En cada par seleccionar el átomo o ion con la energía de ionización más grande: a) Na o Rb; b) Na o Mg; c) Cl^–1 o Cl
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La estructura electrónica de cada átomo es particular y determina qué tan fuerte son atraídos los electrones por el núcleo del átomo.
De allí que la energía de ionización está relacionada con la ubicación de los elementos en la tabla periódica y existen tendencias que han sido estudiadas y tabuladas.
a) Na o Rb: pertenecen al grupo 1 de la tabla. Ambos tienen un electrón en la capa de valencia, que es el que pierden cuando forman un ión.
¿Cuál electrón está más fuertemente atraído por su núcleo?
Estos elementos tienen energía de ionización similares y bajas, pero respetan la tendencia que existe dentro de los grupos: la primera energía de ionización disminuye a medida que el átomo se hace más grande, por el hecho de que los electrones se encuentran más alejados del núcleo y requieren menos energía para extraerlos.
Por tanto, la energía de ionización del Na es más grande que la del Rb
b) Na o Mg;
El Na y el Mg se encuentran en un mismo perído (fila de la tabla periódica), estando el Mg a la derecha del sodio.
La tendencia de la energía de ionización dentro de un período es a aumentar cuando se avanza de izquierda a derecha. Eso es debido a que la carga nuclear se hace mayor a medida que se incrementa el número atómico pero se mantiene la capa atómica ocupada.
Por tanto, el Mg tiene mayor energía de ionizacion que el Na.
c) Cl^–1 o Cl
Ionizar el Cl -, que ya es un ión (ha perdido un electrón del átomo Cl, y tiene que perder otro adicional) es mucho más dificil que ionizar el Cl.
En este caso estamos comparando una segunda energía de ionización con una primera energía de ionización.
En general la segunda energía de ionización es mayor que la primera (es más fácil remover el primer electrón (de un átomo neutro) que un segundo electrón.
Por tanto, la energía de ionización del Cl- es mayor que la del Cl.