Ionització d'un àtom d'hidrogen a conseqüència del xoc amb un altre.
L'energia d'ionització, simbolitzadaE1, és la mínimaenergia necessària per a extreure unelectró d'unàtom neutre omolècula en el seuestat fonamental. Aquesta energia es mesura habitualment enjoules permol (J/mol) o enelectró-volts (eV). Antigament s'anomenavapotencial d'ionització.[1] Per a un àtom neutreX, el procés es pot simbolitzar amb l'equació següent:
S'anomenasegona energia d'ionització, simbolitzadaE₂, l'energia necessària per a extreure el segon electró, després d'haver extret ja el primer. És a dir, l'energia per al procés:
Per als electrons successius, es defineixen la tercera, quarta, etc., energies d'ionització.
Els valors de totes les energies d'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 alnucli 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 alsodi tindríem:
Com indica la definició, també és possible la ionització de molècules, com aradioxigen, O₂,monòxid de carboni, CO,diòxid de nitrogen, NO₂, etc. En el cas de l'oxigen, el procés es pot representar amb l'equació:
Periodicitat de les energies d'ionització atòmiques
Les energies d'ionització dels àtoms segueixen unes tendències prou clares quan elselements químics s'ordenen en funció del seunombre atòmic,Z. També s'observa una clara variació en els elements que pertanyen a una mateixa família o grup de lataula periòdica. Aquestes variacions són:
En ungrup o família de la taula periòdica, en els elements químics situats en una columna, l'energia d'ionització disminueix en augmentar elnombre atòmicZ. En la figura adjunta, es veu clarament amb dos grups d'elements: elsgasos nobles que tenen els màxims d'energies d'ionització, i amb elsalcalins, que tenen les mínimes energies d'ionització. Així els valors de les energies d'ionització dels gasos nobles de l'heli alradó són en eV: 24,59; 21,56; 15,76; 14,00; 12,13 i 10,75. Hom hi veu una clara tendència a disminuir. També s'observa la mateixa tendència, encara que menys marcada, en les energies d'ionització dels alcalins que delliti alcesi són, en eV: 5,39; 5,14; 4,34; 4,18 i 3,89.[2]
Energies d'ionització dels elements eneV en funció delnombre atòmic Z.
Els elements d'aquests grups tenen energies d'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 elnucli atòmic hi ha un nombre més gran deprotons i l'atracció electroestàtica també ho és, la posició dels electrons de la darrera capa de l'escorça electrònica està cada vegada més allunyada delnucli atòmic, i això fa que l'atracció electroestàtica, segons lallei 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'anomenatefecte d'apantallament, que redueix l'atracció del nucli. Per aquestes raons, les energies d'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.[3][4]
En unperíode de la taula periòdica, l'energia d'ionització augmenta en créixer elnombre atòmicZ. És el cas del 2n període, que va delliti alneó amb valors de les energies d'ionització en eV de: 5,39; 9,32; 8,30; 11,26; 14,53; 13,62; 17,42 i 21,56.[2]
Quan s'avança dins d'un període, augmenta el nombre deprotons 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 d'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, elgas noble, és el que té l'energia d'ionització major. Després, hi ha una baixada en omplir-se un altre nivell energètic i allunyar-se el darrer electró del nucli.[3][4]
S'observen en avançar en el període mínims relatius. Això es pot explicar emprant com a exemple el segon període que va delliti alneó. Els dos primers elements del període, el liti i elberil·li, omplen d'electrons el nivell d'energia 2s, seguint la tendència general del període. Però l'element següent, elbor, 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, elbor té una energia d'ionització inferior a la delberil·li (8,30 eV i 9,32 eV, respectivament). També l'oxigen té una energia de ionització inferior al que es podria esperar. La raó n'és que l'element anterior, elnitrogen, té tres electrons als orbitals atòmics 2p, i ocupa cada electró un d'aquests (configuració 2px¹2py¹2pz¹), i l'oxigen té un d'aquests orbitals ocupat per dos electrons (configuració 2px²2py¹2pz¹). 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 d'ionització (13,62 eV) és més baixa que la tendència general (hauria d'estar entre 14,53 eV i 17,42 eV). Aquests mínims es repeteixen en els períodes següents.[3][4]
Orbitals moleculars del dihidrogen. Els electrons estan situats en un orbital molecular σ d'energia més negativa que la dels orbitals atòmics s.
