电离能

电离能
         电离能
    电离能(Ionization energy),或称游离能,常简记为EI,指的是将一个电子自一个孤立的原子离子分子移至无限远处所需的能量。更广义的用法,第一电离能定义为气态原子失去一个电子成为一价气态正离子所需的最低能量,记作I1;气态一价正离子失去一个电子成为气态二价正离子所需的能量称为第二电离能,记作I2。依此类推。电离能的数值和原子的有效核电荷密切相关,也和原子大小、轨道中电子间的推斥作用等因素有关。电离能是了解原子性质的重要数据。  

基本概述

    中文名称:电离能  英语名称:Ionization Energy  介绍:基态的气态原子或气态离子失去一个电子所需要的最小能量称为元素的第一电离能,常用符号I表示。单位为kJ·mol-1(SI单位为J· mol-1)。  处于基态的气态原子失去一个电子生成+1价的气态阳离子所需要的能量称为第一电离能(I1)。由+1价气态阳离子再失去一个电子形成+2价气态阳离子时所需能量称为元素的第二电离能(I2)。第三、四电离能依此类推,且一般地I1<I2<I3…。由于原子失去电子必须消耗能量克服核对外层电子的引力,所以电离能总为正值。通常不特别说明,指的都是第一电离能。  电离能可以定量的比较气态原子失去电子的难易,电离能越大,原子越难失去电子,其还原性越弱;反之金属性越强。所以它可以比较元素的金属性强弱。影响电离能大小的因素是:有效核电荷、原子半径、和原子的电子构型。  

第一电离能的周期递变规律

  (1)同一周期主族元素从左到右作用到最外层电子上的有效核电荷逐渐增大,电离能呈增大趋势,表示元素原子越来越难失去电子。由碱金属元素,其电离能最小,到稀有气体由于具有稳定的电子层结构,其电离能最大。故同周期元素从强金属性逐渐变到非金属性,直至强非金属性。短周期的这种递变更为明显,因为同周期元素电子层数相同,但随着核电荷数增大和原子半径的减小,核对外层电子的有效吸引作用依次增强。  (2)同一周期副族元素从左至右,由于有效核电荷增加不多,原子半径减小缓慢,有电离能增加不如主族元素明显,只是随着原子序数的增加第一电离能从左至右略有增加。由于最外层只有两个电子,过渡元素均表现金属性。  (3)同一周期内元素的第一电离能在总体增大的趋势中有些曲折。当外围电子在能量相等的轨道上形成全空(p0, d0, fo)、半满(p3, d5, f7)或全满(p6, d10, f14)结构时,原子的能量较低,元素的第一电离能较大。  (4)同一主族元素从上到下第一电离能逐渐减小,表明自上而下原子越来越容易失去电子。这是因为同主族元素的价电子数相同,原子半径逐渐增大,原子核对核外电子的有效吸引作用逐渐减弱  (5)同一副族电离能变化不规则。  总之第一电离能的周期递变规律与原子半径和核外电子排布的周期性变化密切相关。  

应用情况

  电离能的大小可以用来衡量原子失去电子的难易,也可以用来判断原子失去电子的数目和形成的阳离子所带的电荷。如果I2>>I1,则原子易形成+1价阳离子而不易形成+2价阳离子;如果I3>>I2>I1,即I在I2和I3之间突然增大,则元素R可以形成R+或R2+而难于形成R3+。  可归纳为:如果I(n+1)/In>>In/I(n-1),即电离能在In与I(n+1)之间发生突变,则元素的原子易形成+n价离子而不易形成+(n+1)价离子。多数非金属元素原子的I1较大,难于失去电子形成阳离子而易于得到电子形成阴离子或与其他原子形成共用电子对。  

半导体

  对于半导体来说,电离能即为将电子从价带顶移到真空能级所需的最小能量:  I = χs+Eg  其中I 为电离能,χs为电子亲合能,Eg为价带顶到导带底的能量差。

部分化学元素电离能

    部分化学元素的电离能如下: