İyonlaşma Enerjisi Nedir?
Gaz fazda izole bir atomdan bir elektronu uzaklaştırmak için gerekli enerjiye iyonlaşma enerjisi ( iyonlaşma potansiyeli ) denir. Bu enerji, elektronun bulunduğu en yüksek enerji düzeyi ile n sonsuz arasındaki enerji farkına eşittir. Bir atomdan birden fazla elektron koparmak mümkündür. Bunlara tekabül eden enerjilere de 1. 2.3. …. İyonlaşma enerjileri denir. Bunlar arasında, SE1 <SE2 <SE3 <… <İEn ilişkisi vardır. İyonlaşma olayı, termodinamik olarak daima endotermik bir reaksiyon olup aşağıdaki gibi gösterilir:
İyonlaşma potansiyeli aşağıdaki eşitlikle verilir:
Burada n, uzaklaşan elektron için baş kuant sayısı;, Z* ise uzaklaşan elektron için etkin çekirdek yükü. ( 1 eV = 1,6022.10^19 J. = 96,87 kJ/mol)
- A grubu elementlerinin ( Alkali, toprak alkali metaller ve ametaller için) iyonlaşma enerjileri ile bu elementlerin periyotlar cetvelindeki yeri arasında basit bir ilişki vardır. Bir grup içinde n artar, perdeleme artar, Z* küçülür. Buda iyonlaşma enerjisinde azalmaya neden olur.
- Aynı periyotta ise, Z* arttığı için iyonlaşma enerjilerinde genel bir artma gözlenir. Fakat aynı seride orbital tipinin değişmesi, örneğin 2A da (s orbitali), 3A da ( p orbitali) ve aynı spinli elektronlar arasında enerji değişimi gibi faktörlerden dolayı, düzenli artıştan sapmalar meydana gelir. Aynı spinli elektronlar atomu daha kararlı yapar. Bu nedenle Azotun iyonlaşma enerjisi, Oksijenin iyonlaşma enerjisinden daha büyüktür.
- Geçiş ve geçiş üstü elementlerde bazı anormallikler görülür. Örneğin 24Cr ve 29Cu grubu elementlerinde sırasıyla yarı ve tam doluluk = küresel simetri (24Cr, 4s1 3d5 ; 29Cu, 4s1 3d10 ) bu atomları daha kararlı yapar.
İyonlaşma
İyonlaşmada en yüksek enerji seviyesindeki elektronlar atomdan uzaklaşır ve bu nedenle en az enerji gerekir. Başka bir deyişle iyonlaşma atomun doldurulma sırasının tersidir denebilir. Bunun doğru olduğu da bir gerçektir. Fakat özellikle geçiş elementlerinde bazı önemli istisnalar vardır. Buda, bu elementlerin karakteristik kimyasından sorumludur. Genel olarak geçit elementlerinde iyonlaşma aşağıdaki gibi gerçekleşir.
Bu olay, sadece ilk geçit elementleri için değil, daha ağır elementler içinde geçerlidir. ns2 elektronları, (n-1)d veya (n-2)f elektronlarından önce uzaklaşır. Bir çok durumda daha yüksek veya daha düşük değerlikli iyonlarının olmasına rağmen, yukarıdaki durum geçit elementlerinin +2 değerlikli genel iyonlarını verir.
Bu olay oldukça şaşırtıcıdır, çünkü basit orbital enerjilerine göre ters gözükür. Eğer 4s düzeyi daha düşük ve önce doluyorsa, bu elektronlar daha kararlı olmalı ve daha sonra iyonlaşmalıdır. Bu olayı açıklamak için basitçe 4s elektronları, 3d elektronlarından önce iyonlaşır diyemeyiz.
3d veya 4s orbitalinin işgal edilmesine bağlı olarak kararlılıktaki değişmenin sebebini açıklamak için Ti, Ti2+ veya daha genel olarak M, M2+ içeren iki sistemi karşılaştırmalıyız. Böylece yukarıda bahsedilen 3d serisi içindeki eğilimin ipucu bulunabilsin. Bu, tam olmamakla birlikte bir gösterge olabilir.
Atom numarası attıkça Z* nin de arttığını biliyoruz. Z* artıkça enerji seviyeleri birbirlerine daha çok yaklaşır ( Hidrojen orbitali gibi ), yani, tüm seviyeler aynı başkuant sayısına sahip olur (dejenere olur) ve sonraki kuant sayısının altında kalır.
İyonda ise, net iyonik yükten ve azalan perdelemeden dolayı, etkin çekirdek yük önemli ölçüde artar. 3d seviyesi 4s den çok aşağılara çekilir. 3d24so yapısında itme enerjileri azalır ve toplam enerji minimuma iner. Bu eğilim, Hidrojen – benzer orbitallerde etkin çekirdek yükün artışı nediyle daha dramatik olur. Hatta kor elektronlarını enerjileri bakımından orbital tipine göre ayırt etmek iyice zorlaşır.