El proceso de construcción Aufbau

Al irse llenando con electrones los orbitales atómicos de abajo hacia arriba, el llenado se va efectuando de acuerdo con la regla de Hund, obteniéndose de este modo las configuraciones electrónicas para los elementos de la tabla periódica:

El proceso metódico de llenado de capas y subcapas, conocido en la literatura técnica como Aufbau (que significa “construcción”, del alemán Aufbauprinzip que se traduce como “principio de construcción”) y concebido por Niels Bohr, es mejor memorizado con un ordenamiento como el siguiente conocido como la regla del serrucho por la forma en la cual se efectúa el recorrido:

La “maqueta” para llevar a cabo la regla del serrucho se construye ordenando numéricamente de arriba hacia abajo las líneas horizontales que representan los mismos niveles de energía que dan a su vez el número cuántico principal, esto es:

1 ...
2 ...
3 ...
4 ...
5 ...
6 ...
7 ...

A continuación, se van escribiendo a lo largo de cada línea en forma ordenada los símbolos que corresponden a las subcapas (s, p, d, f, etc.) precedidos del número cuántico principal que los agrupa.

El proceso gradual de llenado de orbitales atómicos para los primeros elementos de la Tabla Periódica se muestra a continuación:

PROBLEMA: Dése la configuración electrónica para los primeros cinco gases nobles.

Los gases nobles son elementos con números de electrones que llenan completamente las diferentes capas mostradas en los diagramas de arriba, lo cual explica el motivo del por qué son químicamente inertes y resistentes a formar algún tipo de compuesto con otros elementos. Las configuraciones electrónicas para el estado fundamental de los cinco primeros gases nobles, precedidas por el número total de electrones (Z, el número atómico del elemento), se muestran a continuación:

__He (2): 1s²

__Ne (10): 1s²2s²2p⁶

__Ar (18): 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶

__Kr (36): 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹⁰4p⁶

__Xe (54): 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹⁰4p⁶5s²4d¹⁰5p⁶

PROBLEMA: Dése la configuración electrónica para los metales alcalinos, los cuales tienen un electrón más que un gas noble.

Cuando la subcapa p de una capa de una capa particular n, mejor conocida como la subcapa np, correspondiente a uno de los gases nobles, se encuentra completamente llena, el siguiente átomo con número atómico superior tendrá un electrón (n+1)s agregado al interior de un gas noble. Esto nos dá las siguientes configuraciones para los metales alcalinos:

__Li (Z = 3): [1s²]2s¹

__Na (Z = 11): [1s²2s²2p⁶]3s¹

__K (Z = 19): [1s²2s²2p⁶3s²3p⁶]4s¹

__Rb (Z = 37): [1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹⁰4p⁶]5s¹

El electrón solitario disponible en los metales alcalinos listo para aparearse con otro electrón que sea parte de otro elemento explica la razón del por qué los metales alcalinos actúan con una valencia que en química se le denota como +1, simbolizando algo predispuesto a proporcionar un electrón siempre y cuando ello contribuya a la formación de un compuesto.

Puesto que son los electrones situados más hacia el exterior de un átomo los que intervienen en el enlace químico que los une con los otros elementos, la información de la configuración electrónica interna es redundante para estos propósitos, y se acostumbra abreviarla reemplazando las configuraciones electrónicas que corresponden a las de un gas noble por el símbolo del gas noble. De este modo, las configuraciones dadas arriba para los metales alcalinos se escriben de una manera más compacta como la siguiente:

__Li (Z = 3):__[He]2s¹

__Na (Z = 11):__[Ne]3s¹

__K (Z = 19):__[Ar]4s¹

__Rb (Z = 37):__[Kr]5s¹

en donde [He] simboliza un “núcleo electrónico” de helio, [Ne] simboliza un “núcleo electrónico” de neón, y así sucesivamente.

PROBLEMA: Dése la configuración electrónica para los miembros de la familia de los halógenos, los cuales tienen un electrón menos que un gas noble.

