Energia de ionização - Ionization energy

Tendências de energia de ionização plotadas contra o número atômico . A energia de ionização aumenta gradualmente dos metais alcalinos aos gases nobres . A energia máxima de ionização também diminui da primeira para a última linha em uma determinada coluna, devido ao aumento da distância da camada de elétrons de valência do núcleo. Os valores previstos são usados ​​para elementos além de 104.

Em física e química , a energia de ionização ( grafia do inglês americano ) ou energia de ionização ( grafia do inglês britânico ) é a quantidade mínima de energia necessária para remover o elétron mais fracamente ligado de um átomo ou molécula gasosa neutra isolada . É quantitativamente expresso como

X (g) + energia ⟶ X + (g) + e -

onde X é qualquer átomo ou molécula, X + é o íon resultante quando o átomo original foi despojado de um único elétron e e - é o elétron removido. Geralmente é um processo endotérmico . Como regra, quanto mais próximos os elétrons mais externos estão do núcleo do átomo , maior é a energia de ionização do átomo.

As ciências da física e da química usam unidades diferentes para a energia de ionização. Em física, a unidade é a quantidade de energia necessária para remover um único elétron de um único átomo ou molécula, expressa como elétron-volts . Em química, a unidade é a quantidade de energia necessária para que todos os átomos em um mol de substância percam um elétron cada: energia de ionização molar ou aproximadamente entalpia , expressa em quilojoules por mol (kJ / mol) ou quilocalorias por mol (kcal / mol).

A comparação das energias de ionização dos átomos na tabela periódica revela duas tendências periódicas que seguem as regras da atração Coulombic :

  1. A energia de ionização geralmente aumenta da esquerda para a direita dentro de um determinado período (ou seja, linha).
  2. A energia de ionização geralmente diminui de cima para baixo em um determinado grupo (ou seja, coluna).

A última tendência resulta da camada externa do elétron estar progressivamente mais distante do núcleo, com a adição de uma camada interna por linha à medida que se desce na coluna.

O n de energia de ionização th refere-se à quantidade de energia necessária para remover o electrão mais fracamente ligada a partir das espécies que têm uma carga de ( n -1). Por exemplo, as três primeiras energias de ionização são definidas da seguinte forma:

1ª energia de ionização é a energia que possibilita a reação X ⟶ X + + e -
2ª energia de ionização é a energia que permite a reação X + ⟶ X 2+ + e -
3ª energia de ionização é a energia que permite a reação X 2+ ⟶ X 3+ + e -

O termo potencial de ionização é um termo mais antigo e obsoleto para energia de ionização, porque o método mais antigo de medir a energia de ionização era baseado na ionização de uma amostra e na aceleração do elétron removido usando um potencial eletrostático .

Os fatores mais notáveis ​​que afetam a energia de ionização incluem:

  • Configuração do elétron: é responsável pela maioria dos IE dos elementos, pois todas as suas características químicas e físicas podem ser verificadas apenas determinando sua respectiva configuração do elétron.
  • Carga nuclear: Se a carga nuclear ( número atômico ) for maior, os elétrons são mantidos com mais força pelo núcleo e, portanto, a energia de ionização será maior.
  • Número de camadas de elétrons : Se o tamanho do átomo for maior devido à presença de mais camadas, os elétrons são mantidos com menos força pelo núcleo e a energia de ionização será menor.
  • Carga nuclear efetiva ( Z eff ): Se a magnitude da blindagem e penetração de elétrons forem maiores, os elétrons são mantidos com menos força pelo núcleo, o Z eff do elétron e a energia de ionização são menores.
  • Estabilidade: Um átomo com uma configuração eletrônica mais estável tem menos tendência a perder elétrons e, conseqüentemente, maior energia de ionização.
  • Ocupação de elétrons: Se o orbital ocupado mais alto estiver duplamente ocupado, será mais fácil remover um elétron.

Outros fatores menores incluem:

Determinação das energias de ionização

Aparelho de medição de energia de ionização.