Les energies dels electrons en elsorbitals moleculars es poden observar directament mitjançant la mesura de l'energia d'ionització. Aquesta és l'energia necessària per treure un electró, en aquest cas, d'una molècula:
Orbitals moleculars de la molècula de diclor. Els electrons que s'extreuen en ionitzar la molècula són electrons situats en orbitals moleculars antienllaçants π, d'energia menys negativa que la dels orbitals atòmics p.
L'energia d'ionització mesurada per a la molècula de dihidrogen és de 1 488 kJ/mol. Aquest valor és superior a l'energia d'ionització d'un àtom d'hidrogen, que és de 1 312 kJ/mol. Per tant, cal més energia per treure un electró de la molècula d'hidrogen que de l'àtom d'hidrogen, per la qual cosa hom pot concloure que l'electró té una energia més negativa en la molècula. Si intentem separar els àtoms, hem d'augmentar l'energia de l'electró. Per tant, cal energia per trencar l'enllaç, de manera que els àtoms a la molècula estan lligats. Així es forma un enllaç químic quan l'energia dels electrons en la molècula és inferior a l'energia dels electrons en els àtoms separats.[5]
Com a segon exemple l'energia d'ionització del dinitrogen és de 1 503 kJ/mol, mentre que la del nitrogen atòmic és de 1 402 kJ/mol. Un cop més, l'energia dels electrons en el nitrogen molecular és inferior a la dels electrons en els àtoms separats, per la qual cosa els àtoms de nitrogen a la molècula estan enllaçats.[5]
La molècula de diclor té una energia d'ionització de 1 515 kJ/mol, inferior a l'energia d'ionització d'un àtom de fluor, que és de 1 681 kJ/mol. Això és degut al fet que en aquesta molècula els electrons més exteriors estan situats en orbitals moleculars π antienllaçants, d'energia superior als orbitals atòmics 3p del clor.[5]
Les energies de ionització consecutivesE1,E₂,E₃… d'un mateixelement 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 d'ionització d'electrons situats al mateix nivell energètic tenen magnituds semblants. Però, si comparam energies d'ionització que extreuen electrons de dos nivells diferents, les diferències poden estar en un ordre de magnitud. Per exemple, elsodi presenta les energies següentsE1 iE₂ molt diferents, perquè els electrons estan situats al nivell 3 i 2, respectivament:
Diagrama de barres de les tres primeres energies d'ionització dels elements del grup 2, elsalcalinoterris La tercera és molt més alta que les dues primeres perquè l'electró que s'extreu està en un nivell electrònic inferior.
L'energia d'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:
El bombardeig d'electrons fou el primer mètode emprat per a la determinació d'energies d'ionització basant-se en l'experiment de Franck-Hertz (1914), realitzat pels físics alemanysJames Franck (1882-1964) iGustav Hertz (1887-1975), que reberen elPremi Nobel de Física de 1925, ja que amb aquest demostraren la quantització de les òrbites dels electrons.[6]
En aquest mètode es disposa l'element del qual se'n vol determinar l'energia d'ionització en forma de gas dins un tub. Posteriorment, es bombardeja amb electrons accelerats mitjançant unadiferència de potencial elèctric. Aquests electrons tenenenergies 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 d'ionització. El fet que s'emprassin diferències de potencial elèctric per a accelerar els electrons donà lloc que l'energia d'ionització s'anomenés inicialmentpotencial de ionització.[6]
El límit de la sèrie de Lyman de l'espectre visible de l'hidrogen correspon a l'energia d'ionització de l'hidrogen.
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 d'ionització.[7]
El mètode d'espectroscòpia fotoelectrònica està basat en l'efecte fotoelèctric i fa servirfotons d'energia coneguda que són llançats sobre els àtoms i poden extreure els electrons quan la seva energia és suficient (fotoionització).[8] A partir de l'energia dels fotons, es pot determinar l'energia d'ionització. L'energia d'un fotó és on és laconstant de Planck i lafreqüència de la llum que es fa incidir. Aquesta energia pot ser absorbida per un dels electrons més externs i, si és suficient, deslligar-se de l'àtom, que queda carregat positivament. Si es fa aquest experiment dins d'uncamp elèctric, els electrons migren cap al pol positiu (ànode) i els cations cap al negatiu (càtode) i es genera un corrent elèctric que es pot detectar.[7]
↑2,02,1 David R. Lide.CRC handbook of chemistry and physics: a ready-reference book of chemical and physical data. 86. ed. Boca Raton: CRC Press, 2005.ISBN 978-0-8493-0486-6.
