Википедија

Енергија јонизације

минимална количина енергије потребна за уклањање електрона из атома или молекула у гасовитом стању

Енергија јонизације (Ei) је најмања количина енергије коју је потребно довести једном атому неког елемента да би он отпустио свој последњи, најслабије везани електрон са последњег електронског нивоа.[1][2][3] То се квантитативно изражава као:

Трендови енергије јонизације приказани су као функција атомског броја. Енергија јонизације постепено се повећава од алкалних метала до племенитих гасова. Максимална енергија јонизације такође се смањује од првог до последњег реда у датој колони, због све веће удаљености валентне електронске љуске од језгра.
X(g) + енергија ⟶ X+(g) + e−

где је X било који атом или молекул, X+ је јон са једним уклоњеним електроном, и e− је уклоњени електрон.[4] Оно је генерално ендотерман процес. По правилу, што су најудаљенији електрони ближе језгру атома, то је већа енергија јонизације атома.

Физичке и хемијске науке користе различите јединице за енергију јонизације.[5] У физици, јединица је количина енергије потребна за уклањање једног електрона из једног атома или молекула, изражена као електронволти. У хемији, јединица је количина енергије потребна да сви атоми у молу супстанце изгубе по један електрон: енергија моларне јонизације или приближно енталпија, изражена у килоџулима по молу (kJ/mol) или килокалоријама по молу.[6]

Енергија јонизације је веома важна мера реактивности одређеног елемента. Вредност енергије јонизације дуж групе опада, што се објашњава порастом пречника атома и последичним падом јачине привлачних електростатичких сила између валентног електрона и језгра.[7] Како су ове силе слабије, електрон се лакше отпушта, а побуђивање атома захтева мању количину енергије. Притом, прва енергија јонизације је најмања док је свака следећа значајно већа. У екстремним случајевима, друга енергија јонизације је и 1.000 пута већа од прве, као што је то случај код алкалних метала где се након прве јонизације постиже стабилна електронска конфигурација, са попуњеним октетом и јачим интраатомским силама између језгра и валентних електрона. Насупрот томе, енергија јонизације дуж периоде расте јер све већи број електрона у истом енергетском нивоу више интереагује са језгорoм и отежава отпуштање валентних електрона, тј потребно је довести све већу количину енергије да би се валентни електрон(и) отпусито и на тај начин постигао стабилну електронску конфигурацију.

Енергија јонизације n-тог реда се односи на количину енергије неопходне да се уклони електрон из честице наелектрисања (n-1). На пример, прве три енергије јонизације су дефинисане на следећи начин:

1. енергија јонизације је енергија која омогућава реакцију X ⟶ X+ + e−
2. енергија јонизације је енергија која омогућава реакцију X+ ⟶ X2+ + e−
3. енергија јонизације је енергија која омогућава реакцију X2+ ⟶ X3+ + e−

Термин јонизациони потенцијал је старији и застарели појам[8] за енергију јонизације,[9] јер се најстарији метод мерења енергије јонизације заснивао на јонизовању узорка и убрзању електрона уклоњеног електростатичким потенцијалом.

Најзначајнији фактори који утичу на енергију јонизације укључују:

  • Електронска конфигурација: она објашњава енергију јонизације већине елемената, јер се све њихове хемијске и физичке карактеристике могу утврдити само одређивањем њихове одговарајуће електронске конфигурације.
  • Нуклеарно наелектрисање: ако је нуклеарни набој (атомски број) већи, језгро јаче држи електроне и отуда енергија јонизације постаје већа.
  • Број електронских омотача: ако је величина атома већа због присуства више љуски, језгро слабије држи електроне и енергија јонизације бива мања.
  • Ефективни нуклеарни набој (Zeff): ако су величине заштите и пенетрације електрона веће, језгро слабије држи електроне, Zeff електрона и енергијe јонизације су мањe.[10]
  • Тип јонизоване орбитале: атом стабилније електронске конфигурације има мању тенденцију да губи електроне и сходно томе има већу енергију јонизације.
  • Електронско заузеће: ако је највиша заузета орбитала двоструко попуњена, тада је лакше уклонити електрон.