A energia de ionização dos átomos, denominada E i , é medida encontrando-se a energia mínima dos quanta de luz ( fótons ) ou elétrons acelerados para uma energia conhecida que expulsará os elétrons atômicos menos ligados. A medição é realizada na fase gasosa em átomos individuais. Enquanto apenas gases nobres ocorrem como gases monoatômicos, outros gases podem ser divididos em átomos individuais. Além disso, muitos elementos sólidos podem ser aquecidos e vaporizados em átomos individuais. O vapor monoatômico está contido em um tubo previamente evacuado que possui dois eletrodos paralelos conectados a uma fonte de tensão. A excitação ionizante é introduzida através das paredes do tubo ou produzida em seu interior.

Quando a luz ultravioleta é usada, o comprimento de onda é varrido para baixo na faixa ultravioleta. Em um determinado comprimento de onda (λ) e frequência da luz (ν = c / λ, onde c é a velocidade da luz), os quanta de luz, cuja energia é proporcional à frequência, terá energia alta o suficiente para desalojar os elétrons menos ligados . Esses elétrons serão atraídos para o eletrodo positivo e os íons positivos restantes após a fotoionização serão atraídos para o eletrodo carregado negativamente. Esses elétrons e íons estabelecerão uma corrente através do tubo. A energia de ionização será a energia dos fótons i ( h é a constante de Planck ) que causou um aumento acentuado na corrente: E i = i .

Quando elétrons de alta velocidade são usados ​​para ionizar os átomos, eles são produzidos por um canhão de elétrons dentro de um tubo semelhante a vácuo. A energia do feixe de elétrons pode ser controlada pelas tensões de aceleração. A energia desses elétrons que dá origem a um início agudo da corrente de íons e elétrons liberados através do tubo corresponderá à energia de ionização dos átomos.

Átomos: valores e tendências

Geralmente, a energia de ionização ( N +1) de um elemento particular é maior do que a energia de ionização N (também pode ser notado que a energia de ionização de um ânion é geralmente menor do que a de cátions e átomos neutros para o mesmo elemento). Quando a próxima energia de ionização envolve a remoção de um elétron da mesma camada de elétrons, o aumento na energia de ionização é principalmente devido ao aumento da carga líquida do íon do qual o elétron está sendo removido. Elétrons removidos de íons mais carregados experimentam maiores forças de atração eletrostática; assim, sua remoção requer mais energia. Além disso, quando a próxima energia de ionização envolve a remoção de um elétron de uma camada de elétron inferior, a distância muito diminuída entre o núcleo e o elétron também aumenta a força eletrostática e a distância pela qual essa força deve ser superada para remover o elétron. Ambos os fatores aumentam ainda mais a energia de ionização.

Alguns valores para os elementos do terceiro período são dados na tabela a seguir:

Valores de energia de ionização sucessivos / kJ  mol −1
(96,485 kJ mol −1 ≡ 1  eV )
Elemento Primeiro Segundo Terceiro Quarto Quinto Sexto Sétimo
N / D 496 4.560
Mg 738 1.450 7.730
Al 577 1.816 2.881 11.600
Si 786 1.577 3.228 4.354 16.100
P 1.060 1.890 2.905 4.950 6.270 21.200
S 1.000 2.295 3.375 4.565 6.950 8.490 27.107
Cl 1.256 2.260 3.850 5.160 6.560 9.360 11.000
Ar 1.520 2.665 3.945 5.770 7.230 8.780 12.000

Grandes saltos nas energias de ionização molar sucessivas ocorrem ao passar por configurações de gás nobre . Por exemplo, como pode ser visto na tabela acima, as duas primeiras energias de ionização molar de magnésio (separando os dois elétrons 3s de um átomo de magnésio) são muito menores do que a terceira, o que requer a retirada de um elétron 2p da configuração de néon de Mg 2+ . Esse elétron está muito mais próximo do núcleo do que o elétron 3s removido anteriormente.

As energias de ionização atingem o pico em gases nobres ao final de cada período da tabela periódica dos elementos e, via de regra, caem quando uma nova camada começa a ser preenchida.

