انرژی یونش

[termah]

انرژی یونش

با اندکی مطالعه راجع به انرژی یونش و تشکیل یون های مختلف عناصر، متوجه می شوید که سدیم، منیزیم و آلومینیوم یون های Na[SUP]+[/SUP] و Mg[SUP]2+[/SUP] و Al[SUP]3+[/SUP] تشکیل می دهند. اما آیا تا کنون از خود پرسیده اید که چرا سدیم، یون های Na[SUP]2+[/SUP] یا حتی Na[SUP]3+[/SUP] تشکیل نمی دهد؟
جواب این سؤال می تواند از انرژی دومین، سومین و ... یونش عناصر به دست آید. به عنوان مثال، انرژی اولین یونش سدیم، انرژی لازم برای برداشتن یک الکترون از یک اتم سدیم خنثی است:

انرژی دومین یونش سدیم، انرژی لازم برای برداشتن یک الکترون دیگر از یون Na[SUP]+[/SUP] در حالت گازی است که یک یونNa[SUP]2+[/SUP]تشکیل می دهد:

سومین انرژی یونش سدیم نیز به همین ترتیب است:

بنابراین انرژی لازم برای تشکیل یون Na[SUP]3+[/SUP] در فاز گازی، جمع انرژی های یونش اول، دوم و سوم این عنصر است.
برای کندن یک الکترون از اتم سدیم و تشکیل یون Na[SUP]+[/SUP] با آرایش الکترونی لایه پر، انرژی چندان زیادی لازم نیست اما وقتی یک بار این اتفاق افتاد، برای برداشتن دومین الکترون از سدیم تقریباً باید 10 برابر انرژی یونش اولیه، انرژی صرف شود تا آرایش لایه پر Na[SUP]+[/SUP] شکسته شود و Na[SUP]2+[/SUP] تشکیل شود. به دلیل این که انرژی زیادی برای برداشتن دومین الکترون سدیم در هر واکنش شیمیایی لازم است، سدیم می تواند با عناصر دیگر طوری واکنش دهد که ترکیباتی شامل یون های Na[SUP]+[/SUP] تشکیل دهد نه یون های Na[SUP]2+[/SUP] یا Na[SUP]3+[/SUP].






​

 

[termah]

[PDF] [h=3]

روﻧﺪ ﺗﻨﺎوﺑﯽ ﺗﻐﯿﯿﺮ اﻧﺮژي ﯾﻮﻧﺶ ﻋﻨﺼﺮﻫﺎ[/h]

 

[termah]

چند استثنا در الگوی کلی انرژی اولین یونش


شکل 1 انرژی اولین یونش عناصر در ردیف دوم جدول تناوبی را نشان می دهد. اگرچه انرژی اولین یونش در حالت کلی با حرکت از چپ به راست جدول تناوبی افزایش دارد، اما در این الگو دو تناقض مشاهده می شود:
انرژی اولین یونش بور از بریلیوم کوچک تر است و اکسیژن نیز اولین انرژی یونش کم تر از نیتروژن دارد.

شکل 1: مقادیر انرژی یونش بر حسب تغییرات عدد اتمی



این اثر می تواند با آرایش الکترون در این عناصر توضیح داده شود. زمانی که یک اتم بریلیوم یونیزه می شود، الکترون از اوربیتال 2s بیرون کشیده می شود، اما زمانی که اتم بور یونیزه می شود، الکترون اوربیتال 2p بیرون می آید:

Be: [He] 2s[SUP]2[/SUP]​

B: [He] 2s[SUP]2[/SUP] 2p[SUP]1[/SUP]​

زمانی که نیتروژن و اکسیژن یونیزه می شوند، الکترون ها باز هم از اوربیتال 2p بیرون کشیده می شوند:

N: [He] 2s[SUP]2[/SUP] 2p[SUP]3[/SUP]​

O: [He] 2s[SUP]2[/SUP] 2p[SUP]4[/SUP]​

اما تفاوت مهمی در نحوه ی توزیع الکترون ها در این اتم ها وجود دارد. قاعده ی هوند پیش بینی می کند که هر 3 الکترون در اوربیتال 2p اتم نیتروژن، باید اسپین یکسانی داشته باشند اما در یک اتم اکسیژن، الکترون اضافی در یکی از اوربیتال های 2p جفت می شوند:

قاعده ی هوند می تواند از این فرض که الکترون ها سعی دارند تا حد ممکن از هم دور باشند تا نیروی دافعه ی بین این دو ذره، کم ترین مقدار را داشته باشد، بهتر درک شود. بنابراین، 3 الکترون در اوربیتال های 2p نیتروژن، وارد اوربیتال های متفاوتی می شوند و اسپین آن ها در جهت یکسانی قرار می گیرد. در اکسیژن، ابتدا 3 الکترون مانند حالت نیتروژن در اوربیتال های متفاوت قرار می گیرند ولی الکترون چهارم باید یکی از اوربیتال های 2p اشغال شده را انتخاب کند.

نیروی دافعه بین این دو الکترون، زمانی کم ترین مقدار را خواهد داشت که این دو الکترون در یکی از اوربیتال ها با هم جفت شوند. با این وجود، هنوز هم مقداری دافعه ی اضافی بین این دو الکترون وجود دارد که این عامل باعث می شود برداشتن یک الکترون از یک اتم خنثای اکسیژن، اندکی راحت تر باشد و این نتیجه با انتظار ما از مؤثر بودن تعداد پروتون های هسته ی اتم مطابقت ندارد.