Excepto para el hidrógeno, en un átomo una unidad inferior en Z al de un gas noble el electrón “ausente” es un electrón np. Esto nos dá las siguientes configuraciones para los halógenos:

__F (Z = 9): 1s²2s²2p⁵

__Cl (Z = 17): 1s²2s²2p⁶3s²3p⁵

__Br (Z = 35): 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹⁰4p⁵

El que se requeriera de tan sólo un electrón que pueda ser proporcionado por otro elemento para completar la configuración de las capas en los halógenos explica la razón del por qué los halógenos actúan con una valencia que en química se le denota como -1, simbolizando algo predispuesto a recibir y aceptar un electrón siempre y cuando ello contribuya a la formación de un compuesto.

Usando las abreviaturas con las cuales compactamos la información a todo lo que corresponda al “núcleo electrónico” de un gas noble, lo anterior lo podemos escribir de la siguiente manera:

__F (Z = 9):__[He]2s²2p⁵

__Cl (Z = 17):__[Ne]3s²3p⁵

__Br (Z = 35):__[Ar]4s²4p⁵

Obsérvese que en la última compactación fue necesario alterar el orden usual de la configuración electrónica moviendo el término 4s² hacia la derecha y desplazando el término 3d¹⁰ hacia la izquierda para mantener en el mismo “núcleo electrónico” los electrones que corresponden al esquema completo del gas argón.

PROBLEMA: Dése la configuración electrónica para las tierras alcalinas, las cuales tienen dos electrones más que un gas noble.

Las configuraciones electrónicas para las tierras alcalinas se muestran a continuación:

__Be (Z = 4): 1s²2s²

__Mg (Z = 12): 1s²2s²2p⁶3s²

__Ca (Z = 20): 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²

__Sr (Z = 38): 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹⁰4p⁶5s²

Usando las abreviaturas con las cuales compactamos la información a todo lo que corresponda al “núcleo electrónico” de un gas noble, lo anterior lo podemos escribir de la siguiente manera:

__Be (Z = 4):__[He]2s²

__Mg (Z = 12):__[Ne]3s²

__Ca (Z = 20):__[Ar]4s²

__Sr (Z = 38):__[Kr]5s²

Existen excepciones al llenado de las capas y sub-capas efectuado de acuerdo con las reglas anteriores debido a que una subcapa-d que está medio llena o llena (conteniendo exactamente 5 ó 10 electrones) es más estable que la capa-s que le sigue. Esto se debe a que se requiere de una cantidad menor de energía para tener un electrón en una subcapa-d a medio llenar que una subcapa-s completamente llena. Esto implica que el cromio, cuyo número atómico es Z = 24, en vez de tener la siguiente configuración electrónica de acuerdo al principio Aufbau:

1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d⁴

escrita en notación compacta como:

[Ar]4s²3d⁴

tendrá la siguiente configuración, confirmada experimentalmente:

[Ar]4s¹3d⁵

Del mismo modo y por la misma razón, el cobre, cuyo número atómico es Z = 29, en vez de tener la siguiente configuración electrónica de acuerdo al principio Aufbau:

1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d⁹

representada en notación compacta como:

[Ar]4s²3d⁹

tendrá la siguiente configuración, confirmada experimentalmente:

[Ar]4s¹3d¹⁰

Después de estas dos excepciones, el llenado de capas y sub-capas de los elementos que siguen en orden de número atómico creciente procede de la manera usual de acuerdo al principio Aufbau, tanto entre el cromio y el cobre, como para elementos con número atómico mayor al del cobre, hasta llegar al niobio cuyo número atómico es Z = 41 y en donde tenemos otra excepción, ya que en vez de tener la siguiente configuración electrónica de acuerdo al principio Aufbau:

1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹⁰4p⁶5s²4d³

representada en notación compacta como:

[Kr]5s²4d³

tendrá la siguiente configuración, confirmada experimentalmente:

[Kr]5s¹4d⁴

PROBLEMA: Dar las configuraciones electrónicas, en notación compacta, del manganeso (Z = 25), el hierro (Z = 26), el cobalto (Z = 27) y el níquel (Z = 28).

