Энергия ионизации - основная характеристика атома. Именно она определяет природу и прочность которые способен образовывать атом. Восстановительные свойства вещества (простого) также зависят от этой характеристики.

Понятие «энергия ионизации» иногда заменяют понятием «первый ионизационный потенциал» (I1), подразумевая под этим самую маленькую энергию, которая нужна для того, чтобы электрон удалился от свободного атома, когда тот находится в таком состоянии энергии, которое называется низшим.

В частности, для атома водорода так называют энергию, которая требуется для отрыва электрона от протона. Для атомов с несколькими электронами существует понятие второго, третьего и т.д. ионизационных потенциалов.

Энергия ионизации - это сумма, одним слагаемым которой является энергия электрона, а другим - системы.

В химии энергия атома водорода обозначается символом «Ea», а сумму потенциальной энергии системы и энергии электрона можно выразить формулой: Ea= E+T= -Z.e/2.R.

Из этого выражения видно, что стабильность системы напрямую связана с зарядом ядра и расстояния между ним и электроном. Чем меньше это расстояние, чем сильнее заряд ядра, тем сильнее они притягиваются, тем стабильнее и устойчивее система, тем большее количество энергии необходимо потратить на разрыв этой связи.

Очевидно, что по уровню потраченной для разрушения связи энергии можно сравнивать стабильность систем: чем больше энергия, тем стабильнее система.

Энергия ионизации атома - (сила, которая необходима для разрушения связей в атоме водорода) была рассчитана экспериментальным путем. Сегодня ее значение известно точно: 13,6 эВ (электронвольт). Позже ученые, также при помощи целой серии экспериментов, сумели рассчитать энергию, требующуюся для разрушения связи атом - электрон в системах, состоящих из единственного электрона и ядра с зарядом, в два раза превышающим заряд атома водорода. Экпериментальным путем установлено, что в таком случае требуется 54,4 электронвольт.

Известные законы электростатики гласят, что энергия ионизации, необходимой для того, чтобы разорвать связь между противоположенными зарядами (Z и е), при условии, что они расположены на расстоянии R, фиксируется (определяется) таким уравнением: T=Z.e/R.

Такая энергия пропорциональна величине зарядов и, соответственно, находится в обратной зависимости к расстоянию. Это вполне естественно: чем сильнее заряды, тем сильнее силы соединяющие их, тем мощнее усилие требуется приложить, чтобы разрушить связь между ними. Это же касается и расстояния: чем оно меньше, тем сильнее энергия ионизации, тем больше вил придется приложить для разрушения связи.

Это рассуждение объясняет, почему система атомов с сильным зарядом ядра стабильнее и нуждается в большей энергии для отрыва электрона.

Сразу возникает вопрос: "Если только вдвое сильнее, почему энергия ионизации, необходимая для отрыва электрона, увеличивается не в два, а в четыре раза? Почему она равняется удвоенному заряду, взятому в квадрат(54,4/13,6=4)?".

Это противоречие объясняется довольно просто. Если заряды Z и е в системе находятся относительно во взаимном состоянии неподвижности, то энергия (Т) пропорциональна заряду Z, а увеличиваются они пропорционально.

Но в системе, где электрон с зарядом е делает обороты ядра с зарядом Z, а Z усиливается, пропорционально уменьшается радиус вращения R: электрон с большей силой притягивается к ядру.

Вывод очевиден. На энергию ионизации действует заряд ядра, расстояние (по радиусу) от ядра до высшей точки зарядовой плотности внешнего электрона; сила отталкивания между наружными электронами и мера проникающей способности электрона.

В химических реакциях поведение атомов и ионов в значительной мере зависит от того, насколько прочно у них электроны удерживаются на своих уровнях. Электроны связаны с ядром энергией, величина которой зависит от того, на каком уровне расположены электроны. Чем выше уровень, на котором находится электрон, тем меньше энергия связи.

Чтобы оторвать электрон от ядра, нужно затратить энергию, превышающую энергию связи. Мерой энергии электронов в различных атомах может служить энергия ионизации (потенциал ионизации), т. е. то количество энергии, которое необходимо затратить, чтобы оторвать электрон от атома и удалить его из сферы влияния положительно заряженного ядра. Величины потенциалов ионизации определены различными методами и приведены в приложении 5.