منبع:مرکز یادگیری سایت تبیان
[h=2][/h]

 

[S H i M A]

انرژی لازم برای جدا کردن سست‌ترین الکترون از یک اتم منفرد گازی شکل و درحالت پایه یک عنصر

را «انرژی اولین یونش» آن عنصر می‌نامند.


(A(g) → A(g)[SUP]+[/SUP] + e(g

نماد (g) نشان دهنده حالت گازی عنصر و یون مربوطه است.


علامت انرژی‌های یونش

در تعیین انرژی‌های یونش عناصر برای بیرون کشیدن الکترون از اتم ، انرژی مصرف می‌شود، زیرا این

امر متضمن فائق آمدن بر جاذبه متقابل هسته و الکترون است. پس چون سیستم ، در این فرآیند ،

انرژی جذب می‌کند، انرژیهای یونش علامت مثبت دارند. مثلا می‌توان انرژی اولین یونش سدیم را به

صورت زیر نمایش داد:


(Na(g) → Na(g)[SUP]+[/SUP] + e(g

496Kj+ = اولین یونش سدیم

واحد انرژی یونش

انرژی یونش برای هر الکترون منفرد بر حسب الکترون ولت (اتم/ev) و برای یک مول الکترون (6.02x10[SUP]23[/SUP]

الکترون) که از یک مول اتم (6.02x10[SUP]23[/SUP] اتم) عنصر جدا شود، Kj/mol بیان می‌گردد.


ترتیب انرژی یونش در عناصر یک دوره

انرژی یونش در یک دوره از چپ به راست بتدریج افزایش می‌یابد. به آن قسمتهایی از منحنی که به عناصر

دوره دوم (از Li تا Ne) ، دوره سوم (ازNa تا Ar) و الی آخر تعلق دارد.

توجه کنید که انرژی یونش به این سبب افزایش می‌یابد که اتمها بتدریج کوچکتر می‌شوند و بار مؤثر هسته

بتدریج افزایش می‌یابد، در نتیجه جدا کردن الکترون بتدریج دشوارتر می‌شود.


ترتیب انرژی یونش در عناصر یک گروه

در عناصر نماینده ، بطور کلی انرژی یونش بین عناصر یک گروه از بالا به پایین کاهش می‌یابد. عناصر گروه

(Cs ، Rb ، K ، Na ، Li) و عناصر گروه صفر (Rn ، Xe ، Kr، Ar، Ne ، He) بصورت مینیمم و ماکسیمم منحنی

نشان داده شده‌اند. در هر گروه بتدریج از اتمی به اتم پایینتر می‌رویم ، بار هسته ، افزایش می‌یابد، اما اثر

آن تا حد زیادی از طریق افزایش تعداد الکترونهای پوسته زیرین که اثر پوششی دارند، حذف می‌شود. در

حالیکه اتمها بزرگتر می‌شوند، الکترونی که باید یونیده شود، در فاصله‌ای دورتر از هسته قرار می‌گیرد، در

نتیجه جدا شدن الکترون آسانتر شده ، انرژی یونش کاهش می‌یابد.

انرژی یونش عناصر واسطه در یک دوره به سرعت مشابه با عناصر نماینده افزایش پیدا نمی‌کند. انرژی یونش

عناصر واسطه درونی ، کم و بیش ثابت می‌ماند. در این دو دسته عناصر ، الکترون متمایز کننده به پوسته‌های

درونی اضافه می‌شود.

افزایش اثر پوششی حاصل ، وضعیت انرژی یونش در عناصر واسطه و واسطه درونی را توجیه می‌کند. اتم

فلزات در واکنشهای شیمیایی معمولا الکترون از دست می‌دهند و به یونهای مثبت تبدیل می‌شوند. اتم

غیرفلزات معمولا به این ترتیب عمل نمی‌کنند. بنابراین فلزات عناصری با انرژی یونش نسبتا کم و غیرفلزات

عناصری با انرژی یونش نسبتا زیادند.


انرژی دومین یونش

بحثهای ما تاکنون مربوط به انرژی اولین یونش بوده است. انرژی دومین یونش هر عنصر انرژی لازم برای

جدا کردن یک الکترون از یون +1 آن عنصر است.


(A(g) → A(g)[SUP]2+[/SUP] + e(g



انرژی سومین یونش

انرژی سومین یونش بیان کننده انرژی مورد نیاز برای جدا کردن یک الکترون از یون +2 آن عنصر است. جدا

کردن یک الکترون منفی از اتم خنثی طبعا آسانتر از جدا کردن الکترون از ذره دارای یک بار مثبت و آن هم

به نوبه خود آسانتر از جدا کردن الکترون از ذره دارای دو بار مثبت است.

در نتیجه انرژی سومین یونش بزرکتر از انرژی دومین یونش و آن هم بزرگتر از انرژی اولین یونش است.


انرژی چهارمین یونش و بالاتر

از آنجا که انرژی چهارمین یونش و بالاتر ، به غایت زیاد است، یونهای بالاتر از +3 بندرت در شرایط عادی وجود

دارند. همانگونه که انتظار می‌رود برای هر عنصر انرژی یونش از اولین تا چهارمین زیاد می‌شود.


جهش

در تمام مراحل پس ازجدا شدن الکترونهای والانس ، افزایش انرژی مورد نیاز برای یونش بعدی بصورت جهشی

است.


واکنش پذیری فلزات

واکنش پذیری فلزات در گوشه پایین سمت چپ جدول تناوبی دیده می‌شوند. واکنش پذیری ، بر حسب از دست

دادن الکترون ، بتدریج که از این گوشه به طرف بالا یا به سمت راست حرکت می‌کنیم، کاهش می‌یابد.