Визначення та тренд енергії іонізації

Енергія іонізації – це енергія , необхідна для видалення електрона з газоподібного атома або іона . Перша або початкова енергія іонізації або E _i атома або молекули – це енергія, необхідна для видалення одного моля електронів з одного моля ізольованих газоподібних атомів або іонів.

Ви можете думати про енергію іонізації як про міру складності видалення електрона або сили, якою електрон зв’язаний. Чим вища енергія іонізації, тим важче видалити електрон. Тому енергія іонізації є показником реакційної здатності. Енергія іонізації важлива, оскільки її можна використовувати для прогнозування міцності хімічних зв’язків.

Також відомий як: потенціал іонізації, IE, IP, ΔH°

Одиниці : енергію іонізації виражають у кілоджоулях на моль (кДж/моль) або електронвольтах (еВ).

Тренд енергії іонізації в періодичній таблиці

Іонізація разом з атомним та іонним радіусом , електронегативністю, спорідненістю до електрона та металічністю відповідає тенденції в періодичній таблиці елементів.

• Енергія іонізації зазвичай збільшується, рухаючись зліва направо по періоду (ряду) елемента. Це пояснюється тим, що атомний радіус зазвичай зменшується, переміщаючись через період, тому між негативно зарядженими електронами та позитивно зарядженим ядром існує більше ефективного притягання. Іонізація має мінімальне значення для лужного металу в лівій частині таблиці та максимальне для благородного газу в крайній правій частині періоду. Благородний газ має заповнену валентну оболонку, тому він чинить опір видаленню електронів.
• Іонізація зменшується, переміщаючись зверху вниз по групі елементів (стовпцю). Це пояснюється тим, що основне квантове число зовнішнього електрона збільшується, рухаючись вниз по групі. В атомах більше протонів, що рухаються вниз по групі (більший позитивний заряд), але ефект полягає в тому, що електронні оболонки втягуються, роблячи їх меншими та екрануючи зовнішні електрони від сили тяжіння ядра. Більше електронних оболонок додається, рухаючись вниз по групі, тому крайній електрон стає все більш віддаленим від ядра.

Перша, друга та наступна енергії іонізації

Енергія, необхідна для видалення крайнього валентного електрона з нейтрального атома, є енергією першої іонізації. Друга енергія іонізації — це енергія, необхідна для видалення наступного електрона і так далі. Друга енергія іонізації завжди вища за першу енергію іонізації. Візьмемо, наприклад, атом лужного металу. Видалити перший електрон відносно легко, оскільки його втрата дає атому стабільну електронну оболонку. Видалення другого електрона включає нову електронну оболонку, яка ближче та тісніше зв’язана з атомним ядром.

Першу енергію іонізації водню можна представити наступним рівнянням:

Δ H ° = -1312,0 кДж/моль

Винятки з тренду іонізації

Якщо ви подивитеся на діаграму енергій першої іонізації, то відразу стане очевидним два винятки з тенденції. Перша енергія іонізації бору менша, ніж у берилію, а перша енергія іонізації кисню менша, ніж у азоту.

Причина невідповідності пов’язана з електронною конфігурацією цих елементів і правилом Хунда. Для берилію перший електрон потенціалу іонізації походить з 2s- орбіталі , хоча іонізація бору включає 2p – електрон. Як для азоту, так і для кисню електрон походить з 2p – орбіталі, але спін однаковий для всіх 2p -електронів азоту, тоді як на одній з 2p – орбіталей кисню є набір спарених електронів .

Ключові моменти

• Енергія іонізації – це мінімальна енергія, необхідна для видалення електрона з атома або іона в газовій фазі.
• Найпоширенішими одиницями енергії іонізації є кілоджоулі на моль (кДж/М) або електронвольти (еВ).
• Енергія іонізації демонструє періодичність у періодичній таблиці.
• Загальна тенденція полягає в тому, що енергія іонізації збільшується, рухаючись зліва направо впродовж періоду елемента. Переміщаючись зліва направо через період, атомний радіус зменшується, тому електрони більше притягуються до (ближчого) ядра.
• Загальна тенденція полягає в тому, що енергія іонізації зменшується, рухаючись зверху вниз у групі періодичної таблиці. Рухаючись на групу вниз, додається валентна оболонка. Зовнішні електрони знаходяться далі від позитивно зарядженого ядра, тому їх легше видалити.