Потенциалы ионизации выражают в электронвольтах (эв) или в . Различают потенциалы ионизации первого электрона (т.е. количество энергии, необходимое для отрыва от атома первого электрона), второго электрона (т. е. количество энергии, необходимое для отрыва электрона от одновалентного положительного иона), третьего электрона и т. д.

Потенциал ионизации зависит в основном от величины заряда ядра и радиуса атома. Чем больше радиус атома, тем слабее притягивается электрон к ядру, а следовательно, и меньше энергии необходимо затратить на отрыв электрона и превращение атома в положительный ион. Потенциалы ионизации для элементов второго периода приведены в табл. 11.

Из таблицы видно, что наиболее трудно первый электрон отрывается от атома инертного элемента, имеющего стабильные, законченные энергетические уровни. Второй электрон труднее всего оторвать от атомов элементов I группы, третий - от атомов элементов II группы, так как в этих случаях отрываемый электрон принадлежит к законченному энергетическому уровню. Наоборот, очень легко отрывается первый электрон от атомов щелочных металлов, у которых он является единственным валентным электроном, дающим начало новому электронному слою.

Таблица 11. Потенциалы ионизации и радиусы атомов элементов второго периода

Если у атомов легче всего отрывается первый электрон, то для каждого следующего электрона энергия ионизации растет, так как свободный заряд иона, притягивающего электроны, при этом увеличивается. Поэтому всегда и т. д.

В периодах, как правило, ионизационный потенциал увеличивается слева направо, при этом восстановительные свойства элементов (атомов) уменьшаются, а окислительные возрастают.

В пределах одной и той же главной подгруппы (как правило) электрон связан тем слабее, чем больше порядковый номер элемента. Это видно из энергий ионизации щелочных металлов (табл. 12).

Таблица 12. Потенциалы ионизации щелочных металлов

Величина энергии ионизации зависит не только от заряда ядра и радиуса атома, но и от воздействия, вызванного волновыми свойствами электронов. Так, энергий ионизации элементов в побочных подгруппах периодической системы меняется незакономерно и с ростом заряда она обычно не уменьшается, как в главных подгруппах, а растет.

Различное изменение потенциалов ионизации главных и побочных подгрупп можно объяснить следующим образом.

У атомов элементов главных подгрупп по мере увеличения порядкового номера увеличивается радиус атома, т. е. расстояние отрываемых электронов от ядра, а следовательно, ослабляется связь этих электронов с ядром и поэтому уменьшаются потенциалы ионизации.

Кроме того, у s- и р-элементов на предпоследнем уровне находится 8 или 18 электронов, которые сильно экранируют заряд ядра. В этом случае величины потенциалов ионизации обусловливаются состоянием внешних электронов.

У атомов побочных подгрупп (d-элементов) наблюдается более сложная зависимость, вследствие того, что у них на последнем уровне находится, как правило, 2 (реже 1) электрона, а соседний с наружным уровень (так называемый d-подуровень) является незавершенным, что сказывается (хотя и непоследовательно) на увеличении потенциалов ионизации сверху вниз, так как d-электроны слабее экранируют заряд ядра.

В побочных подгруппах при переходе от одного элемента к другому (в порядке увеличения заряда ядра) потенциалы ионизации относительно мало изменяются, так как радиусы их атомов сравнительно медленно уменьшаются.

Наряду с энергией ионизации характерным свойством атома является сродство к эмктрону - величина энергии, выделяемая (или поглощаемая) при соединении атома с электроном, т. е. энергия реакции:

где Е - атом, e - электрон; - отрицательный ион.

При присоединении двух и более злектронов к атому энергия отталкивания больше, чем энергия притяжения. Поэтому сродство атома к двум и более электронам всегда отрицательно.

Сродство к электрону выражают обычно в электронвольтах или .

В табл. 13 приведены величины сродства некоторых атомов и молекул к электрону.

Таблица 13. Сродство атомов и молекул к электрону

Из приведенных данных видно, что атомы галогенов, в особенности фтор и хлор, имеют большое сродство к электрону, т. е. они весьма энергично притягивают недостающие (до октета) электроны.

