Something about the Ionization energy that you may want to know

  • Ionization energy is the energy required for a gaseous atom in the ground state to lose electrons into a gaseous cation (ie, ionization) and must overcome the gravitational pull of the nuclear charge on the electron. The unit is kJ·mol-1 (SI unit is J·mol-1). For a multi-electron atom, the energy required to generate a H + gaseous cation from a gaseous atom in the ground state is called the first ionization potential. The commonly used symbol I1 represents: M (g) ——— M +(g)+e. The first ionization potential = I 1 (1 can be omitted). The ionization potential should be positive because the electrons are taken away from the atom and consume energy.

    Cause of formation
    In chemical practice, it is often necessary to discuss the problem of metallic or non-metallic strength of elements. The standard we measure is: for metal elements, it is often based on its strength of electron loss, and those with strong electron loss are metallic, and vice versa. Obviously, this is only a qualitative judgment. So, what is the quantitative judgment in chemistry? Thus, the four concepts of ionization energy, electron affinity, electronegativity and electrode potential of the element are generated. This article will discuss the connections and differences between the four and the basis for quantitative judgment criteria.

    Atomic property
    According to the concept of ionization energy and electron affinity, the properties of the atoms in the free state of the element are discussed first. The chemist found that the 1S electron of the gaseous hydrogen atom, if it gets the energy of 13.6ev, will transition from the ground state to the high energy level of n=∞, becoming a free electron; the hydrogen atom loses a gas that becomes a positive monovalent gaseous cation. It is said that the ionization energy (I1) of hydrogen is 13.6 ev. Another example is that the ionization energy of a typical alkali metal Na is 5.139 ev (I1), which means that only 5.139 ev of energy is needed, and the Na atom loses one of the outermost electrons and becomes a metal cation. And 5.139ev <13.6ev, it can be seen that Na is very metallic.

    The corresponding non-metallic element, such as the first ionization energy of fluorine, is 17.422 ev, which is larger than hydrogen I1 and far larger than the I 1 of Na, which is enough to show that fluorine is unlikely to be metallic, so its non-metallic property has How strong is it? Check the electron affinity of fluorine is 327.99JJ.mol, which means that when an atom is added to a fluorine atom, 327.9kJ.mol of energy is released, that is, its ability to obtain electrons is very strong, which is typical. Non-metallic elements.

    The above only examines the non-metallic and metallic properties of the free atoms of the element, but in chemical practice, more discussion is needed about the ability of atoms to attract electrons in the molecular environment. The concept of electronegativity is used. This unified standard puts metal and non-metallic elements together to examine their properties and the law of evolution in the periodic table. The aforementioned Na, its electronegativity is 0.9, and the electronegativity of F is 4.0, which is the largest of all elements, and certainly the most non-metallic element. According to Pauling's general rule, the electronegativity of metal elements is below ~2.0, and the electronegativity of non-metallic elements is above ~2.0. In this way, the two properties of the element are judged to have a uniform scale, and there are also boundaries between the two different elements.

    It can be seen that the metallic and non-metallic properties of the elements are closely combined with the above three properties. The ionization energy, electron affinity and electronegativity of the element play an important role as a quantitative measure of the metallic and non-metallic properties of the element. However, the above is the relevant properties of the elements in the gaseous environment discussed. So, are the properties similar in aqueous solutions? Chemical theory arises from chemical practice. In order to measure the metallic and non-metallic strength of the element in aqueous solution, we have introduced the concept of elemental electrode potential. For metal elements, such as copper half-cells, the standard electrode potential is +0. 3419 V, and the standard half-pot potential of the zinc half-cell is -0.7618 V, apparently 0.3419 > (-0.7618 V), ie zinc to copper. Strong metal. The electrode potential of zinc is much smaller than the electrode potential of copper. Metal zinc is a strong reducing agent, and zinc ions can be stably present in solution, which is a weak oxidant. In contrast, Cu is a stronger oxidant than Zn, which is a weaker reducing agent than metallic zinc. Thus, the discussion of the metallic or non-metallic strength of an element in an aqueous solution necessitates the concept of the electrode potential of the element.

    Therefore, the four concepts mentioned above are important quantitative criteria for examining the metallic and non-metallic strength of elements in both environments (gaseous environment and in aqueous solution).

