Grado 11
  1. Conceptos básicos de química  1.1. Importancia de la Química  1.2. Naturaleza y alcance de la química  1.3. leyes de la combinación química  1.3.1. Ley de conservación de la masa  1.3.2. La ley de las proporciones definidas  1.3.3. Ley de las proporciones múltiples  1.3.4. Ley de los volúmenes de gases  1.3.5. Ley de Avogadro  1.4. La teoría atómica de Dalton  1.5. Concepto de mol y masa molar  1.6. Composición porcentual  1.7. Fórmula empírica y molecular  1.8. Estequiometría y Cálculos Estequiométricos  1.9. Concepto de reactivo limitante
  2. Estructura del átomo  2.1. Descubrimiento del electrón, protón y neutrón  2.2. Modelo Atómico  2.2.1. Modelo de Thomson  2.2.2. El modelo de Rutherford  2.2.3. Modelo de Bohr  2.3. Modelo mecánico cuántico del átomo  2.4. Doble naturaleza de la materia y la radiación  2.5. El principio de incertidumbre de Heisenberg  2.6. Numeros cuánticos  2.7. Orbitales atómicos y sus formas  2.8. Configuración electrónica de los elementos  2.9. Aufbau principle  2.10. El principio de exclusión de Pauli  2.11. Regla de máxima multiplicidad de Hund  2.12. La hipótesis de De Broglie  2.13. Efecto fotoeléctrico
  3. Clasificación de elementos y periodicidad en propiedades  3.1. Desarrollo histórico de la tabla periódica  3.2. Ley Periódica Moderna y Tabla Periódica  3.3. Tendencias periódicas en propiedades  3.3.1. Radio Atómico e Iónico  3.3.2. Entalpía de ionización  3.3.3. Entalpía de ganancia de electrones  3.3.4. Electronegatividad  3.3.5. Valencia  3.3.6. Propiedades Metálicas y No Metálicas  3.3.7. Estados de oxidación  3.4. Propiedades Inusuales de los Primeros Elementos
  4. Enlace Químico y Estructura Molecular  4.1. Enfoque de Kossel-Lewis sobre el enlace químico  4.2. Enlace iónico o electrovalente  4.3. Enlace covalente y sus características  4.4. Parámetros de enlace  4.5. Teoría VSEPR  4.6. Teoría del enlace de valencia  4.7. Hibridación y sus tipos  4.8. Teoría del orbital molecular  4.8.1. Orden de enlace y estabilidad  4.9. Enlace de hidrógeno
  5. Estados de la materia  5.1. Fuerzas intermoleculares  5.2. Leyes de los gases  5.2.1. La ley de Boyle  5.2.2. La ley de Charles  5.2.3. La Ley de Avogadro  5.2.4. La ley de Dalton de las presiones parciales  5.2.5. La ley de difusión de Graham  5.3. Ecuación del Gas Ideal y Aplicaciones  5.4. Gases reales y desviaciones del comportamiento ideal  5.5. Teoría cinética molecular de los gases  5.6. Licuefacción de gases  5.7. Propiedades de los líquidos  5.8. Tensión superficial y viscosidad
  6. Thermodynamics  6.1. Sistema y entorno  6.2. Tipos de sistemas en termodinámica  6.3. Types of procedures  6.4. Primera ley de la termodinámica  6.5. Energía interna y entalpía  6.6. Capacidad calorífica y calor específico  6.7. La ley de Hess de la suma constante de calor  6.8. Entalpía de disociación de enlace  6.9. Entalpía de formación y combustión  6.10. Entalpía de disolución y neutralización  6.11. Espontaneidad y la segunda ley de la termodinámica  6.12. Energía libre de Gibbs y sus aplicaciones
  7. Equilibrio  7.1. El concepto de equilibrio  7.2. Constante de equilibrio y sus aplicaciones  7.3. El principio de Le Chatelier  7.4. Equilibrio iónico en soluciones  7.5. Teoría de Ácidos y Bases  7.5.1. Concepto de Arrhenius  7.5.2. Concepto de Bronsted-Lowry  7.5.3. Concepto de Lewis  7.6. Escala de pH y pOH  7.7. Common ion effect  7.8. Hidrólisis de sales  7.9. Sistemas tampón y su mecanismo de acción  7.10. Equilibrio de solubilidad de sales poco solubles
  8. Reacciones Redox  8.1. Oxidation and reduction concepts  8.2. Número de oxidación y sus aplicaciones  8.3. Reacciones Redox en términos de transferencia de electrones  8.4. Balanceando reacciones redox (métodos de número de oxidación y ion-electrón)  8.5. Tipos de reacciones redox  8.6. Celdas Electroquímicas y Reacciones Redox
  9. Hidrógeno  9.1. Posición del Hidrógeno en la Tabla Periódica  9.2. Isótopos de hidrógeno  9.3. Preparación de Hidrógeno  9.4. Propiedades del Hidrógeno  9.5. Hidruros y su clasificación  9.6. Agua y agua pesada  9.7. El peróxido de hidrógeno y sus propiedades  9.8. Usos del hidrógeno y sus compuestos
  10. Elementos del bloque s (metales alcalinos y alcalinotérreos)  10.1. Elementos del Grupo 1 - Propiedades y Tendencias  10.2. Elementos del Grupo 2 - Propiedades y Tendencias  10.3. Propiedades inusuales del litio y berilio  10.4. Compuestos importantes del sodio y sus usos  10.5. Compuestos importantes de magnesio y calcio
  11. Algunos elementos del bloque p  11.1. Introducción General a los Elementos del Bloque p  11.2. Elementos del Grupo 13  11.2.1. Boro y sus compuestos  11.3. Elementos del Grupo 14  11.3.1. El carbono y sus alótropos  11.3.2. Compuestos Importantes de Carbono y Silicio
  12. Química Orgánica - Algunos Principios y Técnicas Básicas  12.1. Clasificación y Nomenclatura de Compuestos Orgánicos  12.2. Representación estructural de compuestos orgánicos  12.3. Clasificación de reacciones orgánicas  12.4. Efectos Electrónicos en Química Orgánica  12.4.1. Efecto inductivo  12.4.2. Efecto de resonancia  12.4.3. Hiperconjugación  12.5. Mecanismo de reacción y especies intermedias  12.6. Purificación y análisis cualitativo de compuestos orgánicos
  13. Hidrocarburos  13.1. Hidrocarburos  13.1.1. Preparación y Propiedades de los Alquenos  13.2. Alqueno  13.2.1. Preparación y Propiedades de los Alquenos  13.2.2. Reacciones de adición electrofílica  13.3. Alquinos  13.3.1. Preparación y Propiedades de Los Alquinos  13.4. Hidrocarburos aromáticos  13.4.1. Estructura y propiedades del benceno  13.4.2. Reacciones de sustitución electrofílica del benceno
  14. Química Ambiental  14.1. Contaminación Ambiental  14.2. Contaminación atmosférica y el efecto invernadero  14.3. Contaminación del agua y métodos de tratamiento  14.4. Contaminación del suelo y sus efectos  14.5. Residuos industriales y su tratamiento  14.6. Estrategias para el control de la contaminación