__Mn (Z = 25):__[Ar]4s²3d⁵

__Fe (Z = 26):__[Ar]4s²3d⁶

__Co (Z = 27):__[Ar]4s²3d⁷

__Ni (Z = 25):__[Ar]4s²3d⁸

PROBLEMA: Dar las configuraciones electrónicas, en notación compacta, del zinc (Z = 30) y del galio (Z = 31).

__Zn (Z = 30):__[Ar]4s²3d¹⁰

__Ga (Z = 31):__[Ar]3d¹⁰4s²4p¹

Obsérvese el reacomodo notacional que se llevó a cabo en el caso del galio a fin de “emparejar” los niveles energéticos.

Otro elemento que no obedece el principio de construcción Aufbau es la plata, cuyo número atómico es Z = 47 y cuya configuración electrónica en vez de ser:

1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹⁰4p⁶5s²4d⁹

representada en notación compacta como:

[Kr]5s²4d⁹

resulta tener la siguiente configuración, confirmada experimentalmente:

[Kr]5s¹4d¹⁰

PROBLEMA: El cadmio (Z = 48) y el indio (Z = 49) obedecen el principio de construcción Aufbau. Dar las configuraciones electrónicas para ambos tanto en notación explícita como en notación compacta.

En notación explícita:

__Cd (Z = 48): 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹⁰4p⁶5s²4d¹⁰

__In (Z = 49): 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹⁰4p⁶5s²4d¹⁰5p¹

En notación compacta:

__Cd (Z = 48):__[Kr]5s²4d¹⁰

__In (Z = 49):__[Kr]5s²4d¹⁰5p¹

PROBLEMA: El platino (Z = 78) y el oro (Z = 79) son excepciones al principio de construcción Aufbau, con las siguientes configuraciones:

__Pt (Z = 78):__[Xe]6s¹4f¹⁴5d⁹

__Au (Z = 79):__[Xe]6s¹4f¹⁴5d¹⁰

Sin embargo, el mercurio (Z = 80) sí obedece el principio Aufbau. Escribir en notación compacta la configuración electrónica del mercurio.

Usando como “núcleo electrónico” al gas noble xenón:

Xe (54): 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹⁰4p⁶5s²4d¹⁰5p⁶

la configuración electrónica del mercurio puede darse de la siguiente manera:

__Hg (Z = 80):__[Xe]6s²4f¹⁴5d¹⁰

PROBLEMA: ¿Qué elemento tiene la siguiente configuración electrónica?

1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁶4s²

Sumando todos los superíndices obtenemos el número total de electrones que debe ser igual al número de protones en el núcleo:

2 + 2 + 6 + 2 + 6 + 6 + 2 = 26

Puesto que el elemento tiene 26 electrones en su exterior y 26 protones en su núcleo, su número atómico es Z = 26, que corresponde al fierro (Fe).

PROBLEMA: Demuéstrese que el número máximo de electrones que puede situarse en una capa determinada especificada por el número cuántico principal n es 2n².

Para un l dado, el número total de subestados es:

2(2l+1)

siendo:

l = 0, 1, 2, 3, 4, ... , n -1

Entonces el número total N de electrones en una capa llena es:

N = Σ2(2l+1)

N = 2Σ(2l+1)

N = 2[1 + 3 + 5 + 7 + ... + (2n - 1)]

Denotando el término entre los paréntesis cuadrados como :

S = 1 + 3 + 5 + 7 + ... + (2n - 1)

podemos escribirlo de adelante hacia atrás de la manera siguiente:

S = (2n - 1) + (2n - 3) + (2n - 5) + (2n - 7) + ... + 1

Sumando ambas expresiones en forma ordenada, obtenemos lo siguiente:

2S = 2n + 2n + 2n + 2n + ... + 2n

2S = (2n) n = 2n²

Entonces el número máximo de electrones que puede situarse en una capa es N = 2S = 2n².

