第一電離能（化學(xué)領(lǐng)域?qū)I(yè)名詞）
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第一電離能
化學(xué)領(lǐng)域?qū)I(yè)名詞
第一電離能是基態(tài)的氣態(tài)原子失去最外層的一個(gè)電子所需能量。第一電離能數(shù)值越小，原子越容易失去一個(gè)電子；第一電離能數(shù)值越大，原子越難失去一個(gè)電子。
基本信息
| 中文名 | 第一電離能 |
| 外文名 | The first ionization energy |
| 定義 | 原子失去最外層一個(gè)電子所需能量 |
| 單位 | kJ/mol |
| 涉及領(lǐng)域 | 化學(xué)，物理 |
| 應(yīng)用學(xué)科 | 化學(xué) |
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名詞解釋
電離能
意義
電離能可以衡量元素的原子失去一個(gè)電子的難易程度（可近似理解為金屬性）。
第一電離能
第一電離能（原子失去最外層的一個(gè)電子所需能量）數(shù)值越小，原子越容易失去一個(gè)電子；第一電離能數(shù)值越大，原子越難失去一個(gè)電子。
表達(dá)式
M(g) — e- → M+ (g)(任何形態(tài)都一樣）
規(guī)律
2.總體上金屬元素第一電離能較小，非金屬元素第一電離能較大。
4.同一周期內(nèi)元素的第一電離能在總體增大的趨勢(shì)中有些曲折。當(dāng)外圍電子在能量相等的軌道上形成全空(p0, d0, f0)、半滿(p3, d5, f7)或全滿(p6, d10, f14)結(jié)構(gòu)時(shí)，原子的能量較低，元素的第一電離能較大。特例是第二主族的第一電離能大于第三主族，第五主族的第一電離能大于第六主族。
6.同一副族第一電離能變化不規(guī)則
第一電離勢(shì)
電離能是基態(tài)的氣態(tài)原子失去電子變?yōu)闅鈶B(tài)陽(yáng)離子（即電離），必須克服核電荷對(duì)電子的引力而所需要的能量。單位為kJ·mol-1（SI單位為J· mol-1）。對(duì)于多電子原子 , 處于基態(tài)的氣態(tài)原子生成 H +氣態(tài)陽(yáng)離子所需要的能量, 稱為第一電離勢(shì) ,常用符號(hào) I1 表示 :M (g)——— M +(g)+e。第一電離勢(shì) =I 1(1 可省去)。電離勢(shì)應(yīng)該為正值因?yàn)閺脑尤∽唠娮有枰哪芰俊?/span>
形成原因
在化學(xué)實(shí)踐中, 經(jīng)常需要討論元素金屬性或非金屬性強(qiáng)弱的問(wèn)題。我們衡量的標(biāo)準(zhǔn)是：對(duì)金屬元素而言，常依據(jù)它失電子能力的強(qiáng)弱，失電子能力強(qiáng)者則金屬性強(qiáng), 反之則弱。顯然, 這只是定性的判斷, 那么, 在化學(xué)中定量的判斷是什么呢? 由此，隨之產(chǎn)生了元素的電離能、電子親合能、電負(fù)性和電極電勢(shì)四個(gè)概念。本文將討論四者的聯(lián)系與區(qū)別及作為定量判斷標(biāo)準(zhǔn)的依據(jù)。
原子性質(zhì)
根據(jù)電離能和電子親合能的概念, 先討論元素游離態(tài)的原子的性質(zhì)。化學(xué)工作者發(fā)現(xiàn)氣態(tài)氫原子的1S 電子，若得到13.6ev 的能量, 將從基態(tài)躍遷到n=∞的高能級(jí), 成為自由電子；氫原子失去一個(gè)電子變?yōu)檎粌r(jià)的氣態(tài)陽(yáng)離子, 我們說(shuō)氫的電離能(I1)為13.6ev 。又如典型堿金屬Na 的電離能為5 .139ev(I1),表示只需5 .139ev 的能量,Na原子將失去最外層的一個(gè)電子，變成金屬陽(yáng)離子。而5.139ev <13.6ev,可見(jiàn)Na 金屬性很強(qiáng)。