Остали мањи фактори укључују:

  • Релативистички ефекти: они утичу на теже елементе (посебно на оне чији је атомски број већи од 70), јер се њихови електрони приближавају брзини светлости, те стога имају мањи атомски радијус/већу енергију јонизације.
  • Контракција лантаноида и актиноида (и контракција d-блока[11]): велико скупљање елемената утиче на енергију јонизације, јер се снажније осећа нето наелектрисање језгра.
  • Енергије електронског пара[12] и енергија размене: оне су применљиве само потпуно испуњене и допола испуњене орбитале.

Одређивање енергија јонизације

уреди
 
Апарат за мерење енергије јонизације.

Енергија јонизације атома, означена као Ei, мери се[13] проналажењем минималне енергије светлосних кванта (фотона) или електрона убрзаних до познате енергије која ће избацити најслабије везане атомске електроне. Мерење се врши у гасној фази на појединачним атомима. Док се само племенити гасови јављају као моноатомски гасови, други гасови се могу поделити у појединачне атоме. Такође, многи чврсти елементи могу да се загреју и испаре у појединачне атоме. Моноатомска пара се уноси у претходно евакуисану цев која има две паралелне електроде повезане са извором напона. Јонизујућа побуда се уводи кроз зидове цеви или се производи унутар ње.

Када се користи ултраљубичасто светло, таласна дужина се помера низ ултраљубичасто подручје. На одређеној таласној дужини (λ) и фреквенцији светлости (ν=c/λ, при чему је c брзина светлости), светлосни кванти, чија је енергија пропорционална фреквенцији, имаће енергију довољно високу да истисну најслабије везане електроне. Ови електрони ће бити привучени позитивном електродом, а позитивни јони преостали након фотојонизације бивају привучени негативно наелектрисаном електродом. Ови електрони и јони успостављају струју кроз цев. Енергија јонизације је енергија фотона hνi (h је Планкова константа) која је изазвала нагли пораст струје: Ei=hνi.

Када се електрони велике брзине користе за јонизацију атома, они се производе електронским пиштољем унутар сличне евакуисане цеви. Енергијом снопа електрона може се управљати убрзањем напона. Енергија ових електрона која доводи до наглог почетка струје од јона и ослобођених електрона кроз цев поклапа се са енергијом јонизације атома.

Вредности и трендови

уреди

Генерално, (n+1)-та енергија јонизације одређеног елемента већа је од n-те енергије јонизације. Када следећа енергија јонизације укључује уклањање електрона из исте електронске љуске, повећање енергије јонизације је првенствено узроковано повећањем нето наелектрисања јона из којег се електрон уклања. Електрони уклоњени из високо наелектрисаних јона доживљавају веће силе електростатичког привлачења; стога њихово уклањање захтева више енергије. Поред тога, када следећа енергија јонизације укључује уклањање електрона из доње електронске љуске, знатно смањено растојање између језгра и електрона такође повећава и електростатичку силу и растојање преко којег се та сила мора превазићи да би се електрон уклонио. Оба ова фактора додатно повећавају енергију јонизације.

 
Енергије јонизације достижу врхунац у племенитим гасовима на крају сваке периоде у периодном систему елемената, и по правилу, падају када нова орбитала почиње да се попуњава.

Неке од вредности за елементе треће периоде дате су у следећој табели:

Сукцесивне вредности енергије јонизације / kJ/mol−1
(96,485 kJ/mol ≡ 1 eV)
Елемент Први Други Трећи Четврти Пети Шести Седми
Na 496 4.560
Mg 738 1.450 7.730
Al 577 1.816 2.881 11.600
Si 786 1.577 3.228 4.354 16.100
P 1.060 1.890 2.905 4.950 6.270 21.200
S 1.000 2.295 3.375 4.565 6.950 8.490 27.107
Cl 1.256 2.260 3.850 5.160 6.560 9.360 11.000
Ar 1.520 2.665 3.945 5.770 7.230 8.780 12.000

Велики прескоци у узастопним моларним енергијама јонизације настају приликом проласка конфигурације племенитог гаса. На пример, као што се може видети у горњој табели, прве две моларне енергије јонизације магнезијума (уклањањем два 3s електрона са атома магнезијума) су много мање од треће, која захтева уклањање 2p електрона са неонске конфигурације Mg2+. Тај електрон је много ближи језгру од претходно уклоњеног 3s електрона.

