Czym jest energia jonizacji i jak się zmienia?

Czym jest energia jonizacji?

W skrócie – energia jonizacji informuje, ile energii potrzeba do usunięcia elektronu z atomu lub jonu (czasami wyznacza się ją również dla cząsteczek). Wyróżniamy:

$I$ energię jonizacji – energię potrzebną do oderwania elektronu od atomu i przekształcenia go w jednododatni kation:

X_{(g)} \to X_{(g)}^{+} + e^{-}

$II$ energię jonizacji – energię potrzebną do oderwania elektronu od jednododatniego jonu i przekształcenia go w jon dwudodatni:

X^{+} \to X^{2 +} + e^{-}

Kolejne energie jonizacji informują, jaka porcja energii jest potrzebna do oderwania $3$ , $4$ i kolejnego elektronu. Zauważ, że dla atomu każdego pierwiastka można wyznaczyć tyle kolejnych energii jonizacji, ile elektronów ma ten atom. Np. dla sodu możemy wyznaczyć $11$ wartości energii jonizacji, a ostatnia $XI$ energia jonizacji będzie informować o tym, ile energii należy użyć, aby od jonu ${Na}^{10 +}$ oderwać ostatni elektron i przekształcić go w jon ${Na}^{11 +}$ . Energię jonizacji możemy mierzyć i wykorzystać do przewidywania zachowań poszczególnych atomów i jonów, ponieważ reaktywność danego indywiduum chemicznego zależy częściowo od tego, jak łatwo można usunąć elektrony z atomu czy jonu.

Energię jonizacji zwykle wyrażamy w elektronowoltach ( $eV$ ) dla pojedynczego atomu (jonu) lub w kilodżulach na mol atomów (jonów) ( $\frac{kJ}{mol}$ ).

X_{(g)} \to X_{(g)}^{+} + e^{-}

Jonizacja atomu

Proces jonizacji na przykładzie atomu sodu

Konfiguracja elektronowakonfiguracja elektronowaKonfiguracja elektronowa $Na$ : $1 s^{2} 2 s^{2} 2 p^{6} 3 s^{1}$ .

{Na}_{(g)} \to {Na}_{(g)}^{+} + e^{-} I_{1} = 496 \frac{kJ}{mol}

$I_{1}$ – pierwsza energia jonizacji

R12YyFLW1xS0m

Ilustracja przedstawiająca równanie jonizacji atomu sodu. Duża zielona kulka reprezentująca atom sodu dodać 496 kilodżuli na mol, strzałka w prawo, za strzałką mniejsza zielona kulka reprezentująca kation sodowy Na+ dodać bardzo małą niebieską kulkę symbolizującą elektron e-. — Jonizacja atomu sodu
Źródło: GroMar Sp. z o.o., licencja: CC BY-SA 3.0.

Konfiguracja elektronowa ${Na}^{+}$ : $1 s^{2} 2 s^{2} 2 p^{6}$ .

Jeżeli atom ma więcej elektronów, mówimy o pierwszej, drugiej, trzeciej itd. energii jonizacji. Pierwsza energia jonizacji ( $I_{1}$ ) jest minimalną energią potrzebną do oderwania elektronu z atomu, a więc neutralnego indywiduum chemicznego.

Proces jonizacji na przykładzie atomu magnezu

Konfiguracja elektronowa $Mg$ : $1 s^{2} 2 s^{2} 2 p^{6} 3 s^{2}$ .

{Mg}_{(g)} \to {Mg}_{(g)}^{+} + e^{-} I_{1} = 738 \frac{kJ}{mol}

Każda kolejna energia jonizacji jest większa niż poprzednia energia, co oznacza, że:

I_{1} < I_{2} < I_{3} < \dots < I_{n}

Wynika to z coraz silniejszego przyciągania ujemnego elektronu przez dodatnio naładowane jądro, ponieważ ten sam ładunek jądra przyciąga mniej elektronów (więc przyciągane są silniej). Należy dostarczyć zatem więcej energii, aby oderwać kolejny elektron.

Konfiguracja elektronowa ${Mg}^{+}$ : $1 s^{2} 2 s^{2} 2 p^{6} 3 s^{1}$ .

{Mg}_{(g)}^{+} \to {Mg}_{(g)}^{2 +} + e^{-} I_{2} = 1451 \frac{kJ}{mol}

Konfiguracja elektronowa ${Mg}^{2 +}$ : $1 s^{2} 2 s^{2} 2 p^{6}$ .

Jak zmienia się energia jonizacji?

