Ionizační energie - Ionization energy

Trendy ionizační energie vynesené proti atomovému číslu . Energie ionizace se postupně zvyšuje z alkalických kovů na vzácné plyny . Maximální ionizační energie také klesá z první do poslední řady v daném sloupci, kvůli rostoucí vzdálenosti valenčního elektronového obalu od jádra. Predikované hodnoty se používají pro prvky nad 104.

Ve fyzice a chemii je ionizační energie ( americký anglický pravopis) nebo ionizační energie ( britský anglický pravopis) minimální množství energie potřebné k odstranění nejvíce volně vázaného elektronu izolovaného neutrálního plynného atomu nebo molekuly . Je kvantitativně vyjádřeno jako

X (g) + energie ⟶ X + (g) + e -

kde X je jakýkoli atom nebo molekula, X + je výsledný ion, když byl původní atom zbaven jediného elektronu, a e - je odstraněný elektron. Toto je obecně endotermický proces . Zpravidla platí, že čím blíže jsou nejvzdálenější elektrony k jádru atomu , tím vyšší je ionizační energie atomu.

Vědy fyziky a chemie používají pro ionizační energii různé jednotky. Ve fyzice je jednotkou množství energie potřebné k odstranění jednoho elektronu z jednoho atomu nebo molekuly, vyjádřené jako elektronvolty . V chemii je jednotkou množství energie potřebné k tomu, aby všechny atomy v molu látky ztratily po jednom elektronu: molární ionizační energie nebo přibližně entalpie , vyjádřeno jako kilojouly na mol (kJ/mol) nebo kilokalorie na mol (kcal /mol).

Porovnání ionizačních energií atomů v periodické tabulce odhaluje dva periodické trendy, které se řídí pravidly Coulombovy přitažlivosti :

  1. Ionizační energie se v daném období (tj. Řádku) obecně zvyšuje zleva doprava .
  2. Ionizační energie v dané skupině (tj. Sloupci) obecně klesá shora dolů .

Poslední trend vyplývá z toho, že vnější elektronový obal je postupně dále od jádra, s přidáním jednoho vnitřního obalu na řádek, jak se člověk pohybuje dolů po sloupci.

N th ionizační energie se vztahuje na množství energie nutné k odstranění většiny volně vázaného elektronu z druhu, který má náboj ( n -1). Například první tři ionizační energie jsou definovány následovně:

1. ionizační energie je energie, která umožňuje reakci X ⟶ X + + e -
2. ionizační energie je energie, která umožňuje reakci X + ⟶ X 2+ + e -
3. ionizační energie je energie, která umožňuje reakci X 2+ ⟶ X 3 ++ e -

Termín ionizační potenciál je starší a zastaralý termín pro ionizační energii, protože nejstarší metoda měření ionizační energie byla založena na ionizaci vzorku a urychlení odstranění elektronu pomocí elektrostatického potenciálu .

Mezi nejvýznamnější faktory ovlivňující ionizační energii patří:

  • Konfigurace elektronů: To odpovídá IE většiny prvků, protože všechny jejich chemické a fyzikální vlastnosti lze zjistit pouhým určením jejich příslušné konfigurace elektronů.
  • Jaderný náboj: Pokud je jaderný náboj ( atomové číslo ) větší, jsou elektrony v jádru drženy pevněji, a proto bude ionizační energie větší.
  • Počet elektronových obalů : Pokud je velikost atomu větší kvůli přítomnosti více obalů, elektrony jsou jádrem drženy méně pevně a ionizační energie bude menší.
  • Efektivní jaderný náboj ( Z eff ): Pokud je velikost stínění elektronů a penetrace větší, jsou elektrony jádrem drženy méně pevně, Z ef elektronu a ionizační energie jsou menší.
  • Stabilita: Atom se stabilnější elektronickou konfigurací má menší tendenci ztrácet elektrony a v důsledku toho má vyšší ionizační energii.
  • Obsazení elektronu: Pokud je nejvyšší obsazený orbitál dvojnásobně obsazen, pak je snazší odstranit elektron.

Mezi další drobné faktory patří:

Stanovení ionizačních energií

Zařízení pro měření ionizační energie.

