Energia d'ionització

L'energia de ionització, simbolitzada E₁, és la mínima energia necessària per a extreure un electró d'un àtom neutre o molècula en el seu estat fonamental. Aquesta energia es mesura habitualment en joules per mol o en electró-volts. Antigament s'anomenava potencial de ionització. Per a un àtom neutre X, el procés es pot simbolitzar amb l'equació següent:

$X\longrightarrow X^{+}+e^{-}$

S'anomena segona energia de ionització, simbolitzada E₂, l'energia necessària per a extreure el segon electró, després d'haver extret ja el primer. És a dir, l'energia per al procés:

$X^{+}\longrightarrow X^{2+}+e^{-}$

Per als electrons successius, es defineixen la tercera, quarta, etc., energies de ionització.

Els valors de totes les energies de ionització d'un mateix àtom i per a tots els àtoms és sempre positiva, ja que la ionització és un procés endotèrmic. Cal aportar energia a l'àtom per deslligar els seus electrons de les forces d'atracció que els mantenen units al nucli atòmic. Els electrons extrets sempre són els que es troben més feblement units al nucli, això és, els situats a la capa més externa de l'escorça electrònica. És un procés que es pot entendre com la promoció del darrer electró de l'àtom, situat al nivell més alt ocupat, fins al nivell infinit. Per al sodi tindríem:

$Na(g)\longrightarrow Na^{+}(g)+e^{-}$ $1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{1}\longrightarrow 1s^{2}2s^{2}2p^{6}+e^{-}$

Com indica la definició, també és possible la ionització de molècules, com ara dioxigen, O₂, monòxid de carboni, CO, diòxid de nitrogen, NO₂, etc. En el cas de l'oxigen, el procés es pot representar amb l'equació:

$O_{2}(g)\longrightarrow O_{2}^{+}(g)+e^{-}$

Periodicitat de les energies de ionització

Les energies de ionització segueixen unes tendències prou clares quan els elements s'ordenen en funció del seu nombre atòmic, Z. També s'observa una clara variació en els elements que pertanyen a una mateixa família o grup de la taula periòdica. Aquestes variacions són:

Energies de ionització dels elements en funció del nombre atòmic

Variació en un grup

En un grup o família de la taula periòdica, en els elements químics situats en una columna, l'energia de ionització disminueix en augmentar el nombre atòmic Z. En la figura adjunta, s'observa clarament amb dos grups d'elements: els gasos nobles que tenen els màxims d'energies de ionització, i amb els alcalins, que tenen les mínimes energies de ionització. Els elements d'aquests grups tenen energies de ionització menors a mesura que augmenta el seu nombre atòmic, és a dir, a mesura que es davalla en una columna de la taula periòdica. La causa d'aquesta variació és que, si bé en baixar dins d'un grup la càrrega nuclear és major perquè en el nucli hi ha un major nombre de protons i l'atracció electroestàtica també ho és, la posició dels electrons de la darrera capa de l'escorça electrònica està cada vegada més allunyada del nucli atòmic, i això fa que l'atracció electroestàtica, segons la llei de Coulomb, sigui menor, ja que és inversament proporcional a la distància entre càrregues (protons del nucli-electró més extern). També s'ha de considerar la repulsió dels electrons interns, l'anomenat efecte d'apantallament, que redueix l'atracció del nucli. Per aquestes raons, les energies de ionització disminueixen en baixar dins d'un grup; per tant, els àtoms que se situen a la part més baixa de la taula periòdica són més fàcilment ionitzables.

Variació en un període

En un període de la taula periòdica, l'energia d'ionització augmenta en créixer el nombre atòmic Z. Quan s'avança dins d'un període, augmenta el nombre de protons i, per tant, la càrrega nuclear, produint una atracció electroestàtica major sobre els electrons externs. Contràriament al que passa dins dels grups, tots els electrons més externs en un període ocupen la mateixa capa electrònica i, per això, se situen a distàncies semblants del nucli i, amb major càrrega nuclear, s'aproximen més a aquest. Així, els electrons més externs estan més propers al nucli, la qual cosa implica major atracció electroestàtica i, també, la càrrega nuclear és major pel nombre més gran de protons; per tant, també major atracció. En conseqüència, les energies de ionització augmenten considerablement dins d'un període, com s'observa en la figura (els períodes se situen entre màxims consecutius). El darrer element del període, el gas noble, és el que té el potencial de ionització major. Després, hi ha una baixada en omplir-se un altre nivell energètic i allunyar-se el darrer electró del nucli.

