Definición de la segunda energía de ionización

La segunda energía de ionización se define mediante la ecuación:

Es la energía necesaria para eliminar un segundo electrón de cada ion en 1 mol de iones 1+ gaseosos para dar iones 2+ gaseosos.

Más energías de ionización

Se pueden tener entonces tantas energías de ionización sucesivas como electrones tenga el átomo original.

Las cuatro primeras energías de ionización del aluminio, por ejemplo, vienen dadas por

		1er I.E. = 577 kJ mol-1
		Segundo I.E. = 1820 kJ mol-1
		3er I.E. = 2740 kJ mol-1
		4to I.E. = 11600 kJ mol-1

Para formar un ion Al3+(g) a partir de Al(g) habría que aportar:

577 + 1820 + 2740 = 5137 kJ mol-1

Eso es mucha energía. ¿Por qué, entonces, el aluminio forma iones Al3+?

Sólo puede formarlos si puede recuperar esa energía de alguna parte, y si eso es factible depende de con qué esté reaccionando.

Por ejemplo, si el aluminio reacciona con flúor u oxígeno, puede recuperar esa energía en varios cambios que implican al flúor o al oxígeno – y así el fluoruro de aluminio o el óxido de aluminio contienen iones Al3+.

Si reacciona con el cloro, no puede recuperar la energía suficiente, por lo que el cloruro de aluminio anhidro sólido no es realmente iónico – en su lugar, forma enlaces covalentes.

¿Por qué el aluminio no forma un ion Al4+? La cuarta energía de ionización es enorme comparada con las tres primeras, y no hay nada con lo que el aluminio pueda reaccionar que le permita recuperar esa cantidad de energía extra.

¿Por qué las energías de ionización sucesivas se hacen más grandes?

Una vez que has eliminado el primer electrón te queda un ion positivo. Intentar quitar un electrón negativo de un ion positivo va a ser más difícil que quitarlo de un átomo. Quitar un electrón de un ion 2+ o 3+ (etc) va a ser progresivamente más difícil.

¿Por qué la cuarta energía de ionización del aluminio es tan grande?

La estructura electrónica del aluminio es 1s22s22p63s23px1. Los primeros tres electrones que se eliminan son los tres electrones de los orbitales 3p y 3s. Una vez que se han ido, el cuarto electrón se retira del nivel 2p -mucho más cerca del núcleo, y sólo apantallado por los electrones 1s2 (y hasta cierto punto por los 2s2).

Usar las energías de ionización para averiguar en qué grupo está un elemento

Este gran salto entre dos energías de ionización sucesivas es típico de la irrupción repentina en un nivel interno. Puedes utilizarlo para averiguar en qué grupo de la Tabla Periódica se encuentra un elemento a partir de sus energías de ionización sucesivas.

El magnesio (1s22s22p63s2) está en el grupo 2 de la Tabla Periódica y tiene energías de ionización sucesivas:

Aquí el gran salto se produce después de la segunda energía de ionización. Significa que hay 2 electrones que son relativamente fáciles de eliminar (los electrones 3s2), mientras que el tercero es mucho más difícil (porque proviene de un nivel interno – más cerca del núcleo y con menos apantallamiento).

El silicio (1s22s22p63s23px13py1) está en el grupo 4 de la Tabla Periódica y tiene energías de ionización sucesivas:

Aquí el gran salto se produce después de eliminar el cuarto electrón. Los primeros 4 electrones proceden de los orbitales de 3 niveles; el quinto de los de 2 niveles.

La lección de todo esto:

Cuenta los electrones fáciles -los que están hasta el gran salto (pero sin incluirlo). Eso es lo mismo que el número de grupo.

Otro ejemplo:

Decide en qué grupo está un átomo si tiene energías de ionización sucesivas:

Las energías de ionización suben uno o dos mil a la vez durante los primeros cinco. Luego hay un gran salto de unos 15000. Hay 5 electrones relativamente fáciles – por lo que el elemento está en el grupo 5.

Explorando los patrones con más detalle

Si se trazan gráficos de las energías de ionización sucesivas para un elemento en particular, se pueden ver las fluctuaciones en él causadas por los diferentes electrones que se eliminan.

No sólo puedes ver los grandes saltos en la energía de ionización cuando un electrón proviene de un nivel interno, sino que también puedes ver las pequeñas fluctuaciones dentro de un nivel dependiendo de si el electrón proviene de un orbital s o p, e incluso si está emparejado o no en ese orbital.

El cloro tiene la estructura electrónica 1s22s22p63s23px23py23pz1.

Este gráfico representa las primeras ocho energías de ionización del cloro. Las etiquetas verdes muestran qué electrón se está eliminando para cada una de las energías de ionización.

Si pones una regla en los puntos primero y segundo para establecer la tendencia, verás que los puntos tercero, cuarto y quinto se sitúan por encima del valor que cabría esperar. Esto se debe a que los dos primeros electrones proceden de pares en los niveles 3p y, por lo tanto, son bastante más fáciles de eliminar que si no estuvieran emparejados.

De nuevo, si pones una regla en los puntos 3, 4 y 5 para establecer su tendencia, encontrarás que los puntos 6 y 7 se sitúan muy por encima de los valores que esperarías de una continuación de la tendencia. Esto se debe a que los electrones 6º y 7º provienen del nivel 3s – un poco más cerca del núcleo y un poco menos apantallado.

¡El salto masivo al entrar en el nivel interno en el octavo electrón es bastante obvio!