Ionizační energie atomů, označovaná E i , se měří nalezením minimální energie světelných kvant ( fotonů ) nebo elektronů zrychlených na známou energii, která vyrazí nejméně vázané atomové elektrony. Měření se provádí v plynné fázi na jednotlivých atomech. Zatímco jako monatomické plyny se vyskytují pouze vzácné plyny, ostatní plyny lze rozdělit na jednotlivé atomy. Mnoho pevných prvků lze také ohřívat a odpařovat na jednotlivé atomy. Monatomická pára je obsažena v dříve evakuované trubici, která má dvě paralelní elektrody připojené ke zdroji napětí. Ionizující buzení se zavádí skrz stěny trubice nebo se vytváří uvnitř.

Když je použito ultrafialové světlo, vlnová délka je smetena dolů v ultrafialovém rozsahu. Při určité vlnové délce (λ) a frekvenci světla (ν = c/λ, kde c je rychlost světla) bude mít světelné kvanta, jehož energie je úměrná frekvenci, energii dostatečně vysokou, aby uvolnila nejméně vázané elektrony . Tyto elektrony budou přitahovány k kladné elektrodě a kladné ionty zbývající po fotoionizaci budou přitahovány k záporně nabité elektrodě. Tyto elektrony a ionty vytvoří proud trubicí. Ionizační energie bude energií fotonů i ( h je Planckova konstanta ), která způsobila prudký nárůst proudu: E i = i .

Když jsou k ionizaci atomů použity vysokorychlostní elektrony, jsou produkovány elektronovou pistolí uvnitř podobné evakuované trubice. Energii elektronového paprsku lze řídit zrychlovacími napětími. Energie těchto elektronů, která vede k prudkému nástupu proudu iontů a uvolněných elektronů trubicí, bude odpovídat ionizační energii atomů.

Atomy: hodnoty a trendy

Obecně je ( N +1) ta ionizační energie konkrétního prvku větší než N -ta ionizační energie (také lze poznamenat, že ionizační energie aniontu je obecně menší než u kationtů a neutrálního atomu pro stejný prvek). Když další ionizační energie zahrnuje odstranění elektronu ze stejného elektronového obalu, je nárůst ionizační energie způsoben především zvýšeným čistým nábojem iontu, ze kterého je elektron odebírán. Elektrony odstraněné z více vysoce nabitých iontů zažívají větší síly elektrostatické přitažlivosti; jejich odstranění tedy vyžaduje více energie. Kromě toho, když další ionizační energie zahrnuje odstranění elektronu z nižšího elektronového obalu, výrazně zmenšená vzdálenost mezi jádrem a elektronem také zvýší jak elektrostatickou sílu, tak vzdálenost, na kterou musí být tato síla překonána, aby se odstranil elektron. Oba tyto faktory dále zvyšují ionizační energii.

Některé hodnoty pro prvky třetího období jsou uvedeny v následující tabulce:

Následné hodnoty ionizační energie / kJ  mol −1
(96,485 kJ mol −1 ≡ 1  eV )
Živel za prvé Druhý Třetí Čtvrtý Pátý Šestý Sedmý
Na 496 4560
Mg 738 1450 7 730
Al 577 1816 2,881 11 600
Si 786 1577 3,228 4,354 16 100
P 1060 1890 2 905 4,950 6270 21 200
S 1 000 2295 3,375 4565 6 950 8490 27 107
Cl 1 256 2260 3850 5,160 6 560 9360 11 000
Ar 1520 2,665 3,945 5 770 7230 8 780 12 000

Při procházení konfigurací vzácných plynů dochází k velkým skokům v postupných molárních ionizačních energiích . Například, jak je vidět v tabulce výše, první dvě molární ionizační energie hořčíku (odizolování dvou 3s elektronů z atomu hořčíku) jsou mnohem menší než třetí, což vyžaduje odstranění 2p elektronu z neonové konfigurace Mg 2+ . Tento elektron je mnohem blíže jádru než dříve odstraněný 3s elektron.

Energie ionizace vrcholí v vzácných plynech na konci každé periody v periodické tabulce prvků a zpravidla klesá, když se začíná plnit nová skořápka.