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Entalpía de ionización


En el campo de la química, comprender el comportamiento de los elementos y sus compuestos depende de conceptos fundamentales como la entalpía de ionización. Es una propiedad importante que afecta cómo los elementos interactúan entre sí, forman compuestos y participan en reacciones químicas. Vamos a profundizar en una exploración más detallada de la entalpía de ionización, cubriendo su definición, tendencias periódicas, factores que la afectan y su importancia en química.

Definición de entalpía de ionización

La entalpía de ionización, también conocida como energía de ionización, es la cantidad de energía requerida para remover un electrón de un átomo o ion gaseoso aislado. Formalmente, es la energía requerida para remover el electrón más externo, o más débilmente unido, de un átomo neutro, formando un catión. Este proceso se puede representar con la siguiente ecuación:

M(g) → M + (g) + e - ; ΔH = Entalpía de Ionización

Aquí, M(g) representa un átomo gaseoso, y M + (g) es el catión resultante después de perder un electrón. El electrón e - es el electrón eliminado. El cambio de energía asociado con este proceso de ionización se llama entalpía de ionización.

Factores que afectan la entalpía de ionización

Varios factores afectan la entalpía de ionización de un átomo, incluyendo:

  1. Tamaño atómico: En general, cuanto mayor es el radio atómico, menor es la entalpía de ionización. Esto se debe a que los electrones externos en átomos más grandes están más lejos del núcleo y están menos firmemente unidos. Por lo tanto, se requiere menos energía para eliminarlos.
  2. Carga nuclear: Una carga nuclear más alta (más protones) aumenta la fuerza de atracción sobre los electrones, lo que resulta en una mayor entalpía de ionización. Esto significa que es más difícil remover electrones de estos átomos.
  3. Pantalla de electrones: Los electrones internos pueden proteger a los electrones externos del efecto completo de la carga positiva del núcleo. Por lo tanto, más pantalla resulta en una menor entalpía de ionización.
  4. Configuración electrónica: Los átomos se esfuerzan por lograr una configuración electrónica estable. Por lo tanto, los átomos que ya están en un estado estable (como los gases nobles) tienen una entalpía de ionización muy alta. En contraste, los átomos que pueden lograr fácilmente una configuración estable tienen una baja entalpía de ionización.