A energia de ionização também é uma tendência periódica na tabela periódica. Movendo-se da esquerda para a direita dentro de um período , ou para cima dentro de um grupo , a primeira energia de ionização geralmente aumenta, com exceções como alumínio e enxofre na tabela acima. À medida que a carga nuclear do núcleo aumenta ao longo do período, a atração eletrostática aumenta entre elétrons e prótons, portanto, o raio atômico diminui e a nuvem de elétrons fica mais próxima do núcleo porque os elétrons, especialmente o mais externo, são mantidos mais apertados pelo carga nuclear efetiva mais elevada. Da mesma forma, ao se moverem para cima dentro de um determinado grupo, os elétrons são mantidos em camadas de baixa energia, mais perto do núcleo e, portanto, são mais fortemente unidos.

Exceções em energias de ionização

Existem exceções à tendência geral de aumento das energias de ionização dentro de um período. Por exemplo, o valor diminui de berílio ( 
4
Ser
: 9,3 eV) para boro ( 
5
B
: 8,3 eV), e de nitrogênio ( 
7
N
: 14,5 eV) para oxigênio ( 
8
O
: 13,6 eV). Essas quedas podem ser explicadas em termos de configurações eletrônicas.

O elétron adicionado ao boro ocupa um orbital p .

O boro tem seu último elétron em um orbital 2p, que tem sua densidade de elétrons mais afastada do núcleo, em média, do que os elétrons 2s da mesma camada. Os elétrons 2s então protegem o elétron 2p do núcleo até certo ponto, e é mais fácil remover o elétron 2p do boro do que remover um elétron 2s do berílio, resultando em menor energia de ionização para B.

Configuração de elétrons de nitrogênio e oxigênio
Essas configurações de elétrons não mostram os orbitais cheios e meio-preenchidos.
Configuração de elétrons de nitrogênio e oxigênio usando caixa e setas
Aqui, o elétron adicionado tem um spin oposto ao dos outros elétrons 2p. Isso diminui a energia de ionização do oxigênio

No oxigênio, o último elétron compartilha um orbital p duplamente ocupado com um elétron de spin oposto . Os dois elétrons no mesmo orbital estão mais próximos, em média, do que dois elétrons em orbitais diferentes, de modo que eles protegem um ao outro com mais eficácia e é mais fácil remover um, resultando em menor energia de ionização.

Além disso, após cada elemento de gás nobre, a energia de ionização cai drasticamente. Isso ocorre porque o elétron externo nos metais alcalinos requer uma quantidade muito menor de energia para ser removida do átomo do que as camadas internas. Isso também dá origem a baixos valores de eletronegatividade para os metais alcalinos.

As respectivas configurações de elétrons de zinco e gálio
Por causa de um único elétron p-orbital na configuração do gálio , torna a estrutura geral menos estável, daí a queda nos valores de energia de ionização
Configuração de elétrons de rádio e actínio (condensado)
Actinium do elétron configuração predetermina que exigiria menos energia, a fim de remover essa único elétron d-orbital, ergo mesmo que tenha um EC maior, o rádio ainda tem o maior IE

As tendências e exceções são resumidas nas seguintes subseções:

A energia de ionização diminui quando

  • Transição para um novo período: um metal alcalino facilmente perde um elétron para deixar uma configuração de octeto ou gás pseudo- nobre , então esses elementos têm apenas pequenos valores para IE.
  • Movendo-se do bloco s para o bloco p: um orbital p perde um elétron mais facilmente. Um exemplo é berílio para boro, com configuração eletrônica 1s 2 2s 2 2p 1 . Os elétrons 2s protegem o elétron 2p de alta energia do núcleo, tornando-o ligeiramente mais fácil de remover. Isso também acontece no magnésio com o alumínio .
  • Ocupando uma subcamada p com seu primeiro elétron com spin oposto aos outros elétrons: como no nitrogênio ( 
    7
    N
    : 14,5 eV) para oxigênio ( 
    8
    O
    : 13,6 eV), bem como fósforo ( 
    15
    P
    : 10,48 eV) para enxofre ( 
    16
    S
    : 10,36 eV). A razão para isso é porque o oxigênio, o enxofre e o selênio têm energias de ionização decrescentes devido aos efeitos de proteção. No entanto, isso é interrompido a partir do telúrio, onde a blindagem é muito pequena para produzir um mergulho.
  • Movendo-se do bloco d para o bloco p: como no caso do zinco ( 
    30
    Zn
    : 9,4 eV) para gálio ( 
    31
    Ga
    : 6,0 eV)
  • Caso especial: diminuição do chumbo ( 
    82
    Pb
    : 7,42 eV) para bismuto ( 
    83
    Bi
    : 7,29 eV). Isso não pode ser atribuído ao tamanho (a diferença é mínima: o chumbo tem um raio covalente de 146 pm enquanto o bismuto é 148 pm). Nem pode ser atribuído à estabilização relativística do orbital 6s, já que este fator é muito semelhante nos dois elementos adjacentes. Outros fatores sugerem, ao contrário do fato, que o bismuto deve ter o maior IE, devido ao seu orbital preenchido pela metade (adicionando estabilização), posição na tabela periódica (Bi está mais certo, então deve ser menos metálico do que Pb), e tem um mais prótons (contribui para a carga nuclear [efetiva]).
  • Caso especial: diminuição do rádio ( 
    88
    Ra
    : 5,27 eV) para actínio ( 
    89
    Ac
    : 5.17 eV) que é uma mudança de um orbital s para um orbital ad. No entanto, a mudança análoga de bário ( 
    56
    BA
    : 5,2 eV) para lantânio ( 
    57
    La
    : 5.6 eV) não mostra uma alteração para baixo.
  • Lutécio ( 
    71
    Lu
    ) e lawrencium ( 
    103
    Lr
    ) ambos têm energias de ionização mais baixas do que os elementos anteriores. Em ambos os casos, o último elétron adicionado inicia uma nova subcamada : 5d para Lu com configuração eletrônica [Xe] 4f 14 5d 1 6s 2 e 7p para Lr com configuração [Rn] 5f 4 7s 2 7p 1 . Essas quedas nas energias de ionização têm sido usadas como evidência no debate em curso sobre se Lu e Lr devem ser colocados no Grupo 3 da tabela periódica em vez de lantânio (La) e actínio (Ac).

