Die Ionisierungsenergie ist ein wichtiger Parameter, der die Möglichkeit eines Atoms oder Moleküls beschreibt, ein Elektron abzugeben oder zu empfangen. Dies ist ein Wert, der bestimmt, wie viel Energie verbraucht werden muss, um ein einzelnes Elektron von einem neutralen Atom zu entfernen und ein positives Ion zu bilden.
Die Größe der Ionisierungsenergie hängt von der Atomstruktur ab und davon, in welcher Gruppe und welcher Periode sich das Element im Periodensystem befindet. Es gibt jedoch auch Merkmale, diesen Wert in den Hauptuntergruppen zu ändern. Betrachten wir sie genauer.
Die erste Hauptuntergruppe des Periodensystems umfasst Alkalimetalle wie Lithium, Natrium, Kalium usw. Sie haben eine relativ geringe Ionisierungsenergie, was auf das Vorhandensein eines Valenzelektrons in der äußeren Energiehülle zurückzuführen ist. Dieses Elektron ist schwach mit dem Kern verbunden und seine Entfernung erfordert eine geringe Menge an Energie.
Die zweite Hauptuntergruppe, oder Erdalkalimetalle, ist ebenfalls durch eine niedrige Ionisierungsenergie gekennzeichnet, jedoch ist dieser Wert im Vergleich zur ersten Hauptuntergruppe höher. Die zweite Gruppe von Atomen hat zwei Elektronen in der äußeren Energieschale, wodurch sie stabiler, aber im Vergleich zu den Elementen anderer Untergruppen immer noch leicht ionisierbar sind.
Die Energie der Ionisierung und ihre signifikanten Veränderungen
1. In der Hauptuntergruppe I A (Alkalien) weist die Ionisierungsenergie erhebliche Unterschiede auf. Es nimmt mit zunehmender Ordnungszahl ab, was auf eine erhöhte Reaktivität der Elemente dieser Gruppe hinweist. Dies liegt an der Anwesenheit eines einzelnen Elektrons in der Valenzhülle und dem großen Radius des Atoms. Seine Entfernung erfordert weniger Energie.
2. In der Hauptuntergruppe II A (Erdalkalimetalle) ändert sich auch die Ionisierungsenergie. Sie verdoppelt sich ungefähr, wenn Sie vom ersten zum zweiten Element einer bestimmten Gruppe wechseln. Dies liegt daran, dass die Elektronenvalenz zunimmt und der Atomradius abnimmt. Daher erfordert die Entfernung eines Elektrons einen höheren Energiekosten.
3. In der Untergruppe III A (Aluminium und seine Gruppe) hat die Ionisierungsenergie ein abnormes Verhalten. Es nimmt während der Periode deutlich zu, während die Ionisierungsenergiewerte für Sauerstoff und Fluor ziemlich niedrig sind. Dies wird durch die Einbeziehung von Prozessen zur Bildung hochindifferenter Ionen in die Berechnung erklärt.
4. In der Untergruppe V A (Stickstoff und seine Gruppe) zeigt die Ionisierungsenergie ebenfalls interessante Muster. Es nimmt beim Übergang von Stickstoff zu Phosphor zu und nimmt dann für das Arsenid wieder ab. Dies ist auf die teilweise Füllung der fünften Energiehülle in Didodenmetallen und die Bildung von halbdeelokalisiertem Metalloxid und Karbonatmetall zurückzuführen.
Veränderung der Ionisierungsenergie in der ersten Untergruppe
In der ersten Untergruppe des Periodensystems der Elemente befinden sich Alkalimetalle: lithium (Li), Natrium (Na), Kalium (K), Rubidium (Rb) und Cäsium (Cs). Diese Elemente haben ein äußeres Elektron in einer der s-Bahnen. Die Ionisierungsenergie in der ersten Untergruppe nimmt ab, wenn sie sich von oben nach unten bewegt. Genauer gesagt ist die Ionisierungsenergie der ersten Elemente (Li und Na) ungefähr gleich. Beim Übergang zu den übrigen Elementen wird die Ionisierungsenergie jedoch aufgrund der Zunahme der Größe des Atoms und der Streuung der abstoßenden Kernladungen reduziert.