Periodicidad en la entalpía de ionización

A medida que avanzamos en la tabla periódica, la entalpía de ionización muestra una tendencia significativa. Esta tendencia puede analizarse en períodos y grupos de la siguiente manera:

Durante un período

Al moverse de izquierda a derecha a lo largo de un período, la entalpía de ionización generalmente aumenta. Este aumento se debe al incremento gradual en la carga nuclear con protones adicionales en el núcleo. Aunque también se añaden electrones, generalmente entran en la misma capa externa, causando un ligero aumento en la carga nuclear efectiva experimentada por los electrones externos. Como resultado, los electrones son atraídos más firmemente hacia el núcleo, aumentando la entalpía de ionización.

AltoMenorDuración

El gráfico anterior muestra la tendencia de la entalpía de ionización durante un período específico. Nótese cómo la energía aumenta a medida que nos movemos de la izquierda, comenzando con metales con baja energía de ionización, hacia la derecha, donde se encuentran los no metales y los gases nobles con alta energía de ionización.

Descender en un grupo

En cambio, al moverse hacia abajo en un grupo en la tabla periódica, la entalpía de ionización generalmente disminuye. Esta tendencia ocurre porque la adición de capas de electrones al descender coloca los electrones externos más lejos del núcleo. La mayor distancia, junto con una mayor pantalla de electrones, reduce la carga nuclear efectiva experimentada por el electrón más externo, haciendo que sea más fácil de remover.

AltoMenorGrupo

El gráfico muestra cómo la energía de ionización disminuye de arriba a abajo en un grupo. Esta información es importante para predecir tendencias de reactividad, estabilidad de elementos en compuestos y otros comportamientos químicos.

Entalpía de ionización sucesiva

La entalpía de ionización sucesiva se refiere a la energía requerida para remover electrones más allá del primero, como el segundo, el tercero, etc. Cada energía de ionización sucesiva es mayor que la anterior. Este aumento ocurre porque remover un electrón de un ion cargado positivamente es más desafiante que remover un electrón de un átomo neutro; la carga positiva aumenta, fortaleciendo la atracción de los electrones restantes hacia el núcleo.

Primera Ionización: M(g) → M + (g) + e - Segunda Ionización: M + (g) → M 2+ (g) + e - Tercera Ionización: M 2+ (g) → M 3+ (g) + e -

Cada paso representa un proceso de eliminación más desafiante a medida que la especie atómica se vuelve más positivamente cargada. Por ejemplo, considere la ionización de magnesio:

Mg(g) → Mg + (g) + e - ; ΔH 1 = Entalpía de Ionización 1 Mg + (g) → Mg 2+ (g) + e - ; ΔH 2 > ΔH 1 (Entalpía de Ionización 2)

En Mg, el primer electrón eliminado es del orbital 3s, pero una vez que se va, la fuerte atracción del núcleo por los electrones restantes tiene que ser superada para eliminar el segundo electrón. Esto resulta en un aumento sustancial en la entalpía de ionización con cada paso.

Importancia de la entalpía de ionización

La entalpía de ionización juega un papel importante en muchos aspectos de la química:

  1. Reactividad química: Los elementos con bajas energías de ionización pierden fácilmente electrones y forman iones positivos, haciéndolos altamente reactivos, especialmente los metales. En contraste, los no metales con altas energías de ionización generalmente son más reactivos con los metales, ya que buscan electrones.
  2. Carácter metálico y no metálico: La tendencia periódica de la entalpía de ionización ayuda a explicar por qué los metales tienen características metálicas (baja ionización y electrones sueltos) y los no metales son más propensos a ganar electrones con mayor energía de ionización.
  3. Tendencias en propiedades periódicas: Muchas propiedades periódicas, como electronegatividades, tamaño atómico y afinidades electrónicas, están directamente relacionadas con las entalpías de ionización, ayudando a los químicos a predecir y explicar el comportamiento de los elementos.

Conclusión

La entalpía de ionización es un concepto fundamental en química que subyace en la manera en que los elementos interactúan. Sus tendencias a través de períodos y grupos revelan los principios subyacentes que rigen la periodicidad. Comprender la entalpía de ionización es importante para predecir la reactividad química, la estabilidad de los elementos y cómo los elementos se combinan para formar compuestos.


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