Наиболее легко присоединяют электроны те атомы, которые имеют на внешнем слое 7, 6, 5 или 4 электрона и достраивают орбиту до восымиэлектронной, т. е. приобретают конфигурацию инертных элементов.

Наиболее легко отдают электроны те атомы, у которых на внешнем уровне имеется 1, 2, 3 электрона, и после этого остается также восьмиэлектронная оболочка.

Не следует, однако, считать, что атом тем легче присоединяет электроны, чем прочнее удерживает свои собственные электроны, т. е. что сродство к электрону тем больше, чем больше потенциал ионизации . Такой зависимости нет, так как на соотношение величин сродства к электрону и потенциалов ионизации сильно влияет структура электронной оболочки атома. Это можно наблюдать у атомов инертных элементов, потенциал ионизации которых очень велик, так как их энергетические уровни очень устойчивы, однако по той же причине их сродство к электрону очень мало.

Сродство к электрону определяется положением элемента в периодической системе.

В периодах слева направо величины сродства к электрону возрастают, в подгруппах сверху вниз они, как правило, уменьшаются.

Таким образом, потенциал ионизации может служить мерой восстановительной активности элементов; чем меньше потенциал ионизации атома, тем более сильным восстановителем он является, и, наоборот, чем больше потенциал ионизации, тем слабее восстановительная активность атома.

Сродство к электрону служит мерой окислительной способности атома: чем больше сродство атома к электрону, тем более сильным окислителем он является, так как наиболее легко присоединяет электрон.

Атомы металлов не принимают электроны; напротив, атомы неметаллов способны присоединить электроны. Причем, сродство к электрону у них тем больше, чем ближе к инертному элементу неметалл в периодической системе, т. е. в пределах периода неметаллические свойства усиливаются слева направо.

В реакциях окисления - восстановления отдача каким-либо атомом электрона, т. е. реакция окисления, обязательно должна сопровождаться присоединением электрона к какому-либо другому атому, т. е. реакцией восстановления. Иначе говоря, реакция окисления - восстановления протекает только в том случае, когда суммарный энергетический эффект является положительным, т. е. если в результате перехода электрона от одного атома к другому получится выигрыш энергии.

Разумеется, положительно заряженные ионы обладают сродством к электрону. При присоединении электрона к положительно заряженному иону выделяется энергия в количестве, равном потенциалу ионизации с обратным знаком. Отрицательно заряженные ионы, теряя электроны, приобретают энергию, равную по величине сродству к электрону.

Отсюда можно сделать следующий вывод: реакция может произойти лишь в том случае, если сродство к электрону окислителя больше, чем потенциал ионизации восстановителя.

Для оценки способности элементов к присоединению и отдаче электронов в химии введено понятие электроотрицательности элемента (X), под которой понимают сумму потенциала ионизации атома и его сродства к электрону , т. е. .

Ниже приведены величины электроотрицательностей некоторых элементов, причем электроотрицательность лития принята равной единице:

Из приведенных данных видно, что относительная электроотрицательность в периоде растет с увеличением номера элемента, в группе, наоборот, - уменьшается.

Чем больше величина электроотрицательности элемента, тем сильнее его окислительные (неметаллические) свойства, и, наоборот, элемент, имеющий наименьшее значение электроотрицательности, наиболее активно проявляет восстановительные свойства.

Пользуясь значениями электроотрицательности элементов, легко определить направление перехода электронов в реакциях, например

В первой реакции электроотрицательность водорода 2,1, а фтора 4. Разница между этими величинами относительно велика (4 - 2,1= 1,9). Следовательно, при взаимодействии водорода с фтором переход электронов будет направлен от водорода к фтору, т. е. водород окисляется, а фтор восстанавливается.

Во второй реакции электроотрицательность натрия 0,9, а водорода 2,1; поэтому в данном случае водород выступает уже в роли окислителя, т. е. принимает электроны, а натрий, проявляя восстановительные свойства, - отдает их.

В третьей реакции электроны перемещаются от алюминия к сере, так как электроотрицательность алюминия меньше, чем серы.

От строения атома зависит его радиус, энергия ионизации, сродство к электрону, электроотрицательность и другие параметры атома. Электронные оболочки атомов определяют оптические, электрические, магнитные, а главное - химические свойства атомов и молекул, а также большинство свойств твердых тел.