Список літератури

• Ф. Альберт Коттон і Джеффрі Вілкінсон, Advanced Neorganic Chemistry (5-е видання, Джон Вайлі, 1988) стор.1381.
• Ланг, Пітер Ф.; Сміт, Баррі С. ” Енергія іонізації атомів і атомарних іонів “. Журнал хімічної освіти . 80 (8).

6.3: Енергія і утворення іонів

Енергія, необхідна на кроці 1 для повного видалення електрона з ізольованого атома, називається енергією іонізації. Енергія іонізації літію становить 520 кДж моль —1 . Іншими словами, 520 кДж енергії потрібно для видалення моля 2 с електронів з моля ізольованих атомів літію, щоб утворити моль ізольованих іонів літію. Як варіант, можна сказати, що для іонізації моля атомів літію потрібно 520 кДж. Див. Рисунок \(\PageIndex\) для візуального представлення енергетичної «вартості» іонізації.

Хоча енергія необхідна для виконання кроку 1, ми виявляємо, що енергія вивільняється на кроці 2, коли атом водню приймає електрон і стає гідридним іоном. Причину цього можна побачити в формуванні діаграми точкової щільності пари іонів LiH. Другий електрон, придбаний атомом водню, може з’єднатися з електроном вже в орбіталі 1 с, не суперечивши принципу виключення Паулі. В результаті новий електрон може рухатися досить близько до водневого ядра, щоб утримуватися досить міцно, значно знижуючи його енергію. Хоча парні електрони дещо відштовхуються один від одного, цього недостатньо, щоб компенсувати тяжіння ядра для обох.

Оскільки енергія електрона знижена, закон збереження енергії вимагає вивільнення такої ж кількості енергії при перетворенні атома водню в іон гідриду. Енергія, що виділяється при придбанні електрона атомом, називається спорідненістю електронів. Електронна спорідненість водню становить 73 кДж моль —1 , що вказує на те, що 73 кДж енергії виділяється, коли 1 моль ізольованих атомів водню кожен приймає електрон і перетворюється в іон гідриду.

Оскільки 520 кДж моль —1 потрібно для видалення електрона з атома літію, тоді як 73 кДж моль —1 вивільняється, коли електрон подається атому водню, випливає, що для перенесення електрона з літію в атом водню потрібно (520 – 73) кДж моль -1 = 47 кДж моль —1 . Цю чисту зміну енергії найкраще можна побачити на малюнку \(\PageIndex\) .

При кімнатній температурі процеси, які вимагають такої великої кількості енергії, вкрай малоймовірні. Дійсно перенесення електрона було б неможливим, якби не крок 3, близьке наближення двох іонів. Коли протилежно заряджені частинки рухаються ближче один до одного, їх потенційна енергія зменшується і вони виділяють енергію. Енергія, що виділяється, коли іони літію та гідридні іони збираються разом до 160 вечора під впливом їх взаємного тяжіння, становить 690 кДж моль —1 , що більш ніж достатньо для компенсації 447 кДж моль —1 , необхідного для передачі електрона. Таким чином, відбувається чистий викид (690 – 447) кДж моль —1 = 243 кДж моль —1 від загального процесу. Перенесення електрона з літію на водень і утворення пари Li + H – іон призводить до загального зниження енергії, як показано на малюнку \(\PageIndex\) нижче.

Малюнок \(\PageIndex\) : Енергетичні зміни, які відбуваються, коли атоми 1 моль H і 1 моль атомів Li перетворюються в 1 моль твердого тіла LiH. Показана діаграма енергетичного рівня в кілоджоулі для різних кроків, що беруть участь у утворенні 1 моль L i позитивної іонної пари H з відокремленого набору 1 моль H та 1 моль Li.

На наведеному вище малюнку зміна енергії на кожному кроці та загальна зміна проілюстровані діаграматично. Як і у випадку з атомною структурою, де електрони займають орбіталі, що мають найнижчу допустиму енергію, сукупність атомів має тенденцію переставляти складові електрони так, щоб мінімізувати її загальну енергію. Утворення пари іонів гідриду літію енергетично «під гору» і тому сприяє.

Більш повну картину задіяних енергій дає діаграма «Цикл Борна-Хабера» LiF ₂ нижче. Він підкреслює, що ЕА і IP застосовуються до одиночних атомів у газовій фазі, і що інші енергії можуть бути більш важливими при визначенні екзотермічності утворення іонних сполук. Найбільша енергія, що виділяється не ЕА, а енергія решітки. Інші енергетичні витрати передбачають утворення одиночних атомів у газовій фазі шляхом випаровування Li (s) (ΔH _vap) для отримання Li (g), а енергія дисоціації F ₂ (ΔH _{дисоціація}) для отримання 2F. Сума всіх енергій – це енергія утворення іонного з’єднання, згідно із Законом Гесса. В принципі, цикл Born Haber показує всі деталі формування LiF ₂, тоді як діаграма, яку ми розглядали раніше, займає загальну картину.

