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Los iones están por todas partes en la naturaleza. Muchos elementos forman iones en lugar de permanecer como átomos. Por ejemplo, el alambre de cobre está formado por iones de cobre positivos suspendidos en un mar de electrones deslocalizados. El calcio tiende a formar iones 2+, mientras que el potasio suele formar iones 1+; rara vez encontrarás potasio con otra carga. Pero, ¿por qué algunos átomos forman iones más fácilmente que otros y por qué sólo forman iones con determinadas cargas? Para entenderlo, recapitulemos primero la energía de ionización.
La energía deionización es la energía necesaria para eliminar un mol de electrones de la capa externa de un mol de una especie gaseosa.
La energía de ionización es nuestra forma de medir la facilidad con la que un átomo pierde su electrón de la capa externa. Cuanto menor es la energía de ionización, más fácilmente pierde un átomo este electrón para formar un ion positivo.
Todas las energías de ionización se miden en condiciones estándar. Recordarás que éstas son 298K y 1 atm. (Ver Energía de ionización).
La primera energía de ionización de un elemento es la energía necesaria para eliminar el primer mol de electrones más externos de un mol de átomos gaseosos. Se forma así un mol de cationes gaseosos con carga +1.
Por ejemplo, podemos representar la primera energía de ionización del magnesio con la siguiente ecuación:
La segunda energía de ionización es la energía necesaria para eliminar un mol de los siguientes electrones más externos de los cationes con carga +1, formando cationes con carga +2.
Podemos representar la segunda energía de ionización del magnesio con la siguiente ecuación:
¿Qué afecta a la energía de ionización?
La energía de ionización no es la misma para todos los elementos. Varía en función de laatracción electrostática entre el electrón negativo de la capa externa y el núcleo positivo. Recordemos los tres factores que la afectan.
Carga nuclear
La carganuclear es simplemente la carga positiva del núcleo. El número de protones determina esta carga positiva. Cuantos más protones tenga un átomo, más fuerte será su carga nuclear y más fuerte será la atracción entre el electrón de la capa externa y el núcleo, y por tanto mayor será la energía de ionización.
Distancia al núcleo
Los electrones de las envolturas con un número cuántico mayor (ver Envolturas, subenvolturas y orbitales de los electrones) están más alejados del núcleo. Por lo tanto, la atracción que se siente entre ellos y el núcleo es más débil, y la energía de ionización es menor.
Blindaje
Los electrones de las envolturas situadas entre el electrón más externo y el núcleo actúan como un amortiguador "absorbiendo" la carga de algunos de los protones del núcleo. Esta absorción reduce la atracción global que siente el electrón de la capa externa.
Por ejemplo, el electrón de la capa externa del litio y del sodio sólo siente una carga relativa de +1, ya que los electrones de la capa interna protegen a todos los demás protones.
Fig. 1 -Unátomo de sodio. Tiene diez electrones en capas internas, que protegen la carga de diez de sus protones.
Tendencias en la energía de ionización
En general, la energía de ionización muestra periodicidad. Esto significa que tiene una tendencia que se repite en cada período de la tabla periódica. El patrón general que se muestra en el periodo 2, por ejemplo, se repite en el periodo 3. Hay otras dos tendencias principales que debes conocer:
- La energía de ionización aumenta a lo largo de un periodo.
- La energía de ionización disminuye a lo largo de un grupo.
La energía de ionización aumenta a lo largo de un periodo.
La energía de ionización aumenta a lo largo de un periodo debido al aumento de la carga nuclear. Esto aumenta la atracción entre el núcleo y el electrón más externo.
Tomemos como ejemplo el carbono y el boro. El carbono tiene seis protones, mientras que el boro tiene cinco, por lo que la carga nuclear del carbono es mayor. Por tanto, la primera energía de ionización del carbono es mayor que la del boro.
Fig. 2 - Boro, a la izquierda, y carbono, a la derecha. Observa que el carbono tiene un protón más en su núcleo que el boro.
La energía de ionización disminuye por grupos
La energía de ionización disminuye de un grupo a otro porque aumenta la distancia entre el núcleo y el electrón más externo. Además, el electrón de la capa exterior está protegido por más capas de electrones interiores. Esto disminuye la atracción entre el electrón y el núcleo. Estos factores anulan el impacto del aumento de la carga nuclear.
Excepciones a las tendencias de la energía de ionización
Observa el siguiente gráfico. Muestra la primera energía de ionización de cada uno de los elementos del periodo 3.