相應(yīng)的非金屬元素, 如氟的第1電離能為17.422ev ,比氫I1還要大，且遠(yuǎn)比Na 的I1大，足以說(shuō)明氟不可能顯金屬性，那么它的非金屬性有多強(qiáng)呢? 查表知氟的電子親合能為327.9kJ .mol ,表示氟原子加合一個(gè)電子時(shí)，要放出327.9kJ.mol的能量, 即它得電子的能力很強(qiáng)，是典型的非金屬性元素。上面只是考察元素游離態(tài)原子的非金屬性與金屬性，但在化學(xué)實(shí)踐中，更多的要討論在分子環(huán)境中原子吸引電子能力的強(qiáng)弱, 這時(shí)就要用到電負(fù)性的概念。這個(gè)統(tǒng)一的標(biāo)準(zhǔn)可以把金屬元素與非金屬元素放到一起, 綜合考察它們的性質(zhì)及在元素周期表中的遞變規(guī)律。前面提到的Na ,它的電負(fù)性為0 .9,而F 的電負(fù)性為4 .0,是所有元素中最大的，當(dāng)然也是非金屬性最強(qiáng)的元素。又據(jù)鮑林標(biāo)度大體規(guī)律, 金屬元素的電負(fù)性在～2.0以下，非金屬元素的電負(fù)性在～2.0以上。這樣判斷元素的這兩種性質(zhì)有了統(tǒng)一尺度, 而且兩種不同元素間也有分界。
由此可見(jiàn), 元素的金屬性和非金屬性與上述三者性質(zhì)緊密結(jié)合在一起了。元素的電離能、電子親合能、電負(fù)性作為判斷元素金屬性與非金屬性的定量尺度發(fā)揮著重要作用。然而，上面是討論的氣態(tài)環(huán)境中元素的有關(guān)性質(zhì)。那么，在水溶液中性質(zhì)也相似嗎？化學(xué)理論產(chǎn)生于化學(xué)實(shí)踐。為了度量元素在水溶液中金屬性與非金屬性強(qiáng)弱, 我們又引入了元素電極電勢(shì)的概念。對(duì)于金屬元素, 如銅半電池的標(biāo)準(zhǔn)電極電勢(shì)為+0.3419 V ,鋅半池的標(biāo)準(zhǔn)電極勢(shì)為-0 .7618V ,顯然0.3419>(-0.7618 V),即鋅比銅金屬性強(qiáng)。鋅的電極電勢(shì)比銅的電極電勢(shì)小得多，金屬鋅是較強(qiáng)的還原劑，而鋅離子能在溶液中較穩(wěn)定地存在, 是弱氧化劑。相反, Cu 是比Zn較強(qiáng)的氧化劑，而金屬銅是比金屬鋅更弱的還原劑。這樣，在水溶液中討論元素金屬性或非金屬性強(qiáng)弱就必須用到元素的電極電勢(shì)這個(gè)概念。
所以說(shuō)，上述提到的四個(gè)概念在是兩種環(huán)境下(氣態(tài)環(huán)境和在水溶液中)考察元素金屬性與非金屬性強(qiáng)弱的重要的定量標(biāo)準(zhǔn)。
重要概念
1 元素的電離能
對(duì)于多電子原子, 處于基態(tài)的氣態(tài)原子生成H 氣態(tài)陽(yáng)離子所需要的能量，稱為第一電離勢(shì)，常用符號(hào)I1表示:
M (g)———M (g)+e第一電離勢(shì)=I1(1可省去)。電離勢(shì)應(yīng)該為正值因?yàn)閺脑尤∽唠娮有枰哪芰?。元素的原子電離勢(shì)越小，表示氣態(tài)時(shí)越容易失去電子，即該元素在氣態(tài)時(shí)的金屬性越強(qiáng)。電離勢(shì)的數(shù)值大小主要取決于原子的有效核電荷，原子半徑以及原子的電子構(gòu)型。一般來(lái)說(shuō), 同一周期的元素具有相同的電子層數(shù)，從左至右有效核電荷增大，原子的半徑減小，核對(duì)外層電子的引力加大。因此，越靠右的元素, 越不易失去電子, 電離勢(shì)也就越大，同一族元素電子層數(shù)不同，最外層電子數(shù)相同原子半徑增大起主要作用。因此, 半徑越大, 核對(duì)電子引力越小, 越易失去電子, 電離勢(shì)也就越小。電子構(gòu)型是影響電離勢(shì)的第三個(gè)因素, 各周期中希有氣體元素的電離勢(shì)最大，部分原因是由于希有氣體元素的電子具有相對(duì)穩(wěn)定的8 電子最外層構(gòu)型。某些元素具有全充滿和半充滿的電子構(gòu)型，穩(wěn)定性也較高。如Zn (3d 4S ),Cd(4d 5S ),Hg(5d 6 S)比同周期相鄰元素的電離勢(shì)高。