    Important concept

    2.1 ionization energy of elements

    For a multi-electron atom, the energy required for the gaseous atom in the ground state to generate the H gaseous cation is called the first ionization potential, and the commonly used symbol I1 means:

    M (g) --- M (g) + e first ionization potential = I1 (1 can be omitted). The ionization potential should be positive because the electrons are taken away from the atom and consume energy. The smaller the atomic ionization potential of an element, the easier it is to lose electrons when it is in a gaseous state, that is, the more metallic the element is in a gaseous state. The magnitude of the ionization potential depends primarily on the effective nuclear charge of the atom, the radius of the atom, and the electronic configuration of the atom. In general, the elements of the same cycle have the same number of electronic layers, the effective nuclear charge increases from left to right, the radius of the atom decreases, and the gravitation of the outer electrons increases. Therefore, the more the element on the right, the more difficult it is to lose electrons, the greater the ionization potential. The number of electron layers in the same family is different, and the increase in the number of atoms in the outermost layer plays a major role. Therefore, the larger the radius, the smaller the collimation electron attraction, the easier it is to lose electrons, and the smaller the ionization potential. The electronic configuration is the third factor affecting the ionization potential. The ionization potential of the gas element is the largest in each cycle, in part because the electrons with the gas element have a relatively stable 8-electron outermost configuration. Some elements have a fully filled and semi-filled electronic configuration with high stability. For example, Zn (3d 4S), Cd (4d 5S), and Hg (5d 6 S) have higher ionization potential than adjacent elements in the same period.

    2 .2 Electron affinity
    The energy released when a gaseous atom in the ground state obtains an electron into a negative monovalent gaseous anion is called the first electron affinity of the element. The greater the electron affinity, the easier it is for the element to acquire electrons. The electron affinity of metal elements is relatively small, indicating that it is difficult for metals to obtain electrons to form negative anions.

    2.3 Electronegativity of elements
    When a substance chemically reacts, the outer electrons of the atom change. The difference in the ability of atoms to attract electrons is the essential cause of the difference in the chemical properties of elements. The concept of electronegativity of elements is used to indicate the relative ability of atoms to attract pairs of bonds in a molecule when they are combined. Therefore, Pauling defines the electronegativity as "electronetivity is the ability of an atom of an element to attract electrons in a molecule". The electronegativity of H is specified to be 2.1, and the relative electronegativity of other elements is obtained.

    2 .4 Element electrode potential

    For a metal element, its electrode potential is the potential difference between the atom in the ground state and the hydrated ion in the aqueous solution. Its size depends on the tendency of metal atom ionization and other factors. There are three processes from metal crystal to hydrated ion: 1. The metal transforms from a solid to a gaseous atom, and its sublimation heat is S. 2. The metal gaseous atom loses electrons and becomes a gaseous ion, and the ionization energy is IA. 3. The metal gaseous ion M The gas becomes hydrated ion M hydrate, and the hydration heat is Q hydration.

    Distinction
    Although all four are metallic and non-metallic, they are different. The first three are the measure of the difficulty of the ability of an atom to lose electrons, that is, the sign of the stability of the atomic electronic structure, while the latter (electrode potential) is a measure of the tendency of a substance to lose electrons in an aqueous solution to form a hydrated ion. According to the Bonn-Harber cycle, there is a reaction: M(aq)+e →M (s). Ionization energy is only a fraction of the energy of the electrode reaction. Generally speaking, the incoming call energy is large, and the electron affinity is also large, but the electrode potential is more positive, depending on the size of the hydration energy. In the periodic table, with the periodic changes of the atomic structure, the four exhibit periodic changes. Although the electrode potential is affected by many factors, the regularity is not so obvious, but the metallic and non-metallic properties of the elements judged by the four are The law of change is basically the same. What is the general rule of metallic and non-metallic in the periodic system? Among them, the outermost electrons of the rare gas element are fully filled and have the most stable structure, so it is difficult to lose or acquire electrons, and the ionization energy is the largest. The electron affinity is 0, and the electrode potential is difficult to measure. Look at other elements, the same cycle from left to right: the value of the four is gradually increasing, the metality is weak; the same main family from top to bottom; the value of the four is gradually smaller, the metal is stronger. The rule of non-metallic change is the opposite.

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