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

• $\text{I}$ energię jonizacji – energię potrzebną do oderwania elektronu od atomu i przekształcenia go w jednododatni kation:

• $\text{II}$ energię jonizacji – energię potrzebną do oderwania elektronu od jednododatniego jonu i przekształcenia go w jon dwudodatni:

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 $\text{XI}$ energia jonizacji będzie informować o tym, ile energii należy użyć, aby od jonu ${\text{Na}}^{10+}$ oderwać ostatni elektron i przekształcić go w jon ${\text{Na}}^{11+}$. 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 ($\text{eV}$) dla pojedynczego atomu (jonu) lub w kilodżulach na mol atomów (jonów) ($\frac{\text{kJ}}{\text{mol}}$).

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

• $I_1$ – 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 ${\text{Na}}^{+}$ dodać bardzo małą niebieską kulkę symbolizującą elektron ${\text{e}}^{-}$.

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

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.

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

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

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 ${\text{Mg}}^{+}$: $1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^1$.

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

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

$\text{I}$ energia jonizacji dotyczy oderwania elektronu z powłoki zewnętrznej (jest to trzecia powłoka) i ten elektron jest stosunkowo łatwo oderwać.

Natomiast $\text{II}$ energia jonizacji dotyczy oderwania kolejnego elektronu, który znajduje się już bliżej jądra, na drugiej powłoce i jest on przyciągany silniej przez jądro.

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

W przypadku magnezu, $\text{II}$ 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 $\text{II}$ 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”.

Analizując zmiany wartości $\text{I}$ 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.

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

W grupie $\text{I}$ 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 $\text{I}$ 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:

• $F$ – siła;

• $q$ – ładunek;

• $r$ – odległość elektronu od jądra atomowego.

Słownik

Bibliografia

Atkins P., Jones L., Chemical Principles: The Quest for Insight, New York 2009, wyd. 5.

Encyklopdia PWN

Myers R.T., Tocci S., Oldham K.B., Chemistry, Holt, USA 2009.

Penkala T., Podstawy Chemii Ogólnej, Warszawa 1982.

Saunders N., Saunders A., AS Chemistry, Oxford 2007.

Dayah M., Periodic Table – Ptable, online: https://ptable.com, dostęp: 29.06.2022.