Mit anderen Worten, wenn sich die elektronischen Hüllen von oben nach unten bewegen, werden sie länglicher. Dies führt zu einer Erhöhung des mittleren Abstands zwischen Elektronen und Kern, was die Anziehungskraft des Elektrons zum Kern schwächt. Dadurch nimmt die Ionisierungsenergie ab. Somit hat Cäsium (Cs) die niedrigste Ionisierungsenergie unter den Elementen der ersten Untergruppe.
| Element | Ionisierungsenergie (KJ/Mol) |
|---|---|
| Lithium (Li) | 520 |
| Natrium (Na) | 496 |
| Kalium (K) | 419 |
| Rubidium (Rb) | 406 |
| Cäsium (Cs) | 375 |
Es ist wichtig zu beachten, dass die Ionisierungsenergie in der ersten Untergruppe ebenfalls abnimmt, wenn die Ladung des Kerns erhöht wird. Dies liegt an der erhöhten Anziehungskraft des Elektrons durch den Kern und der Bildung stabilerer elektronischer Konfigurationen. Dies liefert weniger Energie, die benötigt wird, um das Elektron zu entfernen.
Ionisierungsenergie der zweiten Untergruppe: Eigenschaften
In der zweiten Untergruppe des Periodensystems der Elemente befinden sich Elemente, deren Ionisierungsenergie normalerweise höher ist als die der Elemente aus der ersten Untergruppe. Dies liegt daran, dass die Elemente der zweiten Untergruppe eine elektronische Hülle weniger haben, was zu einer größeren Anziehungskraft von Elektronen durch den Kern führt.
Die Ionisierungsenergie der zweiten Untergruppe von Elementen nimmt mit abnehmendem Atomradius und zunehmender Kernladung zu. Zum Beispiel hat Magnesium (Mg) einen kleineren Atomradius und eine größere Kernladung im Vergleich zu Natrium (Na) aus der ersten Untergruppe. Daher ist die Energie der Magnesiumionisierung höher als die Energie der Natriumionisierung.
Es ist auch erwähnenswert, dass die Elemente der zweiten Untergruppe weniger Ionisierungsenergie zwischen Atom-Bindungen haben als die Elemente der ersten Untergruppe. Dies liegt daran, dass die Elemente der zweiten Untergruppe weniger elektronische Schalen haben, was zu einer schwächeren Anziehungskraft von Elektronen zum Kern führt.
Interessanterweise befinden sich die Elemente Stickstoff (N) und Sauerstoff (O) in der zweiten Untergruppe, bei denen die Ionisierungsenergie am größten ist. Dies liegt an ihren halb gefüllten und vollständig gefüllten p-Schalen. Die Erzeugung von Stickstoff- oder Sauerstoffionen erfordert erhebliche Energie, da dies zu einer Störung der stabilen elektronischen Konfiguration führen würde.
Dritte Untergruppe: Veränderungen der Ionisierungsenergie
In der dritten Untergruppe der Elemente des Periodensystems gibt es interessante Veränderungen in der Größe der Ionisierungsenergie. Diese Untergruppe umfasst Bor (B), Aluminium (Al), Gallium (Ga), Indium (In), Thallium (Tl) und Elemente aus dem p-Blockkopf.
Der Haupttrend in der dritten Untergruppe ist die allmähliche Abnahme der Ionisierungsenergie, wenn sie sich von oben nach unten in der Gruppe bewegt. Dies liegt an der Zunahme des Radius des Atoms und der Zunahme seiner elektronischen Schalen. Eine Erhöhung des Radius schwächt die Anziehungskraft des Kerns auf äußere Elektronen und senkt daher die Energie, die benötigt wird, um Elektronen abzutrennen.
Es gibt jedoch auch andere Faktoren zwischen den Elementen der dritten Untergruppe, die die Ionisierungsenergie beeinflussen. Zum Beispiel haben Gallium- und Indiatome aufgrund der positiven Ladung des Kerns eine erhöhte Anziehungskraft zwischen dem Kern und den Elektronen, wodurch die Ionisierungsenergie in ihnen höher ist als die benachbarter Elemente.
Es ist auch erwähnenswert, dass die Ionisierungsenergie in der dritten Untergruppe je nach dem oxidativen Zustand des Elements variieren kann. Beim Übergang von einem oxidativen Zustand zum anderen befinden sich Elektronen auf unterschiedlichen Energieniveaus und haben daher unterschiedliche Ionisierungsenergien.
Daher ist die dritte Untergruppe der Elemente des Periodensystems ein interessantes Forschungsobjekt, und die Veränderungen der Ionisierungsenergie in dieser Untergruppe zeigen, wie die unterschiedlichen physikalischen und chemischen Eigenschaften der Elemente mit ihrer elektronischen Struktur in Verbindung gebracht werden können.