A energia de ionização aumenta quando

  • Atingindo os elementos de gases nobres do Grupo 18 : Isso se deve às suas subcamadas eletrônicas completas, de modo que esses elementos requerem grandes quantidades de energia para remover um elétron.
  • Grupo 12: Os elementos aqui, zinco ( 
    30
    Zn
    : 9,4 eV), cádmio ( 
    48
    CD
    : 9,0 eV) e mercúrio ( 
    80
    Hg
    : 10,4 eV) todos registram valores de IE de aumento repentino em contraste com seus elementos anteriores: cobre ( 
    29
    Cu
    : 7,7 eV), prata ( 
    47
    Ag
    : 7,6 eV) e ouro ( 
    79
    Au
    : 9,2 eV), respectivamente. Para o mercúrio, pode-se extrapolar que a estabilização relativística dos elétrons 6s aumenta a energia de ionização, além de uma blindagem deficiente por elétrons 4f que aumenta a carga nuclear efetiva nos elétrons de valência externos. Além disso, as configurações eletrônicas de subcamadas fechadas: [Ar] 3d 10 4s 2 , [Kr] 4d 10 5s 2 e [Xe] 4f 14 5d 10 6s 2 fornecem maior estabilidade.
  • Caso especial: mudança de ródio ( 
    45
    Rh
    : 7,5 eV) para paládio ( 
    46
    Pd
    : 8,3 eV). Ao contrário de outros elementos do Grupo 10, o paládio tem uma energia de ionização mais alta do que o átomo anterior, devido à sua configuração eletrônica. Em contraste com o níquel [Ar] 3d 8 4s 2 e platina [Xe] 4f 14 5d 9 6s 1 , a configuração eletrônica do paládio é [Kr] 4d 10 5s 0 (embora a regra de Madelung preveja [Kr] 4d 8 5s 2 ). Finalmente, o IE inferior da prata ( 
    47
    Ag
    : 7,6 eV) acentua ainda mais o alto valor do paládio; o único elétron adicionado é removido com uma energia de ionização mais baixa do que o paládio, o que enfatiza o alto IE do paládio (conforme mostrado nos valores da tabela linear acima para IE)
  • O IE de gadolínio ( 
    64
    D'us
    : 6,15 eV) é um pouco maior do que os anteriores ( 
    62
    Sm
    : 5,64 eV), ( 
    63
    Eu
    : 5,67 eV) e os seguintes elementos ( 
    65
    Tb
    : 5,86 eV), ( 
    66
    Dy
    : 5,94 eV). Esta anomalia se deve ao fato de que a subcamada d de valência de gadolínio empresta 1 elétron da subcamada f de valência. Agora, a subcamada de valência é d-subcamada e devido à fraca blindagem de carga nuclear + ve por elétrons do elétron da subcamada f de valência a subcamada d experimenta uma atração maior para o núcleo, aumentando, portanto, a energia necessária para remover a Valência (Externa) -IE.
  • Movendo-se para os elementos do bloco d: Os elementos Sc com uma configuração eletrônica 3d 1 tem um IP mais alto ( 
    21
    Sc
    : 6,56 eV) do que o elemento anterior ( 
    20
    Ca
    : 6,11 eV), ao contrário das diminuições ao se mover para os elementos do bloco s e do bloco p. Os elétrons 4s e 3d têm capacidade de blindagem semelhante: o orbital 3d faz parte da camada n = 3, cuja posição média está mais próxima do núcleo do que o orbital 4s e a camada n = 4, mas os elétrons nos orbitais s experimentam maior penetração no núcleo do que elétrons em orbitais d. Portanto, a blindagem mútua dos elétrons 3d e 4s é fraca e a carga nuclear efetiva que atua no elétron ionizado é relativamente grande. Ítrio ( 
    39
    Y
    ) da mesma forma tem um IP mais alto (6,22 eV) do que  
    38
    Sr
    : 5,69 eV. Os últimos dois elementos d 1 ( 
    57
    La
    : 5,18 eV) e ( 
    89
    Ac
    : 5.17 eV) têm apenas IPs ligeiramente mais baixos do que seus elementos anteriores ( 
    56
    BA
    : 5,21 eV) e ( 
    88
    Ra
    : 5,18 eV).
  • Movendo-se para os elementos do bloco f; Como pode ser visto no gráfico acima para energias de ionização, o aumento acentuado nos valores de IE de ( 
    55
    Cs
    ) para ( 
    57
    La
    ) é seguido por um pequeno aumento quase linear conforme os elétrons f são adicionados. Isso se deve à contração dos lantanídeos (para lantanídeos). Essa diminuição do raio iônico está associada a um aumento na energia de ionização, por sua vez aumenta, uma vez que as duas propriedades se correlacionam . Quanto aos elementos do bloco d, os elétrons são adicionados em uma camada interna, de modo que nenhuma nova camada seja formada. A forma dos orbitais adicionados impede que eles penetrem no núcleo, de forma que os elétrons que os ocupam tenham menos capacidade de blindagem.

Anomalias de energia de ionização em grupos

Os valores de energia de ionização tendem a diminuir ao ir para elementos mais pesados ​​dentro de um grupo, pois a proteção é fornecida por mais elétrons e, no geral, as camadas de valência experimentam uma atração mais fraca do núcleo. (Atribuída ao raio covalente maior que aumenta ao descer em um grupo) No entanto, nem sempre é esse o caso. Como uma exceção, no Grupo 10 paládio ( 
46
Pd
: 8,34 eV) tem uma energia de ionização mais alta do que o níquel ( 
28
Ni
: 7,64 eV), ao contrário da diminuição geral para os elementos de tecnécio  
43
Tc
para xenon  
54
Xe
. Essas anomalias são resumidas abaixo:

  • Grupo 1:
    • A energia de ionização do hidrogênio é muito alta (em 13.59844 eV), em comparação com os metais alcalinos. Isso se deve ao seu único elétron (e, portanto, uma nuvem de elétrons muito pequena ), que está perto do núcleo. Da mesma forma, uma vez que não há nenhum outro elétron que possa causar blindagem, aquele único elétron experimenta a carga total positiva do núcleo.
    • A energia de ionização do Francium é maior do que o metal alcalino anterior , o césio . Isso se deve a seus pequenos raios iônicos (e do rádio) devido a efeitos relativísticos. Por causa de sua grande massa e tamanho, isso significa que seus elétrons estão viajando a velocidades extremamente altas, o que faz com que os elétrons se aproximem do núcleo do que o esperado e, consequentemente, são mais difíceis de remover (IE maior).
  • Grupo 2: A energia de ionização do rádio , que é superior ao bário do metal alcalino-terroso antecedente , como o frâncio, também se deve a efeitos relativísticos. Os elétrons, especialmente os elétrons 1s, sofrem cargas nucleares efetivas muito altas . Para evitar a queda no núcleo, os elétrons 1s devem orbitar a velocidades muito altas, o que faz com que as correções relativísticas especiais sejam substancialmente maiores do que os momentos clássicos aproximados. Pelo princípio da incerteza , isso causa uma contração relativística do orbital 1s (e outros orbitais com densidade de elétrons próximos ao núcleo, especialmente os orbitais ns e np). Conseqüentemente, isso causa uma cascata de mudanças de elétrons que finalmente resulta na contração e aproximação das camadas de elétrons mais externas do núcleo.
  • Grupo 14: Lead ( 
    82
    Pb
    : 7,4 eV) energia de ionização excepcionalmente alta. Isso se deve à inclusão não apenas dos elétrons 5d, mas também dos elétrons 4f (os lantanídeos ). Os elétrons 4f filtram o núcleo de maneira bastante ineficiente dos elétrons 6p, fazendo com que a carga nuclear efetiva seja bastante alta, a ponto de a energia de ionização do chumbo ser um pouco maior do que a do estanho .
  • Grupo 4:
    • Quase similaridade do Hafnium no IE do que o zircônio . Os efeitos da contração dos lantanídeos ainda podem ser sentidos após os lantanídeos . Pode ser visto através dos raios atômicos menores do primeiro (o que contradiz a tendência periódica observada ) em 159 pm ( valor empírico ) que difere do último 155 pm. Isso, por sua vez, faz com que suas energias de ionização aumentem em 18 ± kJ / mol -1 .
      • IE de titânio , que é menor que háfnio e zircônio. A energia de ionização do háfnio é semelhante à do zircônio devido à contração dos lantanídeos. No entanto, por que a energia de ionização do zircônio é maior do que o elemento anterior permanece envolto; não podemos regulamentar os raios atômicos, pois na verdade ele é mais alto para o zircônio e o háfnio por volta das 15 horas. Também não podemos controlar a energia de ionização condensada , pois são mais ou menos iguais ([Ar] 3d 2 4s 2 para titânio, enquanto [Kr] 4d 2 5s 2 para zircônio). Além disso, não há orbitais parcialmente preenchidos ou totalmente preenchidos que possamos comparar. Portanto, só podemos descartar a configuração eletrônica completa do zircônio , que é 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 2 5s 2 . A presença de um subnível de bloco 3D completo equivale a uma maior eficiência de blindagem em comparação com os elementos de bloco 4d (que são apenas dois elétrons).
  • Grupo 5: semelhantes ao Grupo 4, o nióbio e o tântalo são análogos, devido à sua configuração eletrônica e à contração dos lantanídeos que afeta este último elemento. Ipso facto, seu aumento significativo no IE em comparação com o elemento principal do grupo, o vanádio , pode ser atribuído devido aos seus elétrons de bloco d completos, além de sua configuração eletrônica. Outra noção intrigante é o orbital 5s parcialmente preenchido do nióbio; devido à repulsão e troca de energia (em outras palavras, os "custos" para colocar um elétron em um subnível de baixa energia para preenchê-lo completamente em vez de colocar o elétron em um de alta energia) superando a lacuna de energia entre s- e d- (ou f) bloquear elétrons, a CE não segue a regra de Madelung.
  • Grupo 6: como seus antecessores, os grupos 4 e 5, o grupo 6 também registra valores altos quando se move para baixo. O tungstênio é mais uma vez semelhante ao molibdênio devido às suas configurações eletrônicas. Da mesma forma, também é atribuído ao orbital 3d completo em sua configuração eletrônica. Outra razão é o orbital 4d parcialmente preenchido do molibdênio devido às energias do par de elétrons violando o princípio de aufbau.
  • Grupos 7-12 elementos do 6º período ( rênio , ósmio , irídio , platina , ouro e mercúrio ): Todos esses elementos têm energias de ionização extremamente altas do que o elemento que os precede em seus respectivos grupos. A essência disso se deve à influência da contração dos lantanídeos sobre os pós-lantanídeos, além da estabilização relativística do orbital 6s.
  • Grupo 13:
    • IE do gálio, que é maior do que o alumínio. Isso é mais uma vez devido aos orbitais d, além da contração do escandídeo, fornecendo uma blindagem fraca e, portanto, as cargas nucleares efetivas são aumentadas.
    • O IE do tálio, devido à proteção insuficiente de elétrons 4f além da contração dos lantanídeos, faz com que o IE seja aumentado em contraste com o índio precursor .
  • Grupo 14: Chumbo com maior IE em comparação ao estanho . Isso é atribuído, semelhante ao tálio do Grupo IIIA, à proteção insuficiente por contração f orbital e lantanídica.

Modelo de Bohr para átomo de hidrogênio

A energia de ionização do átomo de hidrogênio ( ) pode ser avaliada no modelo de Bohr , que prevê que o nível de energia atômica possui energia

Para o hidrogênio no estado fundamental e para que a energia do átomo antes da ionização seja simplesmente

Após a ionização, a energia é zero para um elétron imóvel infinitamente longe do próton, de modo que a energia de ionização é

. Isso está de acordo com o valor experimental do átomo de hidrogênio.

Explicação da mecânica quântica

De acordo com a teoria mais completa da mecânica quântica , a localização de um elétron é melhor descrita como uma distribuição de probabilidade dentro de uma nuvem de elétrons , ou seja, orbital atômico . A energia pode ser calculada integrando-se a esta nuvem. A representação matemática subjacente da nuvem é a função de onda que é construída a partir dos determinantes de Slater que consistem em orbitais de spin molecular. Eles estão relacionados, pelo princípio de exclusão de Pauli, aos produtos anti-simetrizados dos orbitais atômicos ou moleculares .

Existem duas maneiras principais de calcular a energia de ionização. Em geral, o cálculo para o N ° de energia de ionização requer calcular as energias de e sistemas de electrões. O cálculo exato dessas energias não é possível, exceto para os sistemas mais simples (ou seja, hidrogênio e elementos semelhantes ao hidrogênio ), principalmente por causa das dificuldades em integrar os termos de correlação eletrônica . Portanto, métodos de aproximação são empregados rotineiramente, com diferentes métodos variando em complexidade (tempo computacional) e precisão em relação aos dados empíricos. Isso se tornou um problema bem estudado e é feito rotineiramente em química computacional . A segunda maneira de calcular as energias de ionização é usada principalmente no nível mais baixo de aproximação, onde a energia de ionização é fornecida pelo teorema de Koopmans , que envolve o orbital molecular mais ocupado ou " HOMO " e o orbital molecular mais baixo desocupado ou " LUMO ", e afirma que a energia de ionização de um átomo ou molécula é igual à energia do orbital do qual o elétron é ejetado. Isto significa que a energia de ionização é igual à energia HOMO, cuja equação formal é igual a: .

Moléculas: energia de ionização vertical e adiabática

Figura 1. Diagrama de energia do princípio de Franck-Condon. Para ionização de uma molécula diatômica, a única coordenada nuclear é o comprimento da ligação. A curva inferior é a curva de energia potencial da molécula neutra e a curva superior é para o íon positivo com um comprimento de ligação mais longo. A seta azul é a ionização vertical, aqui do estado fundamental da molécula ao nível v = 2 do íon.

A ionização de moléculas freqüentemente leva a mudanças na geometria molecular , e dois tipos de (primeira) energia de ionização são definidos - adiabática e vertical .