Ionizační energie je také periodickým trendem v periodické tabulce. Pohybem zleva doprava během období nebo nahoru ve skupině se první ionizační energie obecně zvyšuje, s výjimkami, jako je hliník a síra v tabulce výše. Jak se jaderný náboj jádra v průběhu období zvyšuje, elektrostatická přitažlivost se mezi elektrony a protonem zvyšuje, proto se atomový poloměr zmenšuje a elektronový oblak se přibližuje k jádru, protože elektrony, zejména ten nejvzdálenější, jsou drženy pevněji vyšší účinný jaderný náboj. Podobně při pohybu vzhůru v rámci dané skupiny jsou elektrony drženy ve skořápkách s nižší energií, blíže k jádru, a proto jsou pevněji svázány.

Výjimky v ionizačních energiích

Existují výjimky z obecného trendu stoupajících ionizačních energií v určitém období. Například hodnota klesá z berylia ( 
4
Být
: 9,3 eV) na bór ( 
5
B
: 8,3 eV) az dusíku ( 
7
N.
: 14,5 eV) na kyslík ( 
8
Ó
: 13,6 eV). Tyto poklesy lze vysvětlit pomocí elektronových konfigurací.

Přidaný elektron v boru zaujímá p-orbitál .

Boron má svůj poslední elektron na orbitálu 2p, který má svou elektronovou hustotu v průměru dále od jádra než 2s elektrony ve stejném obalu. 2s elektrony pak do určité míry chrání 2p elektron z jádra a je snazší odstranit 2p elektron z boru než odstranit 2s elektron z berylia, což má za následek nižší ionizační energii pro B.

Nitrogen and oxygen's electron configuration
Tyto konfigurace elektronů nezobrazují plné a poloviční orbitaly.
Nitrogen and oxygen's electron configuration using box and arrows
Zde má přidaný elektron spin oproti jiným elektronům 2p. To snižuje ionizační energii kyslíku

V kyslíku poslední elektron sdílí dvojnásobně obsazený p-orbitál s elektronem opačného spinu . Dva elektrony na stejném orbitálu jsou k sobě v průměru blíže než dva elektrony na různých orbitálech, takže se navzájem účinněji chrání a je snazší jeden odstranit, což má za následek nižší ionizační energii.

Kromě toho ionizační energie po každém prvku vzácného plynu drasticky klesá. K tomu dochází, protože vnější elektron v alkalických kovech vyžaduje k odstranění mnohem menšího množství energie z atomu než vnitřní pláště. To také vede k nízkým hodnotám elektronegativity pro alkalické kovy.

Zinc and Gallium's respective electron configurations
Díky jedinému p-orbitálnímu elektronu v galiové konfiguraci je celková struktura méně stabilní, a proto pokles hodnot ionizační energie
Radium and Actinium's Electron Configuration (condensed)
Actiniová elektronová konfigurace předurčuje, že by bylo zapotřebí méně energie, aby se odstranil tento jediný d-orbitální elektron, ergo, i když má větší EC, radium má stále vyšší IE

Trendy a výjimky jsou shrnuty v následujících podsekcích:

Energie ionizace klesá, když

  • Přechod do nového období: alkalický kov snadno ztratí jeden elektron, aby opustil konfiguraci oktetu nebo pseudonosného plynu , takže tyto prvky mají pro IE pouze malé hodnoty.
  • Přechod ze s-bloku na p-blok: p-orbitál ztrácí elektron snadněji. Příkladem je berylium na bór s elektronovou konfigurací 1s 2 2s 2 2p 1 . Tyto 2s elektrony chrání jádro 2p elektronu s vyšší energií od jádra, což usnadňuje jeho odstranění. To se také děje v hořčíku na hliník .
  • Obsazení p-subshell s jeho prvním elektronem se spinem na rozdíl od ostatních elektronů: například v dusíku ( 
    7
    N.
    : 14,5 eV) na kyslík ( 
    8
    Ó
    : 13,6 eV), stejně jako fosfor ( 
    15
    P
    : 10,48 eV) na síru ( 
    16
    S
    : 10,36 eV). Důvodem je to, že kyslík, síra a selen mají díky efektům stínění ponořující ionizační energie. To se však přeruší od teluru, kde je stínění příliš malé na to, aby způsobilo pokles.
  • Přechod z d-bloku na p-blok: jako v případě zinku ( 
    30
    Zn
    : 9,4 eV) na gallium ( 
    31
    Ga
    : 6,0 eV)
  • Zvláštní případ: pokles z olova ( 
    82
    Pb
    : 7,42 eV) na vizmut ( 
    83
    Bi
    : 7,29 eV). To nelze přičíst velikosti (rozdíl je minimální: olovo má kovalentní poloměr 146 pm, zatímco vizmut je 148 pm). Nelze to přičíst ani relativistické stabilizaci orbitálu 6s, protože tento faktor je ve dvou sousedních prvcích velmi podobný. Jiné faktory naznačují, že v rozporu se skutečností je, že vizmut by měl mít vyšší IE díky své poloplné orbitální (přidávající stabilizaci) pozici v periodické tabulce (Bi je dále vpravo, takže by měla být méně kovová než Pb) a má jednu více protonu (přispívá k [účinnému] jadernému náboji).
  • Zvláštní případ: pokles z radia ( 
    88
    Ra
    : 5,27 eV) na aktinium ( 
    89
    Ac
    : 5,17 eV), což je přechod ze s na ad orbitální. Nicméně analogický přechod z barya ( 
    56
    Ba
    : 5,2 eV) na lanthan ( 
    57
    Los Angeles
    : 5,6 eV) nevykazuje změnu směrem dolů.
  • Lutetium ( 
    71
    Lu
    ) a lawrencium ( 
    103
    Lr
    ) oba mají ionizační energie nižší než předchozí prvky. V obou případech poslední přidaný elektron spustí nový subshell : 5d pro Lu s elektronovou konfigurací [Xe] 4f 14 5d 1 6s 2 a 7p pro Lr s konfigurací [Rn] 5f 4 7s 2 7p 1 . Tyto poklesy ionizačních energií byly od té doby použity jako důkaz v probíhající diskusi o tom, zda by Lu a Lr měly být zařazeny do skupiny 3 periodické tabulky místo lanthanu (La) a aktinia (Ac).

Energie ionizace se zvyšuje, když

  • Dosažení skupiny 18 vzácných plynných prvků: Je to dáno jejich úplnými elektronovými pod skořápkami, takže tyto prvky vyžadují velké množství energie k odstranění jednoho elektronu.
  • Skupina 12: Prvky zde, zinek ( 
    30
    Zn
    : 9,4 eV), kadmium ( 
    48
    CD
    : 9,0 eV) a rtuť ( 
    80
    Hg
    : 10,4 eV) všechny zaznamenávají náhlé rostoucí hodnoty IE na rozdíl od předchozích prvků: měď ( 
    29
    Cu
    : 7,7 eV), stříbrná ( 
    47
    Ag
    : 7,6 eV) a zlato ( 
    79
    Au
    : 9,2 eV). U rtuti lze extrapolovat, že relativistická stabilizace 6s elektronů zvyšuje ionizační energii, kromě špatného stínění elektrony 4f, které zvyšuje efektivní jaderný náboj na vnějších valenčních elektronech. Kromě toho, uzavřené-subshells elektronové konfiguraci: [Ar] 3d 10 4S 2 , [Kr] 4d 10 5s 2 a [Xe] 4f 14 5d 10 6S 2 zajišťují zvýšenou stabilitu.
  • Zvláštní případ: přechod z rhodia ( 
    45
    Rh
    : 7,5 eV) na palladium ( 
    46
    Pd
    : 8,3 eV). Na rozdíl od ostatních prvků skupiny 10 má palladium díky své elektronové konfiguraci vyšší ionizační energii než předchozí atom. Na rozdíl od niklu [Ar] 3d 8 4s 2 a platiny [Xe] 4f 14 5d 9 6s 1 je elektronová konfigurace palladia [Kr] 4d 10 5s 0 (přestože Madelungovo pravidlo předpovídá [Kr] 4d 8 5 s 2 ). Konečně nižší IE stříbra ( 
    47
    Ag
    : 7,6 eV) dále zdůrazňuje vysokou hodnotu pro palladium; jeden přidaný s elektron je odstraněn s nižší ionizační energií než palladium, což zdůrazňuje vysoké IE palladia (jak ukazuje výše uvedené hodnoty lineární tabulky pro IE)
  • IE gadolinia ( 
    64
    Gd
    : 6,15 eV) je o něco vyšší než oba předchozí ( 
    62
    Sm
    : 5,64 eV), ( 
    63
    Eu
    : 5,67 eV) a následující prvky ( 
    65
    Tb
    : 5,86 eV), ( 
    66
    Dy
    : 5,94 eV). Tato anomálie je dána skutečností, že d-subshell gadolinium valence si půjčuje 1 elektron z valenčního f-subshell. Nyní je valenční subshell d-subshell a kvůli špatnému stínění kladného jaderného náboje elektrony f-subshell elektron valence d-subshell zažívá větší přitažlivost k jádru, čímž se zvyšuje energie potřebná k odstranění (Outermost) valence -TJ .
  • Přesun do prvků d-bloku: Prvky Sc s elektronickou konfigurací 3d 1 mají vyšší IP ( 
    21
    Sc
    : 6,56 eV) než předchozí prvek ( 
    20
    Ca
    : 6,11 eV), na rozdíl od poklesu při přechodu na prvky s-block a p-block. Elektrony 4s a 3d mají podobnou stínící schopnost: 3d orbitál je součástí skořápky n = 3, jejíž průměrná poloha je blíže k jádru než orbitál 4s a obal n = 4, ale elektrony v orbitálech s mají větší penetraci do jádro než elektrony v d orbitálech. Vzájemné stínění 3d a 4s elektronů je slabé a efektivní jaderný náboj působící na ionizovaný elektron je poměrně velký. Yttrium ( 
    39
    Y
    ) má podobně vyšší IP (6,22 eV) než  
    38
    Sr
    : 5,69 eV. Poslední dva prvky d 1 ( 
    57
    Los Angeles
    : 5,18 eV) a ( 
    89
    Ac
    : 5,17 eV) mají jen velmi mírně nižší IP než jejich předchozí prvky ( 
    56
    Ba
    : 5,21 eV) a ( 
    88
    Ra
    : 5,18 eV).
  • Přesun do prvků f-bloku; Jak je vidět na výše uvedeném grafu pro ionizační energie, prudký nárůst hodnot IE od ( 
    55
    Čs
    ) do ( 
    57
    Los Angeles
    ) následuje malý téměř lineární nárůst s přidáním f elektronů. To je způsobeno kontrakcí lanthanoidů (u lanthanoidů). Toto snížení iontového poloměru je spojeno se zvýšením ionizační energie, což se zvyšuje, protože tyto dvě vlastnosti spolu korelují . Pokud jde o prvky d-bloku, elektrony jsou přidány do vnitřního obalu, takže nevznikají žádné nové pláště. Tvar přidaných orbitálů jim brání proniknout do jádra, takže elektrony, které je zaujímají, mají menší stínící kapacitu.

Anomálie ionizační energie ve skupinách

Hodnoty ionizační energie mají tendenci klesat při přechodu na těžší prvky ve skupině, protože stínění je zajištěno více elektrony a celkově valenční skořápky zažívají slabší přitažlivost od jádra. (Přičítáno většímu kovalentnímu poloměru, který se zvyšuje při sestupu skupiny) Přesto tomu tak vždy není. Jako jedna výjimka ve skupině 10 palladium ( 
46
Pd
: 8,34 eV) má vyšší ionizační energii než nikl ( 
28
Ni
: 7,64 eV), na rozdíl od obecného poklesu prvků z technecia  
43
Tc
na xenon  
54
Xe
. Takové anomálie jsou shrnuty níže:

  • Skupina 1:
    • Ve srovnání s alkalickými kovy je ionizační energie vodíku velmi vysoká (13,59844 eV). Důvodem je jeho jediný elektron (a tedy velmi malý elektronový oblak ), který je blízko jádra. Podobně, protože neexistují žádné další elektrony, které by mohly způsobit stínění, tento jediný elektron zažije plný čistý kladný náboj jádra.
    • Ionizační energie Francia je vyšší než předchozí alkalický kov , cesium . To je dáno jeho (a radiem) malými iontovými poloměry v důsledku relativistických efektů. Vzhledem k jejich velké hmotnosti a velikosti to znamená, že jeho elektrony se pohybují extrémně vysokými rychlostmi, což vede k tomu, že se elektrony blíží k jádru, než se očekávalo, a v důsledku toho je jejich odstranění obtížnější (vyšší IE).
  • Skupina 2: Radiační ionizační energie, která je vyšší než její předcházející baryum z kovu alkalických zemin , jako francium, je také způsobena relativistickými efekty. Elektrony, zejména elektrony 1 s, zažívají velmi vysoké účinné jaderné náboje . Aby se zabránilo pádu do jádra, musí 1s elektrony obíhat velmi vysokou rychlostí, což způsobuje, že speciální relativistické korekce jsou podstatně vyšší než přibližné klasické hybnosti. Podle principu nejistoty to způsobí relativistickou kontrakci orbitálu 1 s (a dalších orbitálů s elektronovou hustotou blízkou jádru, zejména ns a np orbitálů). Proto to způsobuje kaskádu změn elektronů, která nakonec vede k tomu, že se vnější elektronové obaly smršťují a přibližují k jádru.
  • Skupina 14: Vedoucí ( 
    82
    Pb
    : 7,4 eV) neobvykle vysoká ionizační energie. Je to způsobeno zahrnutím nejen elektronů 5d, ale také elektronů 4f ( lanthanoidů ). Elektrony 4f stíní jádro poměrně neefektivně z elektronů 6p, což způsobuje, že efektivní jaderný náboj je poměrně vysoký, a to do té míry, že ionizační energie olova je ve skutečnosti o něco vyšší než energie cínu .
  • Skupina 4:
    • Hafnium je v IE téměř podobné jako zirkonium . Účinky kontrakce lanthanoidů lze stále cítit i po lanthanoidech . To může být viděno skrz první menší atomové poloměry (což je v rozporu s pozorovaným periodickým trendem ) v 159 pm ( empirická hodnota ), což se liší od těch v 155 pm. Díky tomu se jeho ionizační energie zvýší o 18 ± kJ/mol −1 .
      • Titanium IE, který je menší než hafnium i zirkonium. Hafniová ionizační energie je podobná zirkoniu díky kontrakci lanthanidu. Proč je však ionizační energie zirkonia vyšší než prvek, který mu předchází, zůstává zahalen; nemůžeme ovládat atomové poloměry, protože ve skutečnosti je vyšší pro zirkonium a hafnium do 15 hodin. Také nemůžeme vládnout kondenzované ionizační energii, protože jsou víceméně stejné ([Ar] 3d 2 4s 2 pro titan, zatímco [Kr] 4d 2 5s 2 pro zirkonium). Navíc neexistují žádné poloplné ani plně vyplněné orbitaly, které bychom mohli porovnávat. Proto lze vyloučit pouze zirkonium je plně elektronovou konfiguraci, která je 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4S 2 4p 6 4d 2 5S 2 . Přítomnost úplného 3dblokového podúrovně se rovná vyšší účinnosti stínění ve srovnání s prvky 4d-bloku (což jsou pouze dva elektrony).
  • Skupina 5: podobné skupině 4, niob a tantal jsou si navzájem podobné, a to díky své konfiguraci elektronů a kontrakci lanthanoidů ovlivňující poslední prvek. Ipso facto, jejich významný vzestup IE ve srovnání s nejpřednějším prvkem ve skupině, vanadem , lze kromě jejich konfigurace elektronů přičíst také jejich plným elektronům d-bloku. Další zajímavou představou je niob napůl naplněný 5s orbitál; v důsledku odpudivé a výměnné energie (jinými slovy „náklady“ na vložení elektronu do nízkoenergetického podúrovně za jeho úplné zaplnění místo umístění elektronu do vysokoenergetického) překonání energetické mezery mezi s- a d- (nebo f) blokovat elektrony, ES nedodržuje pravidlo Madelung.
  • Skupina 6: stejně jako její předchůdci skupiny 4 a 5, skupina 6 také zaznamenává vysoké hodnoty při pohybu dolů. Wolfram je díky svým elektronovým konfiguracím opět podobný molybdenu . Podobně je také přičítán plnému 3d-orbitálu v jeho elektronové konfiguraci. Dalším důvodem je napůl vyplněný 4d orbitál molybdenu kvůli energiím elektronových párů porušujících princip aufbau.
  • Skupiny 7–12 prvků 6. období ( rhenium , osmium , iridium , platina , zlato a rtuť ): Všechny tyto prvky mají extrémně vysoké ionizační energie než prvek, který jim předchází v příslušných skupinách. Podstata toho je dána vlivem kontrakce lanthanoidů na post lanthanoidy, kromě relativistické stabilizace orbitu 6s.
  • Skupina 13:
    • Gallium's IE, který je vyšší než hliník. To je opět způsobeno d-orbitaly, kromě skandidové kontrakce, poskytující slabé stínění, a proto jsou efektivní jaderné náboje zvýšeny.
    • Thallium's IE, kvůli špatnému stínění 4f elektronů kromě kontrakce lanthanidu, způsobuje, že je jeho IE zvýšeno na rozdíl od jeho prekurzoru india .
  • Skupina 14: Olovo s vyšším IE ve srovnání s cínem . To je přičítáno, podobně jako thaliu skupiny IIIA, špatnému stínění pomocí orbitální a lanthanidové kontrakce.

