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 ionización, potencial de ionización o E_I 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:

.

Siendo  los átomos en estado gaseoso de un determinado elemento químico; , la energía de ionización y  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 electronvoltios, julios 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 (P_I) 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 (E_I) 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 electronegatividad, contracción 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 alcalinos, grupo 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.

• En los elementos alcalinotérreos, grupo 2, convergen dos aspectos, carga nuclear efectiva mayor y configuración externa ns²de gran fortaleza cuántica, por lo que tienen mayores energías de ionización que sus antecesores.

• 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.

Grupo

1

2

3

4

5

6

7

8

9

10

11

12

13

14

15

16

17

18

Periodo

1

H 1312

He 2372,3

2

Li 520,2

Be 899,5

B 800,6

C 1086,5

N 1402,3

O 1313,9

F 1681

Ne 2080,7

3

Na 495,8

Mg 737,7

Al 577,5

Si 786,5

P 1011,8

S 999,6

Cl 1251,2

Ar 1520,6

4

K 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

5

Rb 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

6

Cs 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

7

Fr 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

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1^er 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 ionización	Tendencia del elemento	Tipo de compuesto
Baja	Perder electrones y dar iones positivos	Iónicos
Elevada	Compartir electrones	Covalentes
Muy elevada	Ganar electrones y dar iones negativos	Iónicos

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.