Енергија јонизације је такође периодични тренд у периодном систему. Померајући се с лева надесно унутар дате периоде, или навише унутар групе, прва енергија јонизације се генерално повећава,[14] са изузетцима као што су алуминијум и сумпор у горњој табели. Како се нуклеарни набој језгра повећава дуж периоде, електронска заштита остаје константна, те се отуда атомски радијус смањује, а електронски облак постаје ближи језгру,[15] јер се електрони, нарочито они најудаљенији, чвршће држе већег ефективног нуклеарног наелектрисање. Слично томе при кретању навише унутар дате групе, електрони се држе у нижим енергетским орбиталама, ближе језгру и стога су чвршће повезани.[16]

Када се иде наниже унутар дате групе, електрони се налазе у љускама веће енергије са већим главним квантним бројем n, даље од језгра и стога су лабавије везани тако да се енергија јонизације смањује. Ефективни нуклеарни набој споро расте, тако да његов ефекат надмашује повећање n.[17]

Изузеци у енергијама јонизације

уреди

Постоје изузеци од општег тренда пораста енергије јонизације унутар периода. На пример, вредност опада од берилијума ( 4Be: 9,3 eV) до бора ( 5B: 8,3 eV), а од азота ( 7N: 14,5 eV) до кисеоника ( 8O: 13,6 eV). Ови падови се могу објаснити у смислу електронске конфигурације.[18]

 
Додати електрон у бору заузима p-орбиталу.

Бор има свој последњи електрон у 2p орбитали, чија је електронска густина у просеку удаљенија од језгра од 2s електрона у истој љусци. 2s електрони затим донекле штите 2p електрон од језгра, и лакше је уклонити 2p електрон из бора него уклонити 2s електрон из берилијума, што резултира мањом енергијом јонизације за B.[4]

У кисеонику, последњи електрон дели двоструко окупирану p-орбиталу са електроном супротног спина. Два електрона на истој орбитали су у просеку ближа један другом од два електрона на различитим орбиталама, тако да ефикасније штите један другог од језгра и лакше је уклонити један електрон, што резултира мањом енергијом јонизације.[4][19]

Штавише, након сваког елемента племенитог гаса, енергија јонизације драстично опада. Ово се дешава зато што спољашњи електрон у алкалним металима захтева много мању количину енергије да се уклони из атома него они из унутрашње шкољке. Ово такође доводи до ниске вредности електронегативности за алкалне метале.[20][21][22]