Fig. 3 - Gráfico que muestra las primeras energías de ionización de los elementos en el periodo 3 . Observa la tendencia ascendente
En general, sigue las tendencias descritas anteriormente -un aumento de la energía de ionización a lo largo del periodo a medida que aumenta la carga nuclear-, pero hay algunas excepciones. Para entender por qué, tenemos que examinar más detenidamente la configuración electrónica.
Grupos 5 y 6
Los elementos del grupo 6 de la tabla periódica tienen energías de primera ionización más bajas que los del grupo 5, a pesar de su mayor carga nuclear. Esto puede explicarse observando su configuración electrónica.
Por ejemplo, el nitrógeno (con siete electrones) tiene la estructura 
mientras que el oxígeno (con ocho electrones) tiene la estructura 
. A continuación se muestran sus configuraciones electrónicas.
Fig. 4 - Configuraciones electrónicas del nitrógeno y del oxígeno
Observarás que el nitrógeno sólo tiene tres electrones en el subesqueleto 2p. Según la regla de Hund, los electrones de un subesqueleto prefieren ocupar orbitales vacíos, por lo que hay un único electrón situado en cada uno de los tres orbitales 2p. Sin embargo, el oxígeno tiene cuatro electrones en el subesqueleto 2p. Esto significa que un orbital debe contener dos electrones, que se repelen con bastante fuerza. La repulsión electrón-electrón significa que el electrón más externo es más fácil de eliminar, pues ya está parcialmente repelido por el otro electrón de su orbital.
Para recordar la regla de Hund, consulta Configuración de los electrones.
Grupos 2 y 3
Los elementos del grupo 3 también tienen energías de primera ionización más bajas que los del grupo 2, a pesar de que sus cargas nucleares son mayores. De nuevo, tiene que ver con su configuración electrónica.
Fig. 5 - Configuraciones electrónicas del berilio y el boro
Por ejemplo, el berilio tiene la estructura 
y el boro tiene la estructura 
. El electrón más externo del boro se encuentra en la subesfera 2p, mientras que el del berilio está en la subesfera 2s. El 2p tiene un nivel de energía ligeramente superior al 2s y también está ligeramente más alejado del núcleo. Esto reduce la atracción entre el núcleo y el electrón más externo y facilita su pérdida, reduciendo la energía de ionización.
Tendencias sucesivas de la energía de ionización
Observa las energías de ionización sucesivas del sodio.
Fig. 6 - Tabla con las energías de ionización sucesivas del sodio
La primera energía de ionización es relativamente pequeña. La segunda, sin embargo, es mucho mayor. Cabría esperar que las energías de ionización sucesivas aumentaran ligeramente, ya que se necesita más energía para extraer un electrón negativo de un ion cada vez más positivo, pero no en esta magnitud. Esto significa que el sodio tenderá a formar iones con carga +1, a menos que se le suministre una cantidad significativa de energía. ¿A qué se debe esto?
El sodio tiene la configuración electrónica 
. Su electrón más externo procede del subesqueleto 3s y es el electrón que perderá primero cuando se ionice. El electrón más externo del sodio se encuentra ahora en la subcáscara 2p, que forma parte de la segunda capa de electrones. El electrón más externo está mucho más cerca del núcleo, por lo que experimenta una mayor atracción hacia los protones positivos. También está protegido por menos envolturas de electrones -sólo la primera envoltura-, por lo que la carga relativa que siente el electrón es mayor. La segunda envoltura está ahora completa y, por todas las razones anteriores, decimos que es energéticamente más estable. Por tanto, se necesitará mucha energía para eliminar este segundo electrón de un ion sodio, razón por la cual la segunda energía de ionización del sodio es mucho mayor que la primera.
Utilizando nuestros conocimientos sobre la configuración y las envolturas de los electrones, podemos determinar en qué grupo se encuentra un elemento examinando sus energías de ionización sucesivas. Veamos el aluminio.
Hay un gran salto entre la tercera energía de ionización y la cuarta. Esto se debe a que, una vez eliminado el tercer electrón del aluminio, éste tiene la capa externa llena. De ello se deduce que el aluminio pertenece al grupo 3.
Tendencias de la energía de ionización - Principales conclusiones
Las energías de ionización aumentan a lo largo de un periodo y disminuyen a lo largo de un grupo. También muestran periodicidad.
Debido a sus configuraciones electrónicas, hay excepciones a las tendencias entre los grupos 2 y 3, y 5 y 6.
Los grandes saltos en las energías de ionización sucesivas se deben a que los iones tienen las capas externas llenas.
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