Bohrův model pro atom vodíku

Ionizační energii atomu vodíku ( ) lze vyhodnotit v Bohrově modelu , který předpovídá, že úroveň atomové energie má energii

Pro vodík v základním stavu a tak, aby energie atomu před ionizací byla jednoduše

Po ionizaci je energie nulová pro nehybný elektron nekonečně daleko od protonu, takže ionizační energie je

. To souhlasí s experimentální hodnotou pro atom vodíku.

Kvantově-mechanické vysvětlení

Podle úplnější teorie kvantové mechaniky je umístění elektronu nejlépe popsáno jako rozdělení pravděpodobnosti v elektronovém oblaku , tj. Atomovém orbitálu . Energii lze vypočítat integrací do tohoto cloudu. Základní matematickou reprezentací oblaku je vlnová funkce, která je postavena na Slaterových determinantech skládajících se z molekulárních spinových orbitálů. Ty souvisejí Pauliho vylučovacím principem s antisymetrizovanými produkty atomových nebo molekulárních orbitálů .

Existují dva hlavní způsoby výpočtu ionizační energie. Obecně platí, že výpočet N -té ionizační energie vyžaduje výpočet energií a elektronových systémů. Přesný výpočet těchto energií není možný, s výjimkou nejjednodušších systémů (tj. Vodíku a prvků podobných vodíku ), a to především kvůli obtížím s integrací termínů elektronové korelace . Proto se běžně používají aproximační metody, přičemž různé metody se liší složitostí (výpočetní čas) a přesností ve srovnání s empirickými daty. To se stalo dobře studovaným problémem a běžně se provádí ve výpočetní chemii . Druhý způsob výpočtu ionizačních energií se používá hlavně na nejnižší úrovni aproximace, kde ionizační energii poskytuje Koopmanova věta , která zahrnuje nejvyšší obsazený molekulární orbitál nebo „ HOMO “ a nejnižší neobsazený molekulární orbitál nebo „ LUMO “, a uvádí, že ionizační energie atomu nebo molekuly se rovná energii orbitálu, ze kterého je elektron vysunut. To znamená, že ionizační energie je rovna energii HOMO, jehož formální rovnice se rovná: .

Molekuly: vertikální a adiabatická ionizační energie

Obrázek 1. Energetický diagram Franck – Condonova principu. Pro ionizaci diatomické molekuly je jedinou jadernou souřadnicí délka vazby. Dolní křivka je křivka potenciální energie neutrální molekuly a horní křivka je pro kladný ion s delší délkou vazby. Modrá šipka je vertikální ionizace, zde ze základního stavu molekuly na úroveň v = 2 iontu.

Ionizace molekul často vede ke změnám v molekulární geometrii a jsou definovány dva typy (první) ionizační energie - adiabatická a vertikální .