Малюнок \(\PageIndex\) : Енергетичні зміни, які відбуваються, коли 1 моль газу F ₂ і 1 моль металу Li перетворюються в 1 моль твердого тіла LiF ₂. [1] Діаграма енергетичного рівня показана для двох шляхів утворення іонів фториду літію. Енергетичні рівні представлені горизонтальними лініями і кожен крок енергетичних обмінів представлений стрілками, спрямованими або вгору, або вниз. Другий маршрут розбиває всі задіяні кроки. Початковий рівень – 1 моль твердого літію плюс половина моля газу фтору. Крок 1 вказує до рівня 1 моль газу літію плюс половина моль газу фтору. Крок 2 вказує на наступний рівень, який становить 1 моль іонного газу літію плюс половина моль газу фтору плюс 1 моль електрона. Крок 3 вказує на найвищий рівень, який становить 1 моль іонного газу літію плюс 1 моль газоподібного атома фтору плюс 1 моль електронів. Крок 4 вказує на 1 моль літій-іонного газу плюс фторид-іонний газ. Крок 5 позначені дельта Н латт, вказує на найнижчий рівень, що показує твердий фторид літію. Перший маршрут передбачає 1 крок, позначений дельтою H формування, вказуючи від початкового рівня до найнижчого кінцевого рівня.

Посилання

Квантова механіка. Атом водню

Розглянемо воднеподібні атоми, які складаються з нерухомого ядра із зарядом Ze і електрона, який рухається навколо нього. При Z =1 це буде атом водню, Z =2 іон гелію , Z =3 двохкратно іонізований атом літію та ін. Заряд ядра можна вважати точковим, а його електричне поле – сферично-симетричним.

Потенціальна енергія взаємодії електрона з ядром

де r – відносна відстань між електроном і ядром.

Графічно функція зображена на рис. 299 .

Стан електрона в атомі водню описується хвильовою функцією , яка є роз­в’язком стаціонарного рівняння Шредінгера

де Е – повна енергія електрона в атомі, а m – маса електрона. Оскільки поле, в якому рухається електрон, є сферично-симетрич­ним, то для розв’язання рівняння Шредінгера використовують сферичну систему координат: . Підставляючи в рівняння Шредінгера оператор Лапласа в сферич­них координатах, прийдемо до рівняння:

Функцію можна зобразити добутком трьох функцій, кожна з яких залежить від однієї змінної:

Не вдаючись до математичного роз­в’язання цієї задачі, обмежимось розглядом важливих результатів, які з нього отримують, пояснивши їх основний зміст.

Для рівняння Шредінгера має розв’язки, що задовольняють вимоги однозначності, скінченності і неперервності хвильової функції лише при власних значеннях енергії

де R – стала Рідберга, n – головне квантове число.

Розв’язок рівняння Шредінгера для атома водню приводить до появи дискретних енергетичних рівнів. Нижній рівень , що відповідає мінімально можливій енергії – основний, всі інші збуд­жені. При рух електрона є зв’язаним – він знаходиться всередині гіперболічної „потенціальної ями”. У міру зростання головного квантового числа n енергетичні рівні розміщуються тісніше і при . При рух електрона є вільний – він може покинути межі атома.
Енергія іонізації атома водню дорівнює:

У квантовій механіці дискретні значення енергій є наслідком самої теорії, вони випливають безпосередньо з розв’язків рівняння Шредінгера.

Рівняння Шредінгера задовольняють власні функції , що визначаються трьома квантовими числами: головним n, орбітальним l і магнітним .

Головне квантове число n визначає енергетичні рівні електрона в атомі

Воно може набувати довільних цілочислових значень, починаючи з одиниці: n=1, 2, 3.

З розв’язків рівняння Шредінгера випливає, що момент імпульсу (механічний орбітальний момент) електрона квантується, тобто не може бути довільним, а набуває дискретних значень, які обчислюють за формулою

де l – орбітальне квантове число, що виз­начає величину модуля вектора моменту імпульсу електрона в атомі

При заданому n набуває значення , тобто разом n значень.