Смањење енергије јонизације

уреди
  • Прелазак у нови период: алкални метал лако губи један електрон да би оставио октет или конфигурацију псеудоплеменитог гаса, тако да ти елементи имају само мале вредности за IE.
  • Прелазак са s-блока на p-блок: p-орбитала лакше губи електрон. Пример је берилијум до бора, са конфигурацијом електрона 1s2 2s2 2p1. 2s електрони штите 2 електрон више енергије од језгра, чинећи га мало лакшим за уклањање. То се такође дешава од магнезијума до алуминијума.[23]
  • Заузимање p-подљуске са својим првим електроном са спином супротним другим електронима: као што је у азоту ( 7N: 14,5 eV) до кисеоника ( 8O: 13,6 eV), као и од фосфора ( 15P: 10,48 eV) до сумпора ( 16S : 10,36 eV). Разлог за то је што кисеоник, сумпор и селен имају опадајућу енергију јонизације због ефекта заштите.[24] Међутим, ово се прекида почевши од телура где је заштита премала да би произвела пад.
  • Прелазак са d-блока на p-блок: као у случају цинка ( 30Zn: 9,4 eV) до галијума ( 31Ga: 6,0 eV)
  • Посебан случај: смањење од олова ( 82Pb: 7,42 eV) до бизмута ( 83Bi: 7,29 eV). Ово се не може приписати величини (разлика је минимална: олово има ковалентни радијус од 146 pm, док је бизмут 148 pm[25]). Ово је због спин-орбитног цепања 6p љуске (олово уклања електрон са стабилизованог 6p1/2 нивоа, али бизмут уклања електрон са дестабилизованог 6p3/2 нивоа). Предвиђене енергије јонизације показују много већи пад од флеровијума до московијума, један ред ниже у периодном систему и са много већим спин-орбитним ефектима.
  • Посебан случај: смањење од радијума ( 88Ra: 5,27 eV) до актинијума ( 89Ac: 5,17 eV), што је прелазак са s на d орбиталу. Међутим, аналогни прелаз са баријума ( 56Ba: 5,2 eV) на лантан ( 57La: 5,6 eV) не показује промену наниже.
  • Лутецијум ( 71Lu) и лоренцијум ( 103Lr) имају енергију јонизације нижу од претходних елемената. У оба случаја последњи додат електрон покреће нову подљуску: 5d за Lu са конфигурацијом електрона [Xe] 4f14 5d1 6s2, и 7p за Lr са конфигурацијом [Rn] 5f4 7s2 7p1. Ови падови у енергијама јонизације за лутецијум и посебно лоренцијум показују да ови елементи припадају d-блоку, а не лантанском и актинијумском.[26]