Symulacja 1

Przeanalizuj symulację dotyczącą zmian wybranych energii jonizacji atomów pierwiastków: $H$ , $Na$ , $Mg$ , $K$ , $Li$ , $Rb$ , $Cs$ , $Al$ , $Si$ , $P$ , $S$ , $Cl$ i $Ar$ . Zmiany wartości energii możesz obserwować wyciągając odpowiednią ilość elektronów z niebieskiej chmury do szarego pola. Na podstawie informacji wynikających z symulacji interaktywnej odpowiedz na pytania zawarte w zadaniach.

RxK02WK7oiGPw

Symulacja interaktywna pt. "Potencjał jonizacyjny pierwiastków"
Źródło danych: Dayah M., Periodic Table - Ptable, online: https://ptable.com, dostęp: 29.06.2022.

Źródło: GroMar Sp. z o.o., licencja: CC BY-SA 3.0.

Podpowiedźwhite

Polecenie 1

Dla sodu mamy następujące wartości energii jonizacji:

$I energia jonizacji = 490 \frac{kJ}{mol}$

$II energia jonizacji = 4560 \frac{kJ}{mol}$

Dlaczego oderwanie drugiego elektronu wymaga tak dużej energii w porównaniu z $I$ energią jonizacji?

RrnsmrNhNKBkr

$I$ energia jonizacji

Elektron walencyjny (trzecia powłoka – $M$ ) jest przyciągany przez jądro atomowe o ładunku $+ 11$ . Jądro jest jednak ekranowane przez $10$ elektronów z powłok wewnętrznych $K$ i $L$ tak, że efektywny ładunek jądra jest zmniejszony do $+ 1$ .

Elektron z powłoki $M$ jest więc stosunkowo łatwo oderwać:

Na \to {Na}^{+} + 1 e^{-}

$I$ energia jonizacji wynosi $490$ $\frac{kJ}{mol}$ .

$II$ energia jonizacji

$II$ energia jonizacji dotyczy odrywania kolejnego – drugiego – elektronu, ale już od kationu sodu ${Na}^{+}$ . Ładunek elektryczny jądra ( $+ 11$ ), działający na elektron z powłoki $L (n = 2)$ , jest ekranowany teraz przez dwa elektrony powłoki wewnętrznej $K (n = 1)$ i wynosi $+ 11 - 2 = + 9$ , a więc jest o wiele większy niż w poprzedniej sytuacji. Oderwanie elektronu z powłoki $L$ od kationu sodu ${Na}^{+}$ wymaga więc wielokrotnie większej energii.

{Na}^{+} \to {Na}^{2 +} + 1 e^{-}

$II$ energia jonizacji wynosi $4560$ $\frac{kJ}{mol}$ .

R1MBcfvFGcTDi

Ćwiczenie 1

RGjOjOtl1Ge2w

Ćwiczenie 2

R129HMyjM7YdE

Ćwiczenie 3

Polecenie 1

Przeanalizuj wartości kolejnych energii jonizacji. Dlaczego $II$ energia jonizacji sodu jest dużo większa niż jego $I$ energia jonizacji? Dlaczego druga energia jonizacji magnezu jest większa niż pierwsza energia jonizacji, ale mniejsza niż II energia jonizacji dla sodu?

$I_{1} = 496 \frac{kJ}{mol}$
$I_{2} = 4562 \frac{kJ}{mol}$

$I$ energia jonizacji dotyczy oderwania elektronu z powłoki zewnętrznej (jest to trzecia powłoka) i ten elektron jest stosunkowo łatwo oderwać. Natomiast $II$ energia jonizacji dotyczy oderwania kolejnego elektronu, który znajduje się już bliżej jądra, na drugiej powłoce i jest on przyciągany silniej przez jądro.

{Na}_{(g)}^{+} \to {Na}_{(g)}^{2 +} + e^{-}

W normalnych warunkach jon ${Na}^{2 +}$ nie występuje, ponieważ $II$ energia jonizacji ma tak dużą wartość, że nie udaje się jej osiągnąć.

W przypadku magnezu, $II$ energia jonizacji dotyczy oderwania kolejnego elektronu również z powłoki zewnętrznej. Jej wzrost jest spowodowany tym, że wraz ze wzrostem numeru grupy rośnie liczba atomowa (czyli również ładunek jądra), przez co elektrony są silniej przyciągane. Rośnie zatem wartość $II$ energii jonizacji. Zwróć też uwagę, że w obojętnym atomie magnezu jądro posiadające $12$ protonów przyciąga $12$ elektronów na powłokach elektronowych, natomiast w kationie magnezu jądro o tym samym ładunku przyciąga już tylko $11$ elektronów – można obrazowo powiedzieć zatem, że jądro „ma mniej elektronów do upilnowania i pilnuje je lepiej”.

Z poniższej tabeli można wywnioskować, że druga, trzecia i dalsze energie jonizacji są większe w porównaniu do pierwszej energii jonizacji.

**Wybrane wartości energii jonizacji podane w $[\frac{kJ}{mol}]$**
Pierwiastek	$I_{1}$	$I_{2}$	$I_{3}$	$I_{4}$	$I_{5}$	$I_{6}$	$I_{7}$
$Na$	$496$	$4562$	$6910$	$9543$	$-$	$-$	$-$
$Mg$	$738$	$1451$	$7733$	$10543$	$-$	$-$	$-$
$Al$	$578$	$1817$	$2745$	$11577$	$-$	$-$	$-$
$Si$	$787$	$1577$	$3232$	$4356$	$16091$	$-$	$-$
$P$	$1012$	$1907$	$2914$	$4964$	$6274$	$21267$	$-$
$S$	$1000$	$2252$	$3357$	$4556$	$7004$	$8496$	$27107$
$Cl$	$1251$	$2298$	$3822$	$5159$	$6542$	$9362$	$11018$
$Ar$	$1521$	$2666$	$3931$	$5771$	$7238$	$8781$	$11995$

R1Xz4h1RLckRd1

Ilustracja przedstawiająca wykres zależności pierwszej energii jonizacji od liczby atomowej pierwiastka chemicznego. Na osi pionowej zaznaczono pierwszą energię jonizacji wyrażoną w elektronowoltach w zakresie od zera do trzydziestu, z kolei na osi poziomej zaznaczono liczbę atomową Z w zakresie od zera do stu dziesięciu. Pierwsza energia jonizacji rośnie w górę okresu oraz maleje w dół grupy. Dla pierwszego okresu pierwsza energia jonizacji dla wodoru wynosi około 14 elektronowoltów, dla helu jest największa i wynosi około 24,5 elektronowolta. W drugim okresie najmniejszą wartość ma pierwsza energia jonizacji dla litu i wynosi około 5,5 elektronowolta, dalej rośnie w górę okresu, osiągając wartość <math aria‑label="dwudziestu dwóch">22 elektronowoltów dla neonu. W trzecim okresie najmniejszą wartość pierwszej energii jonizacji ma sód, następnie w górę okresu energia rośnie, osiągając największą wartość dla argonu, to jest 16 elektronowoltów. W czwartym okresie najmniejszą energię jonizacji przyjmuje potas, około 4,5 elektronowolta, następnie energia rośnie w górę okresu dla innych pierwiastków, by osiągnąć największą wartość dla kryptonu około 14 elektronowoltów. W piątym okresie Najmniejszą energią jonizacji charakteryzuje się rubid, dalej pierwsza energia jonizacji rośnie, by przyjąć największą wartość dla ksenonu około 12,5 elektronowolta. Analogiczna korelacja obserwowana jest dla okresu szóstego i siódmego. — Zależność wartości I energii jonizacji od liczby atomowej atomu pierwiastka chemicznego
Źródło: Sponk i in., dostępny w internecie: pl.wikipedia.org, licencja: CC BY-SA 3.0.

Analizując zmiany wartości $I$ energii jonizacji możemy zauważyć następujący trend – ograniczmy się w swoich rozważaniach tylko do tzw. grup głównych układu okresowego (grupy $1$ , $2$ , $13$ – $18$ ).

Najniższą energię jonizacji wykazują litowce, a najwyższą helowce. Kiedy obserwuje się układ okresowy od lewej do prawej strony (patrząc tylko na grupy główne), można zauważyć, że energia jonizacji atomu wzrasta. Da się to wyjaśnić, jeśli rozważy się ładunek jądra atomowego. Zatem – im więcej protonów w jądrze, tym mocniejsze przyciąganie elektronów przez jądro. Ta silniejsza interakcja utrudnia ich usuwanie.

R13nnWM0fyHvH1

Ilustracja przedstawiająca modele atomów sodu i chloru. Atom sodu składa się z <math aria‑label="jedenastu">11 protonów, <math aria‑label="dwunastu">12 neutronów oraz <math aria‑label="jedenastu">11 elektronów, symbolizowanych przez odpowiednio czerwone kulki, szare kulki oraz kulki niebieskie. Wokół atomu znajduje się niebieskie, rozmyte koło symbolizujące chmurę elektronów. Poza nim znajduje się strzałka skierowana na zewnątrz z małą, niebieską kuleczką, to jest wybitym elektronem, energia jonizacji wynosi 496 kilodżuli na mol. Atom chloru jest większy od atomu sodu i składa się z <math aria‑label="siedemnastu">17 protonów, <math aria‑label="osiemnastu">18 neutronów i <math aria‑label="siedemnastu">17 elektronów, symbolizowanych przez odpowiednio czerwone kulki, szare kulki oraz kulki niebieskie. Wokół atomu znajduje się niebieskie, rozmyte koło symbolizujące chmurę elektronów. Poza nim znajduje się strzałka skierowana na zewnątrz z małą, niebieską kuleczką, to jest wybitym elektronem, energia jonizacji wynosi 1251 kilodżuli na mol. — Modele atomów sodu i chloru
Źródło: GroMar Sp. z o.o., licencja: CC BY-SA 3.0.