З розв’язків рівняння Шредінгера виходить також, що вектор моменту імпульсу електрона може мати лише таку орієнтацію в просторі, при якій проекція на довільний напрямок ОZ набуває квантових значень, кратних :

де – магнітне квантове число , яке виз­начає проекцію моменту імпульсу елек­трона на заданий напрямок OZ .

Магнітне квантоване число при заданому l може набувати значення тобто разом значень. Фізичний сенс обмеження за величиною полягає в тому, що проекція вектора моменту не може бути більшою за довжину самого вектора.

На рис. 300 наведені можливі орієнтації векторів для електронів у випадку і .

Коли проекція має деяке значення , то на основі співвідношення невиз­наченості інших проекцій та будуть повністю невизначени­ми. Отже, вектор моменту імпульсу можна зобразити у вигляді вектора довжиною , який прецесує навколо осі ОZ і зберігає свою проекцію на вісь ОZ (рис. 301).

В магнітному полі рівень з голов­ним квантовим числом n внаслідок наявності квантового числа розщеплюється на підрівнів. Відповідно у спектрі атома повинно спостерігатися розщеплення спектральних ліній. Розщеплення енергетичних рівнів в магнітному полі було виявлено Т. Зееманом і називається ефектом Зеемана. Розщеплення рівнів енергій у зовнішньому електричному полі називається ефектом Штарка.

Хоча енергія електрона і залежить від головного квантового числа n, але кож­ному значенню (при ) відповідає декілька власних функцій , що від­різняються значеннями l i . Отже, атом водню може мати одне і те ж значення енергії, перебуваючи в декількох різних станах. Оскільки при даному n орбітальне квантове число l може змінюватись від 0 до , а кожному значенню l відповідає різних значень , то число різних станів, що відповідають даному n, дорівнює

Стани з однаковою енергією називаються виродженими, а кількість станів з певним значенням енергії називають кратністю виродження відповідного енергетичного рівня.

Якщо рух електрона має сферичну симетрію, то його розподіл у просторі залежить лише від радіальної складової хвильової функції . Ймовірність виявлення електрона в сферичному шарі товщиною dr на відстані r від ядра дорівнює об’єму цього шару на квадрат модуля :

Отже, лінійна густина ймовірності виявлення електрона на відстані r від ядра атома дорівнює

На рис. 302 зображено залежність від радіуса r для перших трьох станів електрона в атомі водню.

Густина ймовірності для основного стану атома спочатку до­рівнює нулю, а потім зростає до максимуму і далі експоненціально зменшується.

Отже, густина ймовірності виявлення електрона в різних частинах атома різна. Електрон при своєму русі ніби „розмазаний” по всьому об’єму, створюючи електронну хмару, густина якої характеризує ймовірність знаходження електрона в різних точках об’єму атома.

Квантові числа n i l характеризують розмір і форму електронної хмари, а квантове число характеризує орієнтацію електронної хмари в просторі (рис. 303).

Стан електрона, що характеризується квантовим числом , називається s-станом (електрон в цьому стані називається s-електроном), – p-станом; – d-станом; – f-станом і так далі.

Значення головного квантового чис­ла вказується перед умовним позначенням орбітального квантового числа:

1s; 2s2p; 3s3p3 d ; 4s4p4 d 4 f ; ….

Квантові числа n, l i дозволяють повністю описати спектр випромінювання атома водню, отриманий в теорії Бора.

У квантовій механіці появляються правила відбору, що обмежують число можливих переходів електронів в атомі, зв’язаних з випромінюванням і поглинанням світла. Теоретично доведено і експериментально підтверджено, що для ди­польного випромінювання електрона, який рухається в сферично-симетричному полі ядра атома, можуть здійснюватися лише такі переходи, для яких:

1. зміна орбітального квантового числа задовольняє умову ;

1. зміна магнітного квантового числа задовольняє умову

У спектральних лініях атома водню серії Лаймана відповідають переходи

np ® 1s (n=2, 3. ),

np ® 2s, np ® 2 p , (n=3, 4. ) (рис. 30 4 ).

Розглянемо можливі переходи у
воднеподібному атомі між станами d і p при наявності магнітного поля. Під дією зовнішнього магнітного поля енергетичні рівні розщеплюються (рис. 305).

Стан d розщеплюється на п’ять рівнів, а стан p – на три рівні. Коли зовнішнє магнітне поле відсутнє, то випромінюється фотон з довжиною хвилі , а при початкова спектральна лінія розщеплюється на три компоненти ; ; .