Референце

уреди
  1. ^ Brady, J.E., Holum, J.R.,Chemistry. . John Wiley & Sons. 1993. ISBN 978-0-471-59979-1. 
  2. ^ Peter Atkins; Julio de Paula (2001). Physical Chemistry (7th изд.). W. H. Freeman. ISBN 0716735393. 
  3. ^ „Periodic Trends”. Chemistry LibreTexts (на језику: енглески). 2013-10-02. Приступљено 2020-09-13. 
  4. ^ а б в Miessler, Gary L.; Tarr, Donald A. (1999). Inorganic Chemistry (2nd изд.). Prentice Hall. стр. 41. ISBN 0-13-841891-8. 
  5. ^ „Ionization energy”. britannica.com. The Editors of Encyclopædia Britannica. Encyclopædia Britannica. 29. 5. 2020. Приступљено 3. 11. 2020. 
  6. ^ „Ionization Energy”. ChemWiki. University of California, Davis. 2013-10-02. 
  7. ^ „Chapter 9: Quantum Mechanics”. faculty.chem.queesu.ca (на језику: енглески). 15. 1. 2018. Архивирано из оригинала 24. 07. 2020. г. Приступљено 31. 10. 2020. 
  8. ^ „IUPAC - ionization potential (I03208)”. goldbook.iupac.org. Приступљено 2020-09-13. 
  9. ^ Cotton, F. Albert; Wilkinson, Geoffrey (1988). Advanced Inorganic Chemistry (5th изд.). John Wiley. стр. 1381. ISBN 0-471-84997-9. 
  10. ^ Lang, Peter F.; Smith, Barry C. (2003). „Ionization Energies of Atoms and Atomic Ions”. Journal of Chemical Education (на језику: енглески). 80 (8): 938. Bibcode:2003JChEd..80..938L. doi:10.1021/ed080p938. 
  11. ^ „Lanthanide Contraction- D Block Contraction (Scandide Contraction)”. chem.libretexts.org. Chemistry Libretexts. 22. 8. 2020. Приступљено 6. 12. 2020. „The d block contraction, also known as the Scandide Contraction, describes the atomic radius trend that the d block elements (Transition metals) experience.” 
  12. ^ Electron pair energies
  13. ^ Mahan, Bruce H. (1962). „Ionization Energy”. College of Chemistry, University of California Berkeley. Приступљено 2020-09-13. 
  14. ^ Stone, E.G. (19. 12. 2020). „Atomic Structure : Periodic Trends”. Department of Chemistry. chem.tamu.edu (на језику: енглески). 400 Bizzell St, College Station, TX 77843, Texas, United States: Texas A&M University. Архивирано из оригинала 11. 10. 2018. г. Приступљено 19. 12. 2020. 
  15. ^ „Anomalous trends in ionization energy”. Chemistry Stack Exchange. Приступљено 2020-09-20. 
  16. ^ „Ionization Energy | Introduction to Chemistry”. courses.lumenlearning.com. Приступљено 2020-09-13. 
  17. ^ Petrucci, Ralph H.; Harwood, William S.; Herring, F. Geoffrey (2002). General Chemistry (8th изд.). Prentice Hall. стр. 370. ISBN 0-13-014329-4. 
  18. ^ Grandinetti, Philip J. (8. 9. 2019). „Ionization Energy Trends | Grandinetti Group”. www.grandinetti.org. Приступљено 2020-09-13. 
  19. ^ Kent, Mr. „First Ionization Energy”. kentchemistry.com. KentChemistry. Приступљено 6. 12. 2020. „...The addition of the second electron into an already occupied orbital introduces repulsion between the electrons, thus it is easier to remove. that is why there is a dip in the ionization energy.” 
  20. ^ „Group IA”. chemed.chem.purdue.edu. Приступљено 2020-09-20. 
  21. ^ „Alkali Metals”. hyperphysics.phy-astr.gsu.edu. Приступљено 2020-09-13. 
  22. ^ „The Alkali Metals | Introduction to Chemistry”. courses.lumenlearning.com. Приступљено 2020-09-13. 
  23. ^ Boudreaux, K.A. (13. 8. 2020). „The Parts of the Periodic Table”. Department of Chemistry and Biochemistry. angelo.edu/faculty/kboudrea/ (на језику: енглески). 2601 W. Avenue N, San Angelo, TX 76909, Texas: Angelo State University. Приступљено 19. 12. 2020 — преко angelo.edu. 
  24. ^ „18.10: The Group 6A Elements”. Chemistry LibreTexts (на језику: енглески). 2014-07-02. Приступљено 2020-09-20. 
  25. ^ „Covalent Radius for all the elements in the Periodic Table”. periodictable.com. Приступљено 2020-09-13. 
  26. ^ Jensen, W. B. (2015). „Some Comments on the Position of Lawrencium in the Periodic Table” (PDF). Архивирано из оригинала (PDF) 23. 12. 2015. г. Приступљено 20. 9. 2015. 

Литература

уреди
  • Tro, Nivaldo J (2008). Chemistry: A Molecular Approach. стр. 348—349. ISBN 0-13-100065-9. . (2nd Edn.). New Jersey: Pearson Prentice Hall. .
  • Jolly, William L. (1991). Modern Inorganic Chemistry (2nd изд.). New York: McGraw-Hill. стр. 71—76. ISBN 978-0-07-112651-9. 
  • Mullay, J. (1987). „Estimation of atomic and group electronegativities”. Electronegativity. Structure and Bonding. 66. стр. 1—25. ISBN 978-3-540-17740-1. doi:10.1007/BFb0029834. 
  • „Chemical elements listed by ionization energy”. lenntech.com. Lenntech BV. 2018. Приступљено 6. 12. 2020. „The elements of the periodic table sorted by ionization energy click on any element's name for further information on chemical properties, environmental data or health effects. This list contains the 118 elements of chemistry.” 
  • Lang, Peter F.; Smith, Barry C. (август 2003). „Ionization Energies of Atoms and Atomic Ions”. Journal of Chemical Education. 80 (8): 938. Bibcode:2003JChEd..80..938L. doi:10.1021/ed080p938. 
Преузето из „https://sr.wikipedia.org/w/index.php?title=Енергија_јонизације&oldid=27953879”