Ionisoitumisenergia

Wikipedia
Loikkaa: valikkoon, hakuun

Ionisoitumisenergia eli ionisaatioenergia (tunnus I tai Ei) on energia, joka vähintään tarvitaan elektronin irrottamiseksi perustilassa olevasta atomista tai molekyylistä. Neutraalin atomin tai molekyylin tapauksessa voidaan myös ouhua ensimmäisestä ionisoitumisenergiasta ja poistettaessa elektroni positiivisesti varautuneesta ionista eli kationista puhutaan toisesta ionisoitumisenergiasta.[1] Ionisoitumisenergiaa sanotaan toisinaan ionisoitumispotentiaaliksi[1], vaikka energia ja potentiaali ovat eri asioita.

Ionisoitumisenergian avulla voidaan arvioida, kuinka helposti atomi luovuttaa elektronitiheyttään. Esimerkiksi jalokaasuatomilla on nykyisin tunnetuissa jalokaasumolekyyleissä aina positiivinen osittaisvaraus, eli se luovuttaa omaa elektronipilveään muille atomeille. Siten voidaan päätellä, että jalokaasu reagoi sitä herkemmin, mitä pienempi sen ionisoitumisenergia on. Jos radioaktiivista radonia ei oteta huomioon, pienin ionisoitumisenergia on jalokaasuista ksenonilla. Ksenonia onkin suurimmassa osassa tunnetuista jalokaasuyhdisteistä.

Määritelmät[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

Ionisoitumisenergialla tarkoitetaan usein ensimmäistä ionisoitumisenergiaa. Se on energia, joka tarvitaan elektronin poistamiseksi ylimmältä miehittyneeltä orbitaalilta kaasufaasissa olevasta perustilaisesta sähköisesti neutraalista aineesta. Tätä ionisoitumiseksi kutsuttavaa prosessia voidaan kuvata seuraavalla reaktioyhtälöllä:

A(g) + ionisoitumisenergia → A+(g) + e

Seuraavan elektronin poistamiseen tarvittavaa energiaa sanotaan toiseksi ionisoitumisenergiaksi. Yleisesti n:s ionisoitumisenergia kertoo, kuinka paljon energiaa vaaditaan elektronin irrottamiseksi sellaisesta atomista tai molekyylistä, josta on jo poistunut n − 1 elektronia. Vastaavat reaktioyhtälöt ovat:

A+(g) + toinen ionisoitumisenergia → A2+(g) + e
A(n − 1)+(g) + n:s ionisoitumisenergia → An+(g) + e

Ionisoitumisenergia ilmoitetaan tavallisesti kilojouleina moolia elektroneja kohden (kJ/mol) tai elektronivolteissa yhtä elektronia kohden (eV).

Säännöllisyydet[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

Samassa jaksossa, esimerkiksi natriumista (Na) argoniin (Ar), ionisoitumisenergia yleensä kasvaa järjestysluvun suurentuessa. Samassa ryhmässä, esimerkiksi jalokaasuissa (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn), ionisoitumisenergia taas pienenee. Kuvaajassa on pystyakselina ensimmäinen ionisoitumisenergia ja vaaka-akselina alkuaineen järjestysluku.

Alkuaineiden ionisoitumisenergiat muuttuvat melko säännönmukaisesti jaksollisessa järjestelmässä liikuttaessa. Ionisoitumisenergia tavallisesti suurenee, kun atomisäde pienenee – ja päinvastoin.

Kun liikutaan samaa jaksoa vasemmalta oikealle, ionisoitumisenergia yleensä kasvaa, sillä protonien lukumäärästä johtuva ydinvaraus suurenee tässä suunnassa. Tällöin elektroni kokee yhä suuremman vetovoiman ja sitä on vaikeampi poistaa ytimen vaikutuspiiristä.