Se había visto con anterioridad que en el llenado de las subcapas de los primeros orbitales atómicos, específicamente, los orbitales 2s y 2p que corresponden ambos al número cuántico principal n = 2, primero se empieza a llenar el orbital 2s y una vez que ha sido llenado se procede al llenado del orbital 2p. Veremos ahora en mayor detalle el por qué esto es así.

Con el átomo de hidrógeno, los ocho niveles de n = 2 tenían igual energía, pero para el átomo de litio esto ya no es así. El átomo de litio eléctricamente neutro, cuyo número atómico es Z = 3, posee dos electrones en el orbital 1s. Esto nos deja el problema de determinar en cuál de los orbitales residirá el tercer electrón, si en el orbital 2s ó en el orbital 2p. Para zanjar este asunto, tenemos que recurrir a las distribuciones de probabilidad de la densidad electrónica de la función de onda radial, que anteriormente se había visto que tienen el siguiente aspecto para los primeros orbitales atómicos:

Orbital 1s:

Orbital 2s:

Orbital 2p:

Puesto que los orbitales en los cuales estamos interesados son los orbitales 2s y 2p, podemos traslapar los últimos dos diagramas superimponiendo el uno sobre el otro:

Aunque la ubicación más probable del electrón en el estado 2p (determinada por la altura máxima de la gráfica del mismo) se encuentra más cercana al núcleo atómico que la ubicación más probable del electrón en el estado 2s, la densidad electrónica del orbital 2s (que es lo que realmente importa) está más cercana al núcleo atómico que la densidad electrónica del orbital 2p. En virtud de esta situación, decimos que un electrón 2s “penetra” más cercanamente al núcleo que un electrón 2p. Por lo tanto, en un átomo de litio un electrón 2s penetra la nube electrónica de los electrones 1s y “vé” más de la carga positiva del núcleo atómico que un electrón en el menos penetrante orbital 2p que vé una carga nuclear cubierta por los dos electrones ubicados en el estado 1s. Por lo tanto, el electrón 2s es más fuertemente atraído hacia el núcleo, es más difícil de ionizar (arrancar del átomo), y está en un estado más estable (de energía más baja) que un electrón en el estado 2p.

Otra forma de explicar este efecto conocido comúnmente como efecto de penetración es sobre la base del momento angular del electrón. En el átomo de litio, una vez añadidos los primeros dos electrones a la subcapa 2s, si el electrón añadido al último tiene un momento angular apreciable (l = 1), entonces pasará la mayor parte del tiempo fuera del centro de la nube electrónica esférica de los electrones 2s y la carga nuclear efectiva que estará viendo será igual a +1 (el resultado de los tres protones con carga positiva en el núcleo atómico y los dos electrones con carga negativa en la subcapa 2s). De este modo, los electrones 2s “verán” al núcleo casi con toda su fuerza y estarán retenidos con más firmeza que los electrones 2p. Razonando en forma semejante, podemos argumentar que los electrones en una subcapa p estarán retenidos con más firmeza que los electrones en una subcapa d, y así continuarán los subsecuentes. Acomodando las subcapas de acuerdo con su “fuerza” de penetración, tenemos entonces que los poderes de penetración varían de la siguiente manera:

Más penetrante = s > p > d > f > g > h ...

PROBLEMA: Determínense las configuraciones electrónicas de los siguientes iones:

H^-, Li⁺, O^2-, F^-, Na⁺, Mg²⁺

Empezando con el átomo de hidrógeno eléctricamente neutral (1 protón en el núcleo y un electrón en torno al núcleo distrubuído como una nube de probabilidad), cuya configuración electrónica es 1s¹, de acuerdo con el principio de exclusión de Pauli podemos añadir un electrón adicional al estado 1s para formar así el ión de hidrógeno H^- cuya configuración electrónica será 1s²:

__H^- (1): 1s²

Empezando con el átomo de litio eléctricamente neutro, cuyo número atómico es Z = 3, de acuerdo con lo que vimos arriba su configuración electrónica vendría siendo:

__Li (3): 1s²2s¹

Si al litio eléctricamente neutro le quitamos el electrón de su subcapa más exterior (2s), tendremos el ión Li⁺. Entonces la configuración electrónica del ión Li⁺ debe ser:

__Li⁺ (3): 1s²

Obsérvese que los iones H^- y Li⁺ tienen la misma configuración electrónica. Sin embargo, siendo elementos distintos, poseen una carga nuclear diferente. Cuando dos elementos tienen la misma configuración electrónica, se dice que son isoelectrónicos.