Магнитные характеристики атома

Электрон обладает собственным магнитным моментом , который квантуется по направлению параллельно или противоположно приложенному магнитному полю. Если два электрона, занимающие одну орбиталь, имеют противоположно направленные спины (согласно принципу Паули), то они гасят друг друга. В этом случае говорят, что электроны спаренные . Атомы, имеющие только спаренные электроны, выталкиваются из магнитного поля. Такие атомы называются диамагнитными . Атомы, имеющие один или несколько неспаренных электронов, втягиваются в магнитное поле. Они называются диамагнитными.

Магнитный момент атома, характеризующий интенсивность взаимодействия атома с магнитным полем, практически пропорционален числу неспаренных электронов.

Особенности электронной структуры атомов различных элементов отражаются в таких энергетических характеристиках, как энергия ионизации и сродство к электрону.

Энергия ионизации

Энергия (потенциал) ионизации атома E i - минимальная энергия, необходимая для удаления электрона из атома на бесконечность в соответствии с уравнением

Х = Х + + е −

Ее значения известны для атомов всех элементов Периодической системы. Например, энергия ионизации атома водорода соответствует переходу электрона с 1s -подуровня энергии (−1312,1 кДж/моль) на подуровень с нулевой энергией и равна +1312,1 кДж/моль.

В изменении первых потенциалов ионизации, соответствующих удалению одного электрона, атомов явно выражена периодичность при увеличении порядкового номера атома:

При движении слева направо по периоду энергия ионизации, вообще говоря, постепенно увеличивается, при увеличении порядкового номера в пределах группы - уменьшается. Минимальные первые потенциалы ионизации имеют щелочные металлы, максимальные - благородные газы.

Для одного и того же атома вторая, третья и последующие энергии ионизации всегда увеличиваются, так как электрон приходится отрывать от положительно заряженного иона. Например, для атома лития первая, вторая и третья энергии ионизации равны 520,3, 7298,1 и 11814,9 кДж/моль, соответственно.

Последовательность отрыва электронов - обычна обратная последовательности заселения орбиталей электронами в соответствии с принципом минимума энергии. Однако элементы, у которых заселяются d -орбитали, являются исключениями - в первую очередь они теряют не d -, а s -электроны.

Сродство к электрону

Сродство атома к электрону A e - способность атомов присоединять добавочный электрон и превращаться в отрицательный ион. Мерой сродства к электрону служит энергия, выделяющая или поглощающаяся при этом. Сродство к электрону равно энергии ионизации отрицательного иона Х − :

Х − = Х + е −

Наибольшим сродством к электрону обладают атомы галогенов. Например, для атома фтора присоединение электрона сопровождается выделением 327,9 кДж/моль энергии. Для ряда элементов сродство к электрону близко к нулю или отрицательно, что значит отсутствие устойчивого аниона для данного элемента.

Обычно сродство к электрону для атомов различных элементов уменьшается параллельно с ростом энергии их ионизации. Однако для некоторых пар элементов имеются исключения:

Элемент	E i , кДж/моль	A e , кДж/моль
F	1681	−238
Cl	1251	−349
N	1402	7
P	1012	−71
O	1314	−141
S	1000	−200

Объяснение этому можно дать, основываясь на меньших размерах первых атомов и большем электрон-электронном отталкивании в них.

Электроотрицательность

Электротрицательность характеризует способность атома химического элемента смещать в свою сторону электронное облако при образовании химической связи (в сторону элемента с более высокой электроотрицательностью). Американский физик Малликен предложил определять электроотрицательность как среднеарифметическую величину между потенциалом ионизации и сродством к электрону:

χ = 1/2 (E i + A e )

Трудность применения такого способа состоит в том, что значения сродства к электрону известны не для всех элементов.

В конце статьи, Вы в состоянии описать- Что такое Энергия ионизации, Определение, тенденция, Периодическая таблица и как рассчитать энергию ионизации. Давайте начнем обсуждать один за другим.

Что такое Энергия ионизации – Определение

Количество энергии (Работа) необходимо удалить один электрон из последней орбиты родительский атом, как термин энергия ионизации(т.е.).