Kun kuljetaan samassa ryhmässä ylhäältä alaspäin, ionisoitumisenergia yleensä pienenee. Ydinvaraus kasvaa tässäkin tapauksessa, mutta toisaalta elektronit sijoittuvat ulommille kuorille kauemmaksi ytimestä. Tällöin sisäkuorilla olevat elektronit pystyvät varjostamaan ulommaisia elektroneja siten, että nämä tuntevat pienemmän positiivisen ydinvarauksen. Suurempi etäisyys ja pienempi varaus pienentävät ytimen ja elektronin välistä vetovoimaa ja siten ionisoitumisenergiaa. Samoista syistä jaksosta seuraavaan siirryttäessä ionisoitumisenergia putoaa.

Säännöllisyyksiin on joitakin poikkeuksia. Berylliumin ionisoitumisenergia on 899 kJ/mol, mutta samassa jaksossa seuraavan alkuaineen boorin ionisoitumisenergia on pienempi, 800 kJ/mol. Samoin ionisoitumisenergia pienenee typestä happeen siirryttäessä. Poikkeukset selittyvät elektronikonfiguraatioilla. Boorilla on konfiguraatio 1s22s22p1, joten sen 2s-elektronit varjostavat 2p-elektronia ja siten pienentävät ionisoitumisenergiaa. Hapella (1s22s22p4) taas on yksi täysi 2p-orbitaali. Koska samalla orbitaalilla olevat elektronit hylkivät toisiaan, elektroni irtoaa helpommin ja ionisoitumisenergia on pienempi kuin typellä, jonka 2p-orbitaaleilla elektronit ovat yksittäin.

Toisen elektronin irrottaminen vaatii aina enemmän energiaa kuin ensimmäinen ionisoituminen, koska positiivinen ioni vetää elektronia enemmän puoleensa kuin neutraali atomi. Ulkokuoren elektroneille n:s ionisoitumisenergia on karkeasti arvioituna n kertaa niin suuri kuin ensimmäinen ionisoitumisenergia. Elektronin poistamiseksi sisäkuorelta tarvitaan selvästi enemmän energiaa. Esimerkiksi magnesiumilla on kaksi ulkoelektronia. Sen ensimmäinen ja toinen ionisoitumisenergia ovat 738 ja 1451 kJ/mol, mutta kolmas ionisoitumisenergia (7733 kJ/mol) on jo yli kymmenkertainen ensimmäiseen verrattuna. Siten magnesium ei juurikaan esiinny Mg3+-ionina.

Myös molekyylien ionisoitumisenergiat voivat muuttua säännöllisesti. Esimerkiksi halogeenimolekyylien ionisoitumisenergiat pienenevät molekyylin kasvaessa: F2 (15,7 eV), Cl2 (11,5 eV), Br2 (10,5 eV), I2 (9,3 eV).

Koopmanin väittämä[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

Ionisoitumisenergioita voidaan määrittää muillekin kuin ylimmän miehittyneen orbitaalin elektroneille. Koopmanin väittämän mukaan elektronin irrottamiseen vaadittava energia on yhtä suuri kuin elektronin orbitaalin energia. Väittämä pätee tarkasti vain yksielektronisille atomeille, koska se olettaa, että muut elektronit pysyvät omilla orbitaaleillaan yhden elektronin poistuttua.

Kiinteät aineet[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

Ionisoitumisenergian määritelmässä atomi on kaasufaasissa. Kun elektroneja irrotetaan säteilyn avulla kiinteästä metallista, puhutaan valosähköisestä ilmiöstä. Valosähköisessä ilmiössä elektronin irrottamiseen tarvittava energia eli irrotustyö on karkeasti arvioiden noin puolet alkuaineen ionisoitumisenergiasta. Esimerkiksi litiumin irrotustyö on 2,9 eV ja ionisoitumisenergia 5,4 eV.

Lähteet[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

  1. a b Ionization energy IUPAC GoldBook. IUPAC. Viitattu 25.7.2014. (englanniksi)

Katso myös[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

Aiheesta muualla[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]