Para el oxígeno eléctricamente neutro, cuyo número atómico es Z = 8, su configuración electrónica vendría siendo:

__O (8): 1s²2s²2p⁴

Si al oxígeno eléctricamente neutro le agregamos un electrón de su subcapa más exterior (2p), tendremos el ión O^-, y si le agregamos un segundo electrón tendremos el ión O^2-. Entonces la configuración electrónica del ión O^2- debe ser:

__O^2- (8): 1s²2s²2p⁶

Para el fluor eléctricamente neutro, cuyo número atómico es Z = 9, su configuración electrónica vendría siendo:

__F (9): 1s²2s²2p⁵

Si al fluor eléctricamente neutro le agregamos un electrón de su subcapa más exterior (2p), tendremos el ión F^-. Entonces la configuración electrónica del ión F^- debe ser:

__F^- (9): 1s²2s²2p⁶

Para el sodio eléctricamente neutro, cuyo número atómico es Z = 11, su configuración electrónica vendría siendo:

__Na (11): 1s²2s²2p⁶3s¹

Si al sodio eléctricamente neutro le quitamos el electrón que tiene en su subcapa más exterior (3s), tendremos el ión Na⁺. Entonces la configuración electrónica del ión Na⁺ debe ser:

__Na⁺ (11): 1s²2s²2p⁶

Para el magnesio eléctricamente neutro, cuyo número atómico es Z = 12, su configuración electrónica vendría siendo:

__Mg (12): 1s²2s²2p⁶3s²

Si al magnesio eléctricamente neutro le quitamos un electrón de su subcapa más exterior (3s), tendremos el ión Mg⁺, y si le quitamos el segundo electrón que le quedaba en la subcapa 3s tendremos entonces el ión Mg²⁺. Entonces la configuración electrónica del ión Mg²⁺ debe ser:

__Mg²⁺ (11): 1s²2s²2p⁶

Obsérvese que los iones F^-, Na⁺ y Mg²⁺ tienen la misma configuración electrónica. Cuando varios elementos tienen la misma configuración electrónica, se dice que forman parte de una serie isoelectrónica.

En el llenado electrónico de las subcapas conforme va aumentando el número atómico Z existen algunas excepciones a la configuración electrónica que de otro modo podríamos esperar. Una de tales excepciones es el cromo que será tratada a continuación.

PROBLEMA: Escríbase la configuración electrónica para el estado basal del cromo. Asimismo, sugiéranse los estados de oxidación posibles para dicho elemento.

El elemento cromo Cr tiene un número atómico Z = 24. La configuración electrónica del estado basal será entonces:

__Cr (24): 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d⁴

Una importante excepción a las reglas de llenado de subniveles (subcapas) es que los subniveles d y f, llenos o semillenos, son definitivamente favorecidos, y con el fin de obtener una configuración energéticamente más favorable, ocurrirán ligeros reordenamientos de las configuraciones predichas. De este modo, en el Cr, la consecución de la configuración d⁵ cambia la configuración predicha a:

__Cr (24): 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s¹3d⁵

Los posibles estados de oxidación de un átomo corresponden al número de electrones que se puedan sacar con mayor facilidad (rara vez más de siete). El orden de sacada de los electrones se parece más al orden inverso de llenado de átomos semejantes al hidrógeno que al del llenado de átomos polielectrónicos. La configuración electrónica del Cr sugiere que los posibles estados de oxidación son: 0, +1 (pérdida del electrón 4s), +2 (pérdida de los electrones 4s y 3d, que se supuso era un electrón 4s) y +6 (pérdida del electrón 4s y los electrones 3d). El estado de oxidación común +3 corresponde a la pérdida del electrón 4s y dos electrones 3d.