Мы должны использовать энергию. Энергия необходима, чтобы вытащить электроны хорошо. Электроны не просто отрываются. В атомах, электроны удерживаются вместе электростатическими силами. Сила Электростатическая исходит от положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов. Так, надо что-то тянуть эти электроны прочь. Другими словами работа или энергия должна быть введена в нашу систему, чтобы вытащить этот электрон от.

Например –

Кальций (в качестве) → Как 2+ + 2е –

Кальций в нейтральном состоянии. Мы можем забрать два (или больше) электроны, чтобы сделать его кальций плюс два (в качестве 2+). Некоторые атомы могут отстраниться или может испустить более одного электрона.

• Теперь энергия, необходимая отстраниться, что первый электрон известен как первая энергия ионизации.
• В то время как энергия, необходимая для отстраниться, что второй электрон известен как второй т.е. и так далее.

Ионизация Периодическая таблица Энергия

Мы видим в периодической таблице, как мы идем через период энергия ионизации атома имеет тенденцию к увеличению. Эффективный заряд ядра (протоны) возрастать по мере идут слева направо.

объяснять

Для того, чтобы объяснить вид, что давайте по закону Кулона. Еще раз, Закон Кулона утверждает, что сила равна постоянная время К произведению двух зарядов, разделенных расстоянием между ними в квадрате.

• Помните, знаменатель (р 2) уменьшается, что означает силу (F) имеет тенденцию к увеличению.
• Увеличение заряда приводит к увеличению силы.
• Уменьшение радиуса атома имеет тенденцию к увеличению силы.

Там существует два заряда один протоны и другие являются электронами. Мы уже говорили, что наш эффективный заряд ядра имеет тенденцию к увеличению, как мы идем слева направо.

Принимая пример, Теперь, что происходит, при переходе от лития к фтору. Фтор имеет самую высокую силу. Другими словами, протоны, найденные в ядре тянуть эти электроны на внешней электронной оболочки с большим количеством силы гораздо больше силы, чем литий (или бериллий или бор или углерод).

Это означает, что он будет требовать гораздо больше энергии, чтобы вытащить эти внешние электроны от и именно поэтому, как мы идем через период от лития до фтора энергии ионизации имеет тенденцию к увеличению. Потому что, как мы идем слева направо, у нас есть более эффективный ядерный заряд, который означает, что мы имеем большую силу.

Когда мы идем вниз по группе, атомный радиус увеличивается. Если мы вернемся к закону Кулона, если радиус атома увеличивается, что увеличивает расстояние между двумя зарядами (протоны и электроны) увеличивается. Таким образом, R также увеличивает (знаменатель увеличивается) и это означает, что наша сила меньше.

Так, как мы идем вниз к группе наша энергия ионизации имеет тенденцию к снижению.

Таким образом, в основном, тем выше энергия ионизации, тем меньше вероятность, что вы отказаться от электронов

Энергия ионизации Trend

Атомный размер или радиус

Чем больше размера атома, чем меньше т.е.. По мере увеличения размера атома, внешние электроны расположены дальше от ядра и, следовательно, оказывают меньшее притяжение к ядру и, следовательно, могут быть легко удалены.

Скрининг эффект

Чем больше число электронов в оболочке внутренней, тем больше эффект экранирования на электроны во внешнем (валентность) Таким образом, оболочка, которая испытывает меньше притяжения от ядра и, следовательно, может быть легко удалена что приводит к более низкому значению потенциала ионизации. Теперь, когда мы двигаемся вниз группа, количество внутренних оболочек возрастает и, следовательно, потенциал ионизации имеет тенденцию к снижению.

Эффект от ядерного заряда в первой энергии ионизации

Ядерный заряд определяются как чистое ядерное притяжение в направлении электронов валентной оболочки.

Более эффективный ядерный заряд, более плотно электроны удерживаются с ядром и, следовательно, больше энергии будет требоваться, чтобы удалить электрон приводит к более высокому т.е..

Эффективный заряд ядра (с эфф) = Z-S,

Если Z = ядерный заряд; S = постоянная Скрининг.