Tłumacząc na przykładzie, łatwiej byłoby oderwać elektrony od atomu sodu, niż od tego, w którym elektrony są mocniej przyciągane przez jądro, jak chlor.

RuXttqpw1i0ZD1

Ilustracja przedstawia układ okresowy pierwiastków. Zawiera wszystkie znane pierwiastki chemiczne, które są ułożone według rosnącej liczby atomowej. Układ składa się z siedmiu okresów, czyli poziomych rzędów oraz z osiemnastu grup, czyli kolumn, z których każda zawiera pierwiastki z okresów od pierwszego do siódmego, wykazujące podobne właściwości chemiczne. Pierwiastki położone w tym samym okresie posiadają taką samą liczbę powłok elektronowych, więc są one opisane tą samą główną liczbą kwantową. Po lewej stronie układu znajduje się strzałka skierowana w dół, na niej napis: spadek energii jonizacji. Nad układem okresowym, na całej jego długości, jest strzałka skierowana w prawo, na niej napis: wzrost energii jonizacji. — Zmiany energii jonizacji są związane z położeniem pierwiastków chemicznych w układzie okresowym.
Źródło: GroMar Sp. z o.o., licencja: CC BY-SA 3.0.

W grupie $I$ energia jonizacji maleje wraz ze wzrostem wielkości atomu. Czyli im większy promień atomowy, tym mniejsza ilość energii wymagana do usunięcia elektronu z najbardziej zewnętrznego orbitalu. Łatwiej zatem oderwać elektron od większego (mającego większy promień) atomu cezu niż od mniejszego (mającego mniejszy promień) atomu sodu. Dzieje się tak dlatego, że w przypadku atomu sodu usuwany elektron znajduje się bliżej jądra – na $3$ powłoce, a w przypadku atomu cezu dalej od jądra – aż na $6$ powłoce.

Ponieważ energia jonizacji jest miarą tego, jak „trudno” jest oderwać elektron, można oczekiwać, że pierwiastki o niskiej energii jonizacji łatwo tworzą kationy i przewodzą elektryczność (co wymaga, aby niektóre elektrony mogły się swobodnie poruszać) w ich stałych postaciach. Są to głównie atomy metali $1$ , $2$ i $13$ grupy, ale również metali przejściowych oraz lantanowców. Atomy tych pierwiastków posiadają mało elektronów walencyjnychelektrony walencyjneelektronów walencyjnych i mogą je najłatwiej oddać. Najbardziej typowe metale mają niskie wartości energii jonizacji. Pierwiastki o wysokiej wartości $I$ energii jonizacji raczej nie tworzą kationów i jest mało prawdopodobne, aby przewodziły elektryczność, ponieważ potrzebują dużą ilość energii do oderwania elektronu. Tę grupę stanowią niemetale.

Im elektron jest dalej od jądra, tym mniejsze jest przyciąganie elektrostatyczne i łatwiej jest go wybić. Można to obliczyć w oparciu o zależność:

F = \frac{q^{2}}{r^{2}}

$F$ – siła;
$q$ – ładunek;
$r$ – odległość elektronu od jądra atomowego.

bg‑blue

Notatnik

R17TY7A3VUjRk

Źródło: Gromar Sp. z o.o., licencja: CC BY-SA 3.0.

konfiguracja elektronowa

(łac. configuratio „konfiguracja”) opis atomu polegający na rozkładzie elektronów na podstawie prawdopodobieństwa ich położenia w atomie w funkcji odległości od jądra

elektrony walencyjne

(ang. electron – $1891$ rok – od gr. ἤlambdaepsilonkappataurhoomicronnu, ḗlektron „bursztyn”) elektrony występujące na zewnętrznych powłokach elektronowych atomu tworzonych przez orbitale o największej energii (dla danego pierwiastka); biorą udział w tworzeniu wiązań chemicznych oraz decydują o właściwościach pierwiastka

Co wspólnego mają ze sobą pierwiastki w blokach?

Powinowactwo elektronowe