Ionizační potenciál: Porovnání verzí
Smazaný obsah Přidaný obsah
cs.SVG |
Doplnění textu a modrých odkazů značky: {{Překlad}} s odrážkou editace z Vizuálního editoru |
||
Řádek 1:
[[Soubor:First Ionization Energy.svg|náhled|
'''Ionizační potenciál'''
Dodáním ionizační energie atomu se odtrhne jeden nebo postupně více elektronů a vznikne kladně nabitý kation.
Jednotkou ionizační energie je nejčastěji kJ/mol nebo i jiné jednotky.
== Definice a výpočet ==
Ionizační energie E<sub>i</sub> je minimální energie potřebná k odtržení elektronu od atomu (X) v základním stavu v plynné fázi (g).
X(g) + E<sub>i1</sub> ® X<sup>+</sup> + e<sup>-</sup>
Energie potřebná k odtržení dalších elektronů od atomu se postupně zvyšuje. Například druhá ionizace odpovídá reakci:
X<sup>+</sup>(g) + E<sub>i2</sub> ® X<sup>2+</sup> + e<sup>-</sup>
Kde E<sub>i2</sub> je větší než E<sub>i1.</sub> Obecně tedy platí, že ''n-tá'' ionizační energie je energie potřebná k odtržení ''n-tého'' elektronu po odtržení ''n-1'' elektronů. Největší nárůst ionizační energie nastává u stabilních konfigurací blízkých vzácným plynům.
== Ionizační energie a periodická tabulka ==
Hodnota ionizační energie klesá ve [[Skupina (chemie)|skupině]] [[Periodická tabulka|periodické tabulky]] a vzrůstá zleva doprava v rámci jedné periody. Nejvýraznější nárůst ionizační energie je v případě, kdy dojde k odtržení elektronu ze zaplněného [[Atomový orbital|atomového orbitalu]] blíž k jádru. To je způsobeno tím, že po odstranění všech elektronů z vnějšího orbitalu přichází na řadu elektron z orbitalu, který je blíž k [[Atomové jádro|jádru]]. Jeho odtržení je energeticky náročnější, neboť blízko jádra působí na elektrony větší [[Elektrická síla|elektrostatická síla]]. V tabulce jsou uvedeny ionizační energie několika prvků pro první až sedmý odtržený elektron.
{| class="wikitable"
| colspan="8" |''Ionizační energie v [[Joule|kJ]]/[[Mol (jednotka)|mol]]''
|-
|-
|
|
|
|
|
|
|
|-
|[[Hořčík|'''Mg''']]
|738
|1 450
|7 730
|
|
|
|
|-
|[[Hliník|'''Al''']]
|577
|1 816
|2 881
|11 600
|
|
|
|-
|[[Křemík|'''Si''']]
|786
|1 577
|3 228
|4
|16 100
|
|
|-
|[[Fosfor|'''P''']]
|1 060
|1 890
|2 905
|4 950
|6 270
|21 200
|
|-
|[[Síra|'''S''']]
|999,6
|2 260
|3 375
|4 565
|6 950
|8 490
|27 107
|-
|[[Chlor|'''Cl''']]
|1 256
|2 295
|3 850
|5 160
|6 560
|9 360
|11 000
|-
|[[Argon|'''Ar''']]
|1 520
|2 665
|3 945
|5 770
|7 230
|8 780
|12 000
|}
Hodnotu ionizačního potenciálu se mění podle toho, zda je elektron ve valenční slupce nebo v slupce blíže jádru. První elektron jde odtrhnout velmi snadno, protože vzniklý ion získá konfiguraci příslušného [[Vzácné plyny|vzácného plynu]]. Odtržení druhého elektronu je již energeticky velmi náročné, protože vzniklá elektronová konfigurace je energeticky méně výhodná.
Pokud například pro odtržení prvního elektronu od atomu je třeba ionizační energie 1500 kJ/mol, pro druhý elektron již 5000 kJ/mol a pro třetí 6000 kJ/mol, bude to atom, který ve [[Valenční elektron|valenční slupce]] obsahuje pouze jeden elektron. Jedná se tedy o [[Alkalické kovy|alkalický kov]].
== Ionizační energie a elektronová afinita ==
Hlavní rozdíl mezi ionizační energií a [[Elektronová afinita|elektronovou afinitou]] je ten, že ionizační energie udává množství energie potřebné k odtržení elektronu od atomu a elektronová afinita udává množství energie uvolněné při získání elektronu atomem. Vyšší elektronovou afinitu mají atomy, jejichž [[Valenční elektron|elektronová valenční vrstva]] je zaplněna téměř jako valenční vrstva [[Vzácné plyny|vzácného plynu]] ([[oktetové pravidlo]]).
== Ionizační energie a elektronegativita ==
[[Elektronegativita]] je míra schopnosti atomu přijímat nebo ztrácet elektrony. Rovná se průměru ionizační energie a elektronové afinity. Například [[lithium]] má velmi nízkou ionizační energii i elektronovou afinitu, zatímco [[chlor]] má obě tyto hodnoty vysoké. Elektronegativita Cl bude tudíž vysoká a elektronegativita Li nízká.
Rozdíl elektronegativit dvou prvků poskytuje představu o charakteru [[Chemická vazba|chemické vazby]] mezi nimi. Ty podle velikosti elektronegativity dělíme na:
* [[Iontová vazba]] - vzniká, pokud je rozdíl elektronegativit větší než 2
* [[Kovalentní vazba]] - vzniká, pokud je rozdíl elektronegativit menší než 1
* [[Kovalentní vazba|Polární vazba]] - vzniká, pokud je rozdíl elektronegativit mezi hodnotami 1 a 2, vazba je přechodem mezi vazbou kovalentní a iontovou.
== Související články ==
Řádek 85 ⟶ 127:
* Klikorka J., Hájek B., Votinský J., Obecná a anorganická chemie, 2. vydání, Praha 1989
* {{Překlad|en|Ionization potential|140751290}}
{{Autoritní data}}
| |||