При перемещении вдоль периода заряд ядра растет при увеличении атомного номера в то время как валентной оболочки остается тем же, и, таким образом, эффективные увеличения заряда ядра, которые приводят к более высокому т.е.. Следовательно, Т.е. увеличивается в течение всего периода с некоторыми расстройствами, а именно. IE элементов 3-й группы меньше, чем 2-й группы элементов, а так же, IE группы 16 элементы меньше, чем у группы, 15 элементы.

Увеличение положительного заряда на ион увеличивает эффективный ядерный заряд, который, в свою очередь, увеличивает т.е.. С другой стороны, увеличение отрицательного заряда на ион уменьшает эффективный ядерный заряд, который в свою очередь, уменьшает т.е..

Половина заполнена и полностью заполнена электронная конфигурация

Согласно правилу Хунда, атомы, имеющие наполовину заполненной или полностью заполненные орбитали сравнительно более стабильны и, следовательно, требуется больше энергии, чтобы удалить электрон из таких атомов, приводящих к более высоким, чем то есть, как правило, ожидаемого значения.

Устройство электронов(симметричность)

Симметрия играет важную роль в первом т.е.. Если атом или ион имеет S 2 п 6 конфигурация, его чрезвычайно т.е. высока из-за наличия так называемого механизма октетов (конфигурации благородного газа). Это объясняет, почему IE 2 Ли(литий) очень очень высока по сравнению с IE 1 .

IE 3 >>> IE 2 > IE 1

Удаление с, п, г и е электроны из одной и той же оболочки

Так как S-орбитали более шкаф ядро, чем р-орбиталь той же орбиты, его электроны испытывают притяжение больше, чем у р и, следовательно, их удаление трудно что приводит к более высокой IE. В целом, т.е. следует следующий порядок S> п > d > е орбиталь той же орбиты.

s> п > d > е орбиталь той же орбиты.

Запомнить: т.е.. измеряется в единицах электрон-вольта (эВ) в расчете на атом или кДж на моль или килокалории на моль.
1 эВ / атом ккал.

Как рассчитать энергию ионизации

На самом деле, электроны удерживаются ядром атомов металла на определенном сила, называемая силой связывания. Для того, чтобы избежать электронов мы поставлять энергию для преодоления обязательной силы. Эта работа выполняется фотоном, который содержит минимум энергии будет называется пороговой энергии чтобы сломать энергию связи. Энергетический порог также известен как рабочая функция.

Энергия ионизации = функция работы + кинетическая энергия

• Энергия E = Нч.
• Функция работы E 0 = Нч 0
• кинетическая энергия K.E = 1 / 2mv 2 .

1. Если энергия падающего фотона <(меньше, чем) энергетический порог ни один электрон не будет излучаться.
2. Если падающий фотон имеет энергию =(равный) к пороговой энергии электрона будет просто освободить от металлической поверхности.
3. В случае, падающий фотон имеет энергию >(больше чем) пороговой энергии, чем испускают электрон будет приобретать некоторую кинетическую энергию.
4. Кинетическая энергия электронов прямо пропорциональный на частоту удара Photon и это совершенно не зависит от интенсивности.
5. Число электронов выбрасывается в секунду зависит от интенсивность ударной Photon, не по их частоте.

Это все об основах – Что такое Энергия ионизации, Определение, тенденция, Периодическая таблица и как рассчитать энергию ионизации.

Энергия ионизации — это количество энергии, которое изолированный атом в основном электронном состоянии должен поглотить для освобождения электрона, в результате чего образуется ион.

Эта величина обычно выражается в кДж/моль или количество, необходимое для того, чтобы потерять один электрон.

Образование ионов

Ионы — это атомы, которые получили или потеряли электроны. Образуется ионизирующее излучение со своими положительными и отрицательными особенностями для человека. При рассмотрении первоначально нейтрального атома, вытеснение первого электрона потребует меньше работы, чем вытеснение второго, второй потребует меньше, чем третьего и так далее. Для вытеснение каждого последующего электрона требуется больше работы. Это происходит потому, что после потери первой отрицательно заряженной элементарной частицы общий заряд атома становится положительным, а отрицательные силы будут притягиваться к положительному заряду новообразованного иона.

Чем больше отрицательно заряженных элементарных частиц потеряно, тем более положительным будет этот ион, тем труднее отделить другие электроны от этого атома.

