razonar en función de las especificidades de las configuraciones electrónicas.
Vamos a destacar algunos aspectos relacionados con la primera energía de ionización que se infieren por el bloque y puesto del elemento en la tabla periódica:
  • Los elementos alcalinosgrupo 1, son los que tienen menor energía de ionización en relación a los restantes de sus periodos. Ello es por sus configuraciones electrónicas más externas ns1, que facilitan la eliminación de ese electrón poco atraído por el núcleo, ya que las capas electrónicas inferiores a n ejercen su efecto pantalla entre el núcleo y el electrón considerado.
  • Evidentemente, los elementos del grupo 18 de la tabla periódica, los gases nobles, son los que exhiben las mayores energías por sus configuraciones electrónicas de alta simetría cuántica.
  • Los elementos del grupo 17, los halógenos, siguen en comportamiento a los del grupo 18, porque tienen alta tendencia a captar electrones por su alta carga nuclear efectiva, en vez de cederlos, alcanzando así la estabilidad de los gases nobles.
Grupo123456789101112131415161718
Periodo
1H
1312
He
2372,3
2Li
520,2
Be
899,5
B
800,6
C
1086,5
N
1402,3
O
1313,9
F
1681
Ne
2080,7
3Na
495,8
Mg
737,7
Al
577,5
Si
786,5
P
1011,8
S
999,6
Cl
1251,2
Ar
1520,6
4K
418,8
Ca
589,8
Sc
633,1
Ti
658,8
V
650,9
Cr
652,9
Mn
717,3
Fe
762,5
Co
760,4
Ni
737,1
Cu
745,5
Zn
906,4
Ga
578,8
Ge
762
As
947
Se
941
Br
1139,9
Kr
1350,8
5Rb
403
Sr
549,5
Y
600
Zr
640,1
Nb
652,1
Mo
684,3
Tc
702
Ru
710,2
Rh
719,7
Pd
804,4
Ag
731
Cd
867,8
In
558,3
Sn
708,6
Sb
834
Te
869,3
I
1008,4
Xe
1170,4
6Cs
375,7
Ba
502,9
La
523,5
Hf
658,5
Ta
761
W
770
Re
760
Os
840
Ir
880
Pt
870
Au
890,1
Hg
1007.1
Tl
589,4
Pb
715,6
Bi
703
Po
812,1
At
920
Rn
1037
7Fr
380
Ra
509,3
Ac
 
Ku
 
Ha
 
Nt
 
Gp
 
Hr
 
Wl
 
Mv
 
Pl
 
Da
 
Tf
 
Eo
 
Me
 
Nc
 
El
 
On
 
Tabla periódica del primer potencial de ionización, en kJ/mol
Cuanto más nos desplacemos hacia la derecha y hacia arriba en la tabla periódica, mayor es la energía de ionización.

Potencial de Ionización



 Inicio | Tutorial anterior | Tutorial posterior | Ejercicios|

1er Potencial de ionización:

Energía necesaria para arrancar un e- de un átomo aislado en fase gaseosa en su estado fundamental y obtener un ion monopositivo gaseoso en su estado fundamental más un electrón sin energía cinética. Siempre se les asigna un valor positivo, por tratarse de una reacción endotérmica.

2º Potencial de ionización:

Energía necesaria para arrancar a un ion monopositivo gaseoso en estado fundamental y obtener un ion dipositivo en las mismas condiciones mas un electrón sin energía cinética.

Energía de ionización total para llegar a un ion determinado es la suma de los sucesivos potenciales de ionización.
  • Las energías de ionización miden, por tanto, la fuerza con que el átomo retiene sus electrones. Energías pequeñas indican una fácil eliminación de electrones y por consiguiente una fácil formación de iones positivos.
  • Los potenciales de ionización sucesivos para un mismo elemento crecen muy deprisa, debido a la dificultad creciente para arrancar un electrón cuando existe una carga positiva que le atrae y menos cargas negativas que le repelan. 
  • El conocimiento de los valores relativos de las energías de ionización sirve para predecir si un elemento tenderá a formar un compuesto iónico o covalente

Energía de ionizaciónTendencia del elementoTipo de compuesto
Baja Perder electrones y dar iones positivosIónicos
ElevadaCompartir electronesCovalentes
Muy elevadaGanar electrones y dar iones negativosIónicos

Variación periódica:

  • Dentro de una familia, el aumento del número de electrones tiende a reducir el potencial de ionización debido a los efectos combinados del tamaño y de efecto pantalla. Al descender en un grupo, se obtienen átomos más voluminosos en los que los electrones están menos retenidos, por lo que el potencial de ionización decrecerá.
  • En un periodo tiende a aumentar al hacerlo el número atómico. En principio, la tendencia que cabria esperar es que al aumentar la carga nuclear efectiva y no aumentar apenas el radio atómico, la energía de ionización sea cada vez mayor.
  • En cada segmento periódico, los gases raros tienen las energías de ionización más elevadas. Estos gases son elementos muy estables y sólo los más pesados de ellos muestran alguna tendencia a unirse con elementos para dar compuestos.

Ejercicio propuesto

Con referencia a la tabla periódica, acomode los átomos siguientes en orden de energía de primera ionización creciente: Ne, Na, P, Ar y K.
El orden se predice con base en la posición relativa de los elementos y las tendencias en cuanto a variación de esta propiedad ya comentadas:
  • Na, P y Ar están en la misma fila de la tabla periódica, por lo que P.I.Na
    P
Ar
.
  • Ne y Ar son gases nobles. Puesto que el Ne presenta un menor número atómico es esperable que P.I.Ar
    Ne
  • .
  • De igual modo, el Na y el K son metales alcalinos, por lo que atendiendo a su disposición en el sistema periódico, lo esperable es que P.I.K
    Na
  • .
  • A partir de estas observaciones concluimos que las energías de ionización siguen el orden P.I.K
    Na
  • P
    Ar
    Ne
    .
    (*) Aún no se han llevado a cabo medidas exactas de las energías de ionización (ni de los pesos atómicos y otras propiedades) de algunos elementos, especialmente los actínidos. Algunos de ellos son radiactivos y otros son muy raros y es difícil obtener una cantidad suficiente para efectuar determinaciones precisas.

    No hay comentarios:

    Publicar un comentario