Energia de ionização adiabática

A energia de ionização adiabática de uma molécula é a quantidade mínima de energia necessária para remover um elétron de uma molécula neutra, ou seja, a diferença entre a energia do estado vibracional fundamental da espécie neutra (v "= nível 0) e a do positivo íon (v '= 0). A geometria de equilíbrio específico de cada espécie não afeta este valor.

Energia de ionização vertical

Devido às possíveis mudanças na geometria molecular que podem resultar da ionização, podem existir transições adicionais entre o estado vibracional fundamental da espécie neutra e os estados vibracionais excitados do íon positivo. Em outras palavras, a ionização é acompanhada por excitação vibracional . A intensidade de tais transições é explicada pelo princípio de Franck-Condon , que prevê que a transição mais provável e intensa corresponde ao estado vibracionalmente excitado do íon positivo que tem a mesma geometria da molécula neutra. Essa transição é chamada de energia de ionização "vertical", pois é representada por uma linha totalmente vertical em um diagrama de energia potencial (veja a Figura).

Para uma molécula diatômica, a geometria é definida pelo comprimento de uma ligação simples . A remoção de um elétron de um orbital molecular enfraquece a ligação e aumenta o comprimento da ligação. Na Figura 1, a curva de energia potencial inferior é para a molécula neutra e a superfície superior é para o íon positivo. Ambas as curvas representam a energia potencial em função do comprimento da ligação. As linhas horizontais correspondem aos níveis vibracionais com suas funções de onda vibracional associadas . Como o íon tem uma ligação mais fraca, ele terá um comprimento de ligação mais longo. Este efeito é representado pelo deslocamento do mínimo da curva de energia potencial para a direita da espécie neutra. A ionização adiabática é a transição diagonal para o estado vibracional fundamental do íon. A ionização vertical pode envolver excitação vibracional do estado iônico e, portanto, requer maior energia.

Em muitas circunstâncias, a energia de ionização adiabática é frequentemente uma quantidade física mais interessante, pois descreve a diferença de energia entre as duas superfícies de energia potencial. No entanto, devido a limitações experimentais, a energia de ionização adiabática é frequentemente difícil de determinar, enquanto a energia de destacamento vertical é facilmente identificável e mensurável.

Análogos de energia de ionização para outros sistemas

Embora o termo energia de ionização seja amplamente usado apenas para espécies atômicas ou moleculares em fase gasosa, há uma série de quantidades análogas que consideram a quantidade de energia necessária para remover um elétron de outros sistemas físicos.

Energia de ligação de elétrons

Energias de ligação de orbitais atômicos específicos em função do número atômico. Por causa do número crescente de prótons, os elétrons que ocupam o mesmo orbital estão mais fortemente ligados aos elementos mais pesados.

Energia de ligação de elétrons é um termo genérico para a energia mínima necessária para remover um elétron de uma camada de elétron particular para um átomo ou íon, devido a esses elétrons carregados negativamente serem mantidos no lugar pela atração eletrostática do núcleo carregado positivamente. Por exemplo, a energia de ligação do elétron para remover um elétron 3p 3/2 do íon cloreto é a quantidade mínima de energia necessária para remover um elétron do átomo de cloro quando ele tem uma carga de -1. Neste exemplo particular, a energia de ligação do elétron tem a mesma magnitude que a afinidade do elétron para o átomo de cloro neutro. Em outro exemplo, a energia de ligação do elétron se refere à quantidade mínima de energia necessária para remover um elétron do dianião dicarboxilato - O 2 C (CH 2 ) 8 CO-
2
.

O gráfico à direita mostra a energia de ligação para elétrons em diferentes camadas de átomos neutros. A energia de ionização é a energia de ligação mais baixa para um átomo específico (embora nem todos sejam mostrados no gráfico).

Superfícies sólidas: função de trabalho

Função de trabalho é a quantidade mínima de energia necessária para remover um elétron de uma superfície sólida, onde a função de trabalho W para uma determinada superfície é definida pela diferença

onde - e é a carga de um elétron , ϕ é o potencial eletrostático no vácuo próximo à superfície e E F é o nível de Fermi ( potencial eletroquímico dos elétrons) dentro do material.

Observação

Veja também

Referências

Fontes