2 電子親合勢(shì)
當(dāng)元素處于基態(tài)的氣態(tài)原子獲得一個(gè)電子成為負(fù)一價(jià)氣態(tài)陰離子時(shí)所放出的能量, 稱為該元素的第1 電子親合勢(shì)。電子親合勢(shì)越大, 該元素越容易獲得電子。金屬元素的電子親合勢(shì)都比較小, 說(shuō)明金屬在通常情況下難于獲得電子形成負(fù)價(jià)陰離子。
其中, a, b, c表示常數(shù), r為軌道半徑,n、l 為軌道的主量子數(shù)和角量子數(shù)。又Z′/(r)nl代表價(jià)電子平均核勢(shì),(r)nl與核吸引能成反比, 在某種程度上則可反映電子間的排斥作用, 作為得電子能力標(biāo)志的電子親合能與這兩種因素相關(guān), 從物理概念上是不難理解的。
A的周期性變化實(shí)際上代表了Z′/(r)nl與(r)nl周期性變化, 同元素的原子半徑, 電離能、電負(fù)性一樣, 這種根本原因在于元素電子層結(jié)構(gòu)的周期性變化。而Z′/(r)nl及(r)nl似乎更與這種微觀電子結(jié)構(gòu)聯(lián)系起來(lái)。
3 元素的電負(fù)性
物質(zhì)發(fā)生化學(xué)反應(yīng)時(shí), 是原子的外層電子在發(fā)生變化。原子對(duì)電子吸引能力不同, 是造成元素化學(xué)性質(zhì)有差別的本質(zhì)原因, 元素的電負(fù)性的概念, 就是用來(lái)表示元素相互化合時(shí)，原子在分子中吸引成鍵電子對(duì)的相對(duì)能力。因此鮑林定義電負(fù)性為“電負(fù)性是元素的原子在分子中吸引電子的能力”指定H的電負(fù)性為2 .1,求出了其它元素的相對(duì)電負(fù)性。
在周期表中每一周期元素從左到右電負(fù)性都是隨著原子序數(shù)增加而逐漸變大；對(duì)于每一族的某些主族元素, 從下到上隨著原子半徑的減小而增大。這樣一來(lái)，除了稀有氣體，電負(fù)性最高的元素是周期表中右上方的氟(4.0), 電負(fù)性最低的元素是周期表中左下方的銫和鈁(0.7), 一般來(lái)說(shuō)，金屬元素的電負(fù)性在2 .0以下，非金屬元素的電負(fù)性在2 .0 以上。
4 元素的電極電勢(shì)
對(duì)于金屬元素而言，其電極電勢(shì)是處于基態(tài)的原子與水溶液中的水合離子的電勢(shì)差。它的大小取決于金屬原子離子化的傾向及其它因素。由金屬晶體到水合離子有三個(gè)過(guò)程：一、金屬由固態(tài)轉(zhuǎn)變?yōu)闅鈶B(tài)原子, 其升華熱為S ;二、金屬氣態(tài)原子失去電子，變成氣態(tài)離子, 電離能為IA;三、金屬氣態(tài)離子M氣變?yōu)樗想x子M水合，水合熱為Q水合。
假想金屬進(jìn)入溶液中的狀態(tài)直接為氣態(tài)原子，不考慮其狀態(tài)變化。這樣，在水溶液中只存在金屬氣態(tài)原子和水合離子。已知金屬晶體里有金屬陽(yáng)離子和公共化電子, 當(dāng)把金屬放到含有該金屬離子的鹽溶液時(shí), 有兩種反應(yīng)傾向存在：一方面，金屬表面的離子進(jìn)入溶液和水分子結(jié)合成為水合離子；另一方面，溶液中的水合離子有從金屬表面獲得電子，沉淀到金屬上的傾向。這里，也存在一個(gè)電子轉(zhuǎn)移的過(guò)程和在以水為介質(zhì)，金屬原子與離子相互作用的過(guò)程。
因此，常用元素的電極電勢(shì)高低來(lái)比較金屬性或非金屬性強(qiáng)弱。如上文提到的銅半電池的標(biāo)準(zhǔn)電極電勢(shì)為+0.3419V,鋅半電池的標(biāo)準(zhǔn)電極電勢(shì)為-0.7618V。顯然, 鋅半電池的電極電勢(shì)小于銅的, 因此說(shuō)在溶液中鋅比銅金屬性強(qiáng), 鋅易失電子, 被氧化, 成為金屬陽(yáng)離子。在元素周期表中，電極電勢(shì)雖然規(guī)律性不那么明顯, 但也能反映元素金屬性和非金屬性的遞變。