Adiabatická ionizační energie

Adiabatický ionizační energie molekuly je minimální množství energie nutné k odstranění elektron z neutrální molekuly, tedy rozdíl mezi energií vibračního základním stavu neutrálních druhů (v“= 0 hladina), a že z pozitivního iont (v '= 0). Specifická rovnovážná geometrie každého druhu nemá na tuto hodnotu vliv.

Energie vertikální ionizace

Vzhledem k možným změnám v molekulární geometrii, které mohou vyplývat z ionizace, mohou existovat další přechody mezi vibračním základním stavem neutrálních druhů a vibračně excitovanými stavy pozitivního iontu. Jinými slovy, ionizace je doprovázena vibračním buzením . Intenzita těchto přechodů je vysvětlena Franck -Condonovým principem , který předpovídá, že nejpravděpodobnější a nejintenzivnější přechod odpovídá vibračně excitovanému stavu kladného iontu, který má stejnou geometrii jako neutrální molekula. Tento přechod je označován jako „vertikální“ ionizační energie, protože je v diagramu potenciální energie reprezentován zcela svislou čarou (viz obrázek).

Pro diatomickou molekulu je geometrie definována délkou jednoduché vazby . Odstranění elektronu z vazebného molekulárního orbitálu oslabuje vazbu a prodlužuje její délku. Na obrázku 1 je křivka nižší potenciální energie pro neutrální molekulu a horní povrch pro kladný ion. Obě křivky vykreslují potenciální energii jako funkci délky vazby. Vodorovné čáry odpovídají vibračním úrovním s jejich přidruženými funkcemi vibračních vln . Protože má ion slabší vazbu, bude mít delší délku vazby. Tento efekt je představován posunutím minima křivky potenciální energie vpravo od neutrálních druhů. Adiabatická ionizace je diagonální přechod do základního vibračního stavu iontu. Vertikální ionizace může zahrnovat vibrační buzení iontového stavu, a proto vyžaduje větší energii.

Za mnoha okolností je adiabatická ionizační energie často zajímavější fyzikální veličinou, protože popisuje rozdíl v energii mezi dvěma potenciálními energetickými povrchy. Kvůli experimentálním omezením je však adiabatickou ionizační energii často obtížné určit, zatímco energii svislého oddělení lze snadno identifikovat a měřit.

Analogy ionizační energie pro jiné systémy

Zatímco termín ionizační energie se z velké části používá pouze pro atomové nebo molekulární druhy v plynné fázi, existuje řada analogických veličin, které berou v úvahu množství energie potřebné k odstranění elektronu z jiných fyzikálních systémů.

Energie vázající elektron

Vazebné energie konkrétních atomových orbitálů jako funkce atomového čísla. Kvůli rostoucímu počtu protonů jsou elektrony zabírající stejný orbitál pevněji vázány v těžších prvcích.

Energie vázající elektron je obecný termín pro minimální energii potřebnou k odstranění elektronu z určitého elektronového obalu pro atom nebo ion, kvůli tomu, že tyto negativně nabité elektrony jsou drženy na místě elektrostatickým tahem kladně nabitého jádra. Například energie vázající elektron pro odstranění 3p 3/2 elektronu z chloridového iontu je minimální množství energie potřebné k odstranění elektronu z atomu chloru, když má náboj -1. V tomto konkrétním případě má energie vázající elektron stejnou velikost jako elektronová afinita k neutrálnímu atomu chloru. V jiném příkladu se energie vázající elektrony týká minimálního množství energie potřebné k odstranění elektronu z dikarboxylátového dianionu - O 2 C (CH 2 ) 8 CO-
2
.

Graf vpravo ukazuje vazebnou energii pro elektrony v různých obalech v neutrálních atomech. Ionizační energie je nejnižší vazebná energie pro konkrétní atom (i když v grafu nejsou všechny uvedeny).

Pevné povrchy: pracovní funkce

Pracovní funkce je minimální množství energie potřebné k odstranění elektronu z pevného povrchu, kde pracovní funkce W pro daný povrch je definována rozdílem

kde - e je náboj elektronu , ϕ je elektrostatický potenciál ve vakuu poblíž povrchu a E F je Fermiho hladina ( elektrochemický potenciál elektronů) uvnitř materiálu.

Poznámka

Viz také

Reference

Prameny