8.4: Energia jonizacji

Ilość energii potrzebnej do usunięcia najluźniej związanego elektronu z atomu gazowego w jego stanie podstawowym nazywa się pierwszą energią jonizacji (IE1). Pierwsza energia jonizacji pierwiastka, X, to energia potrzebna do utworzenia kationu o ładunku 1+:

Energia wymagana do usunięcia drugiego najluźniej związanego elektronu nazywana jest drugą energią jonizacji (IE2).

Energia potrzebna do usunięcia trzeciego elektronu jest energią trzeciej jonizacji i tak dalej. Do usunięcia elektronów z atomów lub jonów zawsze wymagana jest energia, więc procesy jonizacji są endotermiczne, a wartości IE są zawsze dodatnie. W przypadku większych atomów najluźniej związany elektron znajduje się dalej od jądra i dlatego jest najłatwiejszy do usunięcia. Zatem wraz ze wzrostem rozmiaru promienia atomowyego energia jonizacji powinna spadać.

W pewnym okresie wskaźnik IE1 z reguły wzrasta wraz ze wzrostem Z. W dalszej części grupy wartość IE1 najczęściej maleje wraz ze wzrostem Z. Istnieją jednak pewne systematyczne odchylenia od tej tendencji. Należy zauważyć, że energia jonizacji boru (liczba atomowa 5) jest mniejsza niż berylu (liczba atomowa 4), mimo że ładunek jądrowy boru jest większy o jeden proton. Można to wytłumaczyć tym, że energia podpowłok wzrasta wraz ze wzrostem l, w wyniku penetracji i ekranowania. W obrębie dowolnej powłoki elektrony s mają niższą energię niż elektrony p. Oznacza to, że elektron s jest trudniejszy do usunięcia z atomu niż elektron p na tej samej powłoce. Elektron usunięty podczas jonizacji berylu ([He]2s2) jest elektronem s, natomiast elektron usunięty podczas jonizacji boru ([He]2s22p1) jest elektronem p; powoduje to niższą energię pierwszej jonizacji boru, mimo że jego ładunek jądrowy jest większy o jeden proton. Zatem widzimy niewielkie odchylenie od przewidywanego trendu występujące za każdym razem, gdy rozpoczyna się nowa podpowłoka.

Kolejne odchylenie ma miejsce, gdy orbitale zostają zapełnione w ponad połowie. Energia pierwszej jonizacji dla tlenu jest nieco mniejsza niż dla azotu, pomimo tendencji wzrostu wartości IE1 w okresie. W przypadku tlenu usunięcie jednego elektronu wyeliminuje odpychanie elektron-elektron spowodowane parowaniem elektronów na orbicie 2p i spowoduje powstanie orbitalu w połowie wypełnionego (co jest korzystne energetycznie). Analogiczne zmiany zachodzą w kolejnych okresach.

Usunięcie elektronu z kationu jest trudniejsze niż usunięcie elektronu z obojętnego atomu ze względu na większe przyciąganie elektrostatyczne do kationu. Podobnie usunięcie elektronu z kationu o większym ładunku dodatnim jest trudniejsze niż usunięcie elektronu z jonu o niższym ładunku. Zatem kolejne energie jonizacji dla jednego pierwiastka zawsze rosną. Jak widać w tabeli 1, występuje duży wzrost energii jonizacji dla każdego pierwiastka. Skok ten odpowiada usunięciu elektronów z rdzenia, które są trudniejsze do usunięcia niż elektrony walencyjne. Na przykład Sc i Ga mają po trzy elektrony walencyjne, więc szybki wzrost energii jonizacji następuje po trzeciej jonizacji.

Tabela 1: Kolejne energie jonizacji wybranych pierwiastków (kJ/mol)

Na zachowanie chemiczne atomów i jonów duży wpływ ma to, jak łatwo lub trudno jest usunąć ich elektrony, zwłaszcza najbardziej zewnętrzne elektrony, które uczestniczą w tworzeniu wiązań chemicznych. 

Energia potrzebna do usunięcia elektronu z atomu gazowego w stanie podstawowym nazywana jest pierwszą energią jonizacji i podawana jest w kJ/mol. Energia potrzebna do usunięcia następnego elektronu nazywana jest drugą energią jonizacji i tak dalej.

Przesuwając się w dół kolumny, energie jonizacji maleją. Przypomnijmy, że najwyższa główna liczba kwantowa elektronów walencyjnych wzrasta w dół kolumny, co prowadzi do większych rozmiarów atomów. Tak więc, im dalej znajdują się najbardziej zewnętrzne elektrony, tym łatwiej je usunąć.

W przypadku pierwiastków z grupy głównej energia jonizacji wzrasta w całym okresie. Przyczyna leży w rosnącej liczbie atomowej, w której elektrony walencyjne doświadczają wyższego efektywnego ładunku jądrowego, co utrudnia usunięcie najbardziej zewnętrznych elektronów. To wyjaśnia, dlaczego chlor ma wyższą energię jonizacji niż na przykład sód. Ogólnie rzecz biorąc, energia jonizacji jest minimalna dla metalu alkalicznego i wzrasta do szczytu z każdym gazem szlachetnym.

Metale przejściowe wykazują niewielki wzrost energii jonizacji w całym okresie, a elementy bloku f wykazują jeszcze mniejszą zmianę. 

Istnieją jednak pewne wyjątki, które należy wziąć pod uwagę.

Bor ma mniejszą energię jonizacji niż beryl, mimo że znajduje się dalej po prawej stronie układu okresowego pierwiastków. Beryl ma niższą energię 2s elektronów, podczas gdy bor ma wyższą energię 2p elektronu, dzięki czemu jego usuwanie jest energetycznie korzystniejsze. 

Innym wyjątkiem jest tlen, który ma niższą energię pierwszej jonizacji niż azot. W porównaniu z azotem tlen ma cztery p-elektrony, a usunięcie jednego elektronu eliminuje odpychanie elektron-elektron. W związku z tym do jonizacji potrzeba mniej energii. Wyjątki te obserwuje się również w kolejnych okresach.

Usuwanie elektronów z kationów jest trudniejsze niż z atomów obojętnych. Ogólnie rzecz biorąc, kolejne energie jonizacji zwiększają się dla pierwiastków. 

Weź pod uwagę potas. Druga energia jonizacji jest znacznie wyższa, ponieważ polega na usunięciu elektronu rdzenia z jonu o konfiguracji gazu szlachetnego. 

Podobnie w przypadku wapnia następuje duży wzrost od drugiej do trzeciej energii jonizacji, gdy elektron rdzeniowy jest usuwany z kationu o konfiguracji gazu szlachetnego.