Vierte Untergruppe und Ionisierungsenergie
Die vierte Untergruppe der chemischen Elementtabelle umfasst Titan (Ti), Zirkonium (Cr) und Hafnium (Gf).
Die Ionisierungsenergie in der vierten Untergruppe ist durch eine Reihe von Merkmalen gekennzeichnet. Erstens hat es im Allgemeinen einen höheren Wert als die erste, zweite und dritte Untergruppe. Dies liegt daran, dass die Elemente der vierten Untergruppe eine komplexere elektronische Struktur und eine größere Anzahl von Elektronen in ihren Atomen haben.
Zweitens erhöht sich die Ionisierungsenergie innerhalb der vierten Untergruppe von Element zu Element. Zum Beispiel hat Titan (Ti) eine Ionisierungsenergie von etwa 659,7 KJ / mol, Zirkonium (Cr) etwa 640,1 KJ / mol und Hafnium (Gf) etwa 658,5 KJ / mol. Dies liegt daran, dass mit zunehmender Ordnungszahl bei den Elementen der vierten Untergruppe der effektive Ladungskern zunimmt, was zu einer stärkeren Elektronenretention und damit zu einer erhöhten Ionisierungsenergie führt.
Es ist auch erwähnenswert, dass die Ionisierungsenergie innerhalb der vierten Untergruppe je nach Oxidationsgrad des Elements variieren kann. Zum Beispiel kann bei Zirkonium (Cr) die Ionisierungsenergie in Verbindungen mit unterschiedlichen Oxidationsgraden unterschiedlich sein.
Im Allgemeinen ist die Ionisierungsenergie in der vierten Untergruppe ein wichtiges Merkmal, das die Fähigkeit der Elemente dieser Untergruppe bestimmt, positive Ionen zu bilden. Es kann verwendet werden, um die chemischen Eigenschaften von Elementen und ihre Reaktivität vorherzusagen.
Ionisierungsenergie in der fünften Untergruppe: Besonderheiten
Kupfer hat die größte Ionisierungsenergie in seiner Untergruppe. Seine erste Ionisierungsenergie beträgt etwa 746 KJ / mol, was darauf hindeutet, dass eine beträchtliche Menge an Energie benötigt wird, um das erste Elektron vom Kupferatom abzuziehen. Dies ist auf das Merkmal der elektronischen Kupferkonfiguration zurückzuführen. Ihr äußeres Elektron befindet sich in der s-Unterebene, die die primäre Energieniveau des Atoms ist. Daher ist die Ionisierungsenergie von Kupfer viel höher als die anderer Elemente eines vergleichbaren Periodensystems.
Silber hat praktisch die gleiche erste Ionisierungsenergie wie Kupfer. Sein Wert beträgt ungefähr 731 KJ / mol. Trotz der Nähe der Werte unterscheiden sich Silber und Kupfer chemisch. Dies liegt an einem Unterschied in der elektronischen Konfiguration. Bei Silber befinden sich die äußeren Elektronen auf der s-Subebene und auf der letzten p-Subebene, was zu einer Anordnung von Energieniveaus führt, die niedriger sind als bei Kupfer.
Gold hat die niedrigste Ionisierungsenergie in der fünften Untergruppe. Seine erste Ionisierungsenergie beträgt etwa 890 KJ/ mol. Dies liegt an der Anwesenheit eines zusätzlichen Elektrons auf der d-Unterebene, das schwach an das Goldatom gebunden ist und sich leicht löst. Dadurch zeichnet sich Gold durch eine geringe Ionisierungsenergie und eine aktivere Reaktivität im Vergleich zu Kupfer und Silber aus.
Sechste Untergruppe und Ionisierungsenergie
Die sechste Untergruppe der Elemente des Periodensystems der chemischen Elemente besteht aus 14 Elementen: selen (Se), Brom (Br), Krypton (Kr), Rubidium (Rb), Strontium (Sr), Yttrium (Y), Zirkonium (Zr), Niob (Nb), Molybdän (Mo), Technetium (Tc), Ruthenium (Ru), Rhodium (Rh), Palladium (Pd) und Silber (Ag).
Die Ionisierungsenergie der sechsten Untergruppe von Elementen hat ihre eigenen Eigenschaften. Der allgemeine Trend zur Veränderung der Ionisierungsenergie in der sechsten Untergruppe hängt von der primären Quantennumengröße ab.