В общем, чем дальше электрон от ядра, тем легче его изгнать. Другими словами, энергия ионизации является функцией атомного радиуса: чем больше радиус, тем меньше количество работы, необходимой для удаления электрона с внешней орбитали. Например, было бы гораздо легче забрать электроны от более крупного элемента Ca (кальция), чем от того, где они крепче удерживаются к ядру как Cl (хлор).

В химической реакции, понимание энергии ионизации важно для того, чтобы понять поведение различных атомов при связях друг с другом .

Например, энергия ионизации натрия (щелочного металла) составляет 496 кДж/моль, тогда как хлора — 1251,1 кДж/моль.

Элементы, находящиеся близко друг к другу в периодической таблице, или элементы, не имеющие большой разницы в энергии ионизации, образуют полярные ковалентные или ковалентные связи. Например, углерод и кислород делают СО 2 (углекислый газ) находящиеся близко один к другому на периодической таблице. Они поэтому формируют ковалентное скрепление. Углерод и хлор образуют CCl 4 (четыреххлористый углерод) другой молекулой, которая ковалентно связана.

Периодическая таблица и тренд ионизации

Энергия ионизации зависит от атомного радиуса. Так как идя справа налево по периодической таблице, атомный радиус увеличивается, а энергия ионизации уменьшается слева направо в периодах и вниз по группам.

Объяснение шаблона в первых нескольких элементах

Водород имеет электронную структуру 1s1. Это очень маленький атом, и электрон приближается к ядру и, следовательно, притягивает. Нет электронов, экранирующих его от ядра, поэтому энергия ионизации высока 1310 кДж моль -1 .

Гелий имеет структуру 1s2. Электрон удаляется с той же орбиты, что и в случае с водородом он близок к ядру. Значение 2370 кДж моль -1 намного выше, чем у водорода, потому что ядро теперь имеет 2 протона, притягивающие их вместо 1.

Литий — 1s22s1. Свой внешний электрон находится на втором энергетическом уровне, гораздо более удаленнее от ядра. Можно утверждать, что это было бы компенсировано дополнительным протоном в ядре, но электрон не чувствует полной тяги ядра — он экранируется.

Если сравнить литий с водородом (а не с гелием), электрон водорода также чувствует тягу 1+ от ядра, но расстояние намного больше с литием. Первая энергия ионизации лития падает до 519 кДж моль -1 , тогда как водород составляет 1310 кДж моль -1 .

Исключения из этой тенденции наблюдаются для щелочноземельных металлов (группа 2: бериллий (Be), магний (Mg), кальций (Ca), стронций (Sr), барий (Ba), радий (Ra), унбинилий (Ubn) и элементов группы азота (группа 5: азот (N); фосфор (P); мышьяк (As); сурьма (Sb); висмут (Bi)). Группы 2 и 5 имеют полностью и наполовину заполненную электронную конфигурацию соответственно, поэтому для удаления отрицательно заряженных элементарных частиц из полностью заполненных орбиталей требуется больше работы, чем из неполнозаполненных.

Щелочные металлы (группа I) обладают малой энергией ионизации, особенно по сравнению с галогенами или группой VII.

В дополнение к радиусу (расстоянию между ядром и электронами на самой внешней орбите), количество электронов между ядром, в самой внешней оболочке, также влияет на энергию ионизации.

Этот эффект, при котором полный положительный заряд ядра не ощущается внешними электронами из-за отрицательных зарядов внутренних, частично отменяющих положительный заряд, называется экранированием.

Чем больше электронов защищает внешнюю электронную оболочку от ядра, тем меньше работы требуется для вытеснения отрицательно заряженной элементарной частицы из указанного атома.

Чем выше эффект экранирования требуется меньше приложить работы. Из-за экранирующего эффекта энергия ионизации уменьшается сверху вниз в группе. Из таблицы Менделеева видно что Цезий имеет низкую, а фтор самую высокую энергию ионизации (за исключением гелия и неона).

Для чего необходимо знать про эту величину

Падение энергии ионизации при движении вниз таблицы приводит к снижению энергии активации и, следовательно, к более быстрым реакциям.

Энергия ионизации являются одним из наиболее важных факторов, которые необходимо учитывать при оценке прочности химических связей и прогнозировании того, как химические вещества будут связываться друг с другом. Но это не .