區(qū)別聯(lián)系
四者雖然都是元素金屬性和非金屬性的量度, 但它們之間是有區(qū)別的。前三者是衡量原子得失電子能力大小的難易程度，即孤立原子電子結(jié)構(gòu)穩(wěn)定性大小的標(biāo)志，而后者(電極電勢(shì))則是物質(zhì)在水溶液中得失電子、形成水合離子趨勢(shì)的量度。根據(jù)波恩—哈伯循環(huán)，有反應(yīng):M(aq)+e →M (s)。電離能只是電極反應(yīng)過(guò)程中能量的一部分。一般說(shuō)來(lái)電離能大，電子親合能也大，但電極電勢(shì)是否越正，還要看水合能大小。在周期表中, 隨著原子結(jié)構(gòu)的周期性變化，四者呈現(xiàn)周期化變化，電極電勢(shì)雖然受影響因素較多，規(guī)律性不那么明顯，但四者所判斷的元素的金屬性和非金屬性變化規(guī)律基本一致。那么周期系中金屬性和非金屬性一般規(guī)律如何呢? 其中, 稀有氣體元素的原子最外層電子是全充滿的有最穩(wěn)定的結(jié)構(gòu)，因此無(wú)論失去或獲得電子都很困難 ,電離能最大，電子親合能為 0 , 電極電勢(shì)難以測(cè)定。再看其它元素，同一周期從左至右 :四者的數(shù)值是逐漸增大, 金屬性變?nèi)?;同一主族從上至下 ;四者的數(shù)值是逐漸變小, 金屬性變強(qiáng)。而非金屬性變化規(guī)律反之。
實(shí)際應(yīng)用
第一電離能
元素的第一電離能具有周期性。就是說(shuō)它在周期表中的變化具有一定的重復(fù)性。舉例來(lái)說(shuō)，從 Li 到 Ne 的第一電離能變化和從Na 到 Ar 的第一電離能變化之間存在著相似性。
通過(guò)應(yīng)用原子的電子排布知識(shí)，我們可以對(duì)第一電離能的所有變化進(jìn)行解釋。
隨著距離加大，吸引力會(huì)迅速減小。比起離原子核稍遠(yuǎn)的電子，緊靠原子核的電子所受到的吸引要強(qiáng)烈的多。
舉例來(lái)說(shuō)，鈉原子的電子排列是2,8,1。(在這里用這個(gè)標(biāo)記法更方便一些!)
鈉的外層能級(jí)電子往原子核的方向看，并不能看清原子核。因?yàn)樵谒驮雍酥g存在第一和第二能級(jí)的電子。內(nèi)層能級(jí)的10個(gè)電子對(duì)外層能級(jí)的電子有排斥作用，這種排斥作用與原子核11個(gè)質(zhì)子對(duì)外層電子的吸引作用共存。兩相抵消后，外層電子能感覺(jué)到來(lái)自原子核的約 1+ 左右的凈吸引力。內(nèi)層電子的這種抵消被稱為內(nèi)層電子對(duì)外層電子的屏蔽(screening)。
警告! 電子當(dāng)然不可能 "看見(jiàn)" 東西! 只是為了有助于大家理解，我才這樣說(shuō)。在考試中千萬(wàn)不要像我這樣說(shuō)! 這種不嚴(yán)謹(jǐn)用詞會(huì)讓閱卷人感到為難。
被電離的電子
同一p軌域中的兩個(gè)電子間存在一定的排斥作用，這種排斥作用有利于電子脫離原子；所以同一p軌域中的配對(duì)電子比單個(gè)電子更容易被電離。
氫(H)的電子排布為 1s1。氫原子很小，氫原子唯一的一個(gè)電子緊靠原子核，并被原子核強(qiáng)烈地吸引著。而且電子和原子核之間沒(méi)有屏蔽，所以氫原子的電離能比較高 (1310 kJ mol-1) 。
氦(He)的電子排布為 1s2。氦的電子所在的軌域與氫原子相同。電子離原子核近且沒(méi)有屏蔽。氦的電離能 (2370 kJ mol-1) 比氫高得多，這是由于氦原子有2個(gè)質(zhì)子吸引電子，而氫原子只有一個(gè)。
鋰(Li) 1s22s1。的外層電子位于第二能級(jí)，離原子核更遠(yuǎn)。如果有人辯解鋰原子核多出的一個(gè)質(zhì)子會(huì)抵消距離所帶來(lái)的吸引力減小，那么他一定是忘了 1s2 電子的屏蔽作用：外層電子實(shí)際上不能充分感受到來(lái)自原子核的吸引。
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