Otros elementos con un comportamiento similar en su llenado de capas y subcapas al del Cr son el cobre (Cu) y el uranio (U).

PROBLEMA: Dénse las configuraciones electrónicas de:

U, U³⁺, U⁴⁺, U⁵⁺, U⁶⁺, Cu, Cu⁺, Cu²⁺

El número atómico del uranio es Z = 92, y su configuración electrónica viene siendo, en notación compacta:

__U (Z = 92):_[Rn]7s²6d¹5f³__ó__U (Z = 92):_[Rn]7s²5⁴

__U³⁺ (Z = 92):_[Rn]5f³

__U⁴⁺ (Z = 92):_[Rn]5f²

__U⁵⁺ (Z = 92):_[Rn]5f¹

Por otra parte, el número atómico del cobre es Z = 29, y su configuración electrónica viene siendo, en notación compacta:

__Cu (Z = 29):_[Ar]4s¹3d¹⁰

__Cu⁺ (Z = 29):_[Ar]3d¹⁰

__Cu²⁺ (Z = 29):_[Ar]3d⁹

--------------------------------------

En notación explícita:

__U (Z = 92): 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶

__U (Z = 92): 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶

__U³⁺ (Z = 92): 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶

__U⁴⁺ (Z = 92):

__U⁵⁺ (Z = 92):

__Cu (Z = 29): 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s¹3d¹⁰

__Cu⁺ (Z = 29):: 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰

__Cu²⁺ (Z = 29): 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁹


Cuando hablamos del potencial de ionización estamos hablando de un voltaje, el voltaje que corresponderá a la energía mínima requerida para remover completamente un electrón de un átomo gaseoso o de una molécula gaseosa, el cual podemos representar como I.



PROBLEMA: Determínense los potenciales de ionización para:

He⁺, Li²⁺, Be³⁺, B⁴⁺, C⁵⁺

En este caso tenemos una serie isoelectrónica de especies en la cual se incluye el átomo del hidrógeno neutro, lo cual nos permite aplicar las fórmulas del modelo planetario de Bohr para los niveles de energía del estado basal n = 1, en este caso la que nos proporciona la energía de cada capa. Siendo la energía requerida para arrancar un electrón de un átomo de hidrógeno en su estado basal igual a 13.61 eV, el voltaje que hay que aplicar a cada una de las especies anteriores que corresponden a una serie isoelectrónica será, de acuerdo con la fórmula general para un átomo hidrogenoide:

E = (13.58 eV) Z²

Los potenciales de ionización que buscamos serán entonces los siguientes:

PROBLEMA: Suponiendo que un átomo de litio (Z = 3) se comporte como el átomo del hidrógeno, determínese la energía de ionización de un electrón en el estado 2s. El valor observado experimentalmente es 5.39 eV. Explíquese en forma cualitativa la diferencia entre el valor predicho teóricamente y el valor experimental.

Podemos obtener dos respuestas, dependiendo del efecto que estemos considerando. Si ignoramos el efecto de los dos electrones interiores en la capa 1s, el electrón en el estado 2s estaría en la órbita de Bohr con n = 2 y Z = 3. Usando la fórmula de Bohr para esta situación tenemos entonces lo siguiente:

Por otro lado, si consideramos que los dos electrones interiores que corresponden al estado 1s “blindan” completamente a los tres protones del núcleo del átomo de litio de forma tal que la carga efectiva fuera de ellos es +1, entonces la fórmula de Bohr para esta situación nos dá lo siguiente:

Podemos suponer que la energía de ionización del litio está entre los dos valores de -3.4 eV y -30.6 eV que hemos calculado teóricamente, y el valor experimental de -5.39 eV nos confirma nuestra suposición. El resultado experimental nos confirma que el electrón de valencia del litio penetra al corazón del helio y así puede “sentir” parte de la carga nuclear aunque no toda. Los electrones interiores que corresponden al estado 1s blindan parcialmente al electrón de valencia de la carga nuclear.

El potencial de ionización puede ser determinado experimentalmente bombardeando un gas con electrones que han sido acelerados mediante una diferencia de potencial eléctrico entre una rejilla y un filamento incandescente (al “rojo vivo”) que emite los electrones al ocurrir la emisión termoiónica. Una forma de visualizar esto es imaginando uno de los viejos tubos electrónicos al vacío (estamos hablando de tecnología que empezó a quedar obsoleta con el advenimiento del transistor hasta quedar obsoleta por completo con el diseño de transistores de alta potencia y circuitos microminiaturizados) que se utilizaban para la construcción de todos los equipos electrónicos:

cuyo esquema funcional básico es el siguiente:

excepto que en vez de utilizarse un tubo electrónico al vacío (que era como se construían todos los tubos electrónicos usados comercialmente) usaríamos un tubo electrónico que ha sido llenado con el elemento gasesoso cuyo potencial de ionización se desea medir. La diferencia de potencial eléctrico es aplicada entre la placa (el ánodo, con signo eléctrico positivo) y el cátodo (con signo eléctrico negativo) que viene siendo en realidad el filamento incandescente emisor de electrones.

Si los electrones acelerados no tienen suficiente energía cinética para que puedan producir un desplazamiento de un nivel energético a otro en los átomos o las moléculas del gas, se dice que las colisiones son elásticas. Conforme el potencial es incrementado, los electrones acelerados adquieren suficiente energía para excitar en los átomos o las moléculas del gas un electron orbital de un nivel al siguiente, y es posible la emisión de luz al caer los electrones al nivel más bajo que había quedado vacante. Los potenciales requeridos para producir esta emisión de luz son llamados potenciales de resonancia, y la relación entre el potencial de aceleración y la frecuencia de la luz emitida es:

Ee = hν

siendo e la carga del electrón.

Si el potencial acelerador excede el potencial de ionización, es posible arrancar por completo un electrón del átomo o la molécula, y este potencial es precisamente el potencial de ionización. El potencial de ionización de un átomo o de una molécula puede ser calculado directamente de datos espectroscópicos. El ión con una carga positiva puede ser objeto de ionizaciones subsecuentes utilizando electrones de mayor energía, esto es, el segundo, tercero, cuarto, etcétera potenciales de ionización corresponden a la expulsión del segundo, tercero, cuarto, etcétera electrones.

A continuación se tiene una gráfica de los primeros potenciales de ionización de átomos gaseosos en funciónn de los números atómicos:

Los potenciales de ionización cambian de una manera periódica por el llenado progresivo de las capas atómicas con electrones de “llenado”. Como puede apreciarse en la gráfica, los máximos principales están dados por los gases nobles o inertes (helio, neón, argón), y los mínimos principales están dados por los átomos de los elementos metálicos alcalinos (litio, sodio, potasio).

Los átomos de los elementos metálicos alcalinos son fácilmente ionizables puesto que tienen un electrón solitario en su orbital más externo, y la carga efectiva nuclear sobre dicho electrón es baja. La atracción del núcleo hacia los electrones más exteriores de los metales alcalino-térreos está efectivamente blindada por los electrones de las órbitas interiores. En las series litio, sodio, potasio, rubidio y cesio los potenciales de ionización disminuyen por el aumento progresivo en el tamaño de la órbita más exterior que contiene un electrón solitario.

En contraste, los potenciales de ionización de los halógenos (flúor, cloro) son casi tan grandes como los de los gases inertes. Esto se debe a que los electrones en las órbitas más exteriores de los átomos de los halógenos están blindados de la carga nuclear principalmente por los electrones en las órbitas interiores, puesto que los electrones en las órbitas más exteriores están todos aproximadamente a la misma distancia del núcleo. Un resultado directo de este efecto de blindaje incompleto es que, en lo que concierne a los electrones en las órbitas más exteriores, los átomos halogénicos están más predispuestos a tomar un electrón adicional para formar iones negativos.