Selen (Se) und Brom (Br) sind die Elemente, die in der sechsten Untergruppe die niedrigste Ionisierungsenergie aufweisen. Dies liegt daran, dass diese Elemente die Hauptquantenzahl 4 haben, wodurch das Valenzschalenelektron relativ weit vom Kern entfernt ist. Folglich ist die Energie, die benötigt wird, um ein Elektron zu entfernen, relativ gering.
Für die Elemente Krypton (Kr), Rubidium (Rb), Strontium (Sr), Yttrium (Y), Zirkonium (Zr), Niob (Nb), Molybdän (Mo), Technetium (Tc), Ruthenium (Ru), Rhodium (Rh), Palladium (Pd) und Silber (Ag) erhöht sich die Ionisierungsenergie. Dies liegt an einer Erhöhung der Kernladung und einer Abnahme der Größe der Atome. Wenn die Ladung des Kerns zunimmt, wird die Anziehungskraft des Elektrons zum Kern stärker, was mehr Energie benötigt, um das Elektron zu entfernen.
Somit ist die sechste Untergruppe der Elemente des Periodensystems durch eine Veränderung der Ionisierungsenergie gekennzeichnet, die von der primären Quantennumengröße und der Ladung des Kerns der Elemente abhängt.
Veränderung der Ionisierungsenergie in der siebten Untergruppe
Die Ionisierungsenergie in der siebten Untergruppe nimmt mit zunehmender Ordnungszahl des Elements zu. Dies liegt daran, dass die Anzahl der Elektronen in der äußeren Energiehülle mit zunehmender Ordnungszahl an den Fluren zunimmt, wodurch diese Elemente stabiler und widerstandsfähiger werden.
Das allererste Element der siebten Untergruppe, Flevorium (Flevorium), hat die geringste Ionisierungsenergie. Es hat den größten Radius eines Atoms und die geringste Elektronegativität in dieser Untergruppe. Wenn jedoch die Ordnungszahl zunimmt, nimmt die Ionisierungsenergie zu. Zum Beispiel hat ein Element mit der Ordnungszahl 115, das Flermium genannt wird, eine viel größere Ionisierungsenergie als Fleur. Dies liegt daran, dass die Flermiumatome eine dichtere elektronische Hülle haben, die schwerer ionisiert wird.
Somit nimmt die Ionisierungsenergie in der siebten Untergruppe mit zunehmender Ordnungszahl des Elements zu, und dies ist ein charakteristisches Merkmal dieser Elementgruppe.
Die achte Untergruppe und die Ionisierungsenergie: Merkmale
Die achte Untergruppe des Periodensystems der Elemente umfasst Elemente der Gruppe 18, die auch als Edelgase bezeichnet werden. Die achte Untergruppe besteht aus Helium (He), Neon (Ne), Argon (Ar), Krypton (Kr), Xenon (Xe) und Radon (Rn).
Das Hauptmerkmal der Elemente der achten Untergruppe ist ihre geringe Ionisierungsenergie. Die Energie der Ionisierung wird als Energie bezeichnet, die benötigt wird, um ein Elektron von einem Atom abzuziehen. Sie haben eine stabile äußere elektronische Hülle, die aus vollen acht Valenzelektronen besteht. Aus diesem Grund haben die Elemente der achten Untergruppe eine geringe Ionisierungsenergie.
Die niedrigste Ionisierungsenergie hat Helium - es hat nur zwei Elektronen in der Valenzhülle und befindet sich in der obersten Gruppe des Periodensystems. Selbst die übrigen Edelgase haben jedoch im Vergleich zu anderen Elementen eine geringe Ionisierungsenergie. Dies liegt daran, dass die Valenzhülle der Edelgase s- und p-Orbitale sind, die sich durch hohe Stabilität auszeichnen.
Die geringe Ionisierungsenergie macht die Elemente der achten Untergruppe zu sehr unteraktiven chemischen Elementen. Sie treten praktisch nicht in chemische Reaktionen ein und haben eine hohe Trägheit. Aufgrund dieser Eigenschaften werden Edelgase in verschiedenen Bereichen eingesetzt, z. B. in der Befüllung von Leuchtmitteln, beim Schutz des atmosphärischen Drucks bei komplexen chemischen Reaktionen usw.
Somit haben die Edelgase der achten Untergruppe eine geringe Ionisierungsenergie, die auf ihre stabile Valenzhülle zurückzuführen ist. Diese Elemente sind niedrigaktiv und inert, wodurch sie in verschiedenen technischen und wissenschaftlichen Bereichen eingesetzt werden können.