S'observen en avançar en el període mínims relatius; això es pot explicar emprant com a exemple el segon període que va del liti al neó. Els dos primers elements del període, el liti i el beril·li, omplen d'electrons el nivell d'energia 2s, seguint la tendència general del període. Però l'element següent, el bor, situa el seu darrer electró al mateix nivell 2, però al subnivell 2p, un poc més allunyat del nucli que el subnivell 2s. Per aquesta raó, el bor té una energia de ionització inferior a la del beril·li. També l'oxigen té una energia de ionització inferior al que es podria esperar. La raó n'és que l'element anterior, el nitrogen, té tres electrons als orbitals atòmics 2p, i ocupa cada electró un d'aquests (configuració 2p_x¹2p_y¹2p_z¹), i l'oxigen té un d'aquests orbitals ocupat per dos electrons (configuració 2p_x²2p_y¹2p_z¹). La repulsió entre aquests dos electrons que ocupen un mateix orbital fa que sigui menys costós energèticament extreure'l i, per tant, la seva energia de ionització és més baixa que la tendència general. Aquests mínims es repeteixen en els períodes següents.

Energies de ionització consecutives

Les energies de ionització consecutives E₁, E₂, E₃... d'un mateix element químic són cada vegada més elevades, E₁ < E₂ < E₃ < ..., a mesura que els electrons que cal extreure de l'àtom estan situats a nivells més inferiors de l'escorça electrònica. Les energies de ionització d'electrons situats al mateix nivell energètic tenen magnituds semblants. Però, si comparam energies de ionització que extreuen electrons de dos nivells diferents, les diferències poden estar en un ordre de magnitud. Per exemple, el sodi presenta les energies següents E₁ i E₂ molt diferents, perquè els electrons estan situats al nivell 3 i 2, respectivament:

$Na(g)\longrightarrow Na^{+}(g)+e^{-}\qquad E_{1}=495,8\;kJ/mol$

$1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{1}\longrightarrow 1s^{2}2s^{2}2p^{6}+e^{-}$

$Na^{+}(g)\longrightarrow Na^{2+}(g)+e^{-}\qquad E_{2}=4562\;kJ/mol$

$1s^{2}2s^{2}2p^{6}\longrightarrow 1s^{2}2s^{2}2p^{5}+e^{-}$

Però no són tan diferents la E₂ i la E₃:

$Na^{2+}(g)\longrightarrow Na^{3+}(g)+e^{-}\qquad E_{3}=6910\;kJ/mol$

$1s^{2}2s^{2}2p^{5}\longrightarrow 1s^{2}2s^{2}2p^{4}+e^{-}$

Mètodes de determinació experimentals

El límit de la sèrie de Lyman de l'espectre visible de l'hidrogen correspon a l'energia de ionització de l'hidrogen

L'energia de ionització és un dels pocs paràmetres fonamentals dels àtoms que és possible mesurar directament. Des de principis del segle XX s'han dissenyat diversos mètodes per a la seva determinació:

• Bombardeig d'electrons. Fou el primer mètode emprat per a la determinació d'energies de ionització basant-se en l'experiment de Franck-Hertz (1914), realitzat pels físics James Franck i Gustav Hertz, que reberen el Premi Nobel de Física de 1925, ja que amb aquest demostraren la quantització de les òrbites dels electrons. Es disposa l'element del qual se'n vol determinar l'energia de ionització en forma de gas dins un tub. Posteriorment, es bombardeja amb electrons accelerats mitjançant una diferència de potencial elèctric. Aquests electrons tenen energies cinètiques conegudes a partir de la diferència de potencial. En arribar a un cert valor d'energia cinètica, els electrons poden extreure'n d'altres de la capa més externa de l'àtom que s'analitza, deixant els àtoms en forma de cations que es poden detectar. Amb aquestes dades, és possible determinar l'energia de ionització. El fet que s'emprassin diferències de potencial elèctric per a accelerar els electrons donà lloc que l'energia de ionització s'anomenés inicialment potencial de ionització.
• Espectroscòpia atòmica. En l'espectroscòpia atòmica, s'exciten els electrons dels àtoms vaporitzats mitjançant una flama. Els electrons pugen de nivell i, seguidament, tornen a caure als orbitals més baixos que ocupaven inicialment (estat fonamental), emetent una radiació que es pot detectar (espectre de ratlles). Els espectres tenen unes característiques que permeten detectar l'energia d'excitació des de qualsevol nivell ocupat al nivell infinit, és a dir, l'energia de ionització.
• Espectroscòpia fotoelectrònica. Aquest mètode està basat en l'efecte fotoelèctric i empra fotons d'energia coneguda que són llançats sobre els àtoms i poden extreure els electrons quan la seva energia és suficient (fotoionització). A partir de l'energia dels fotons, es pot determinar l'energia de ionització.

Vegeu també

• Llista d'energies de ionització molar dels elements.