Ενέργεια ιονισμού

Στη Φυσική και τη Χημεία, **ενέργεια ιοντισμού** καλείται το ελάχιστο ποσό ενέργειας (έργο) που απαιτείται για να αποσπαστεί το ασθενέστερα συγκρατούμενο ηλεκτρόνιο ενός ελεύθερου ατόμου ή μορίου, που βρίσκεται στη θεμελιώδη του κατάσταση και σε αέρια φάση, προς σχηματισμό ενός μονοσθενούς κατιόντος. 

Πιο συγκεκριμένα, το έργο αυτό είναι αναγκαίο προκειμένου να υπερνικηθεί η έλξη που ασκείται στο «πιο απομακρυσμένο» ηλεκτρόνιο από τον/τους πυρήνα/ες που βρίσκεται/ονται κοντά του.

Η διεργασία αυτή μπορεί να περιγραφεί συνοπτικά ως εξής:

::

όπου Χ είναι κάποιο άτομο ή μόριο σε αέρια κατάσταση και Χ+ το μονοσθενές κατιόν του.

## Ενέργεια πρώτου και ν-οστού ιον(τ)ισμού
Το έργο που απαιτείται για την απομάκρυνση του πρώτου ηλεκτρονίου από ένα ουδέτερο χημικό είδος (άτομο ή μόριο) καλείται και ενέργεια 1ου ιον(τ)ισμού και περιγράφεται από την πρώτη χημική εξίσωση. Για την απομάκρυνση του δεύτερου, του τρίτου, ... και του ν-οστού ηλεκτρονίου ενός χημικού είδους απαιτούνται οι ενέργειες (έργα) δεύτερου, τρίτου, ... και ν-οστού ιον(τ)ισμού αντίστοιχα. Οι διεργασίες αυτές περιγράφονται από τις παρακάτω χημικές εξισώσεις:
:::

:::

Για τα άτομα το ν μπορεί να γίνει ίσο με τον αριθμό των ηλεκτρονίων τους, όμως για τα μόρια αυτό μάλλον δεν ισχύει, αφού με την απομάκρυνση ν ηλεκτρονίων υπάρχει περίπτωση διάσπασης του μορίου λόγω των ισχυρών διαπυρηνικών απώσεων.

Επιπρόσθετα, ισχύει ότι όσο προχωρά ο ιον(τ)ισμός και το θετικό φορτίο του χημικού είδους είναι μεγαλύτερο τόσο θα μεγαλώνει (κατά απόλυτη τιμή) και η ενέργεια ιον(τ)ισμού, εφόσον το κάθε ηλεκτρόνιο δέχεται την ίδια έλξη, αλλά μικρότερη απωστική δύναμη σε σχέση με την αρχική κατάσταση.

## Μηχανισμός ιον(τ)ισμού των ατόμων και των μορίων
Βάσει της Κβαντικής Μηχανικής κάθε ηλεκτρόνιο ενός ατόμου ή μορίου κινείται απροσδιόριστα και με δεδομένη ολική ενέργεια σε ένα χώρο γύρω από τον/τους πυρήνα/ες και ο οποίος περιγράφεται μέσω της επεξεργασίας της αντίστοιχης κυματοσυνάρτησης (λύση της εξίσωσης του Σρέντινγκερ).

Επίσης, με βάση τη σύγχρονη Φυσική, οι τιμές της ολικής ενέργειας σε ένα τέτοιο σύστημα δεν είναι συνεχείς, αλλά διακριτές (ή αλλιώς κβαντισμένες). Άρα, για να βρεθεί ένα ηλεκτρόνιο από μια ενεργειακή κατάσταση σε μια άλλη θα πρέπει να απορροφήσει ή να αποβάλλει ενέργεια (έργο) ακριβώς ίσο με τη διαφορά των δύο διακριτών ενεργειακών καταστάσεων.

Έστω, λοιπόν, ότι το ασθενέστερα συγκρατούμενο ηλεκτρόνιο σε ένα άτομο ή ένα μόριο βρίσκεται σε ενεργειακή κατάσταση ε. 

Η ενέργεια που προϋποτίθεται κατά τον ιονισμό μπορεί να προσφερθεί από φωτόνια ή ηλεκτρόνια ή άλλα σωματίδια.

Θεωρούμε ότι στη συγκεκριμένη περίπτωση χρησιμοποιείται φωτόνιο για να επιτευχθεί ο ιον(τ)ισμός του μελετώμενου χημικού είδους. Από τον ορισμό της ενέργειας ιον(τ)ισμού βλέπουμε ότι θα πρέπει το προσφερόμενο έργο να είναι τόσο ώστε το ηλεκτρόνιο να αποσπαστεί από το άτομο και μόνο, άρα και η κινητική και η δυναμική του ενέργεια τελικά θα είναι σχεδόν μηδενική.

Οπότε έχουμε:

\varepsilon'-\varepsilon=w

Όμως, είναι:

\varepsilon'\simeq0

w=hf_{(min)} =h\frac{c}{\lambda}_{(max)}

Συνεπώς, θα είναι και:

\varepsilon\simeq-w=-h\frac{c}{\lambda}_{(max)}

Ή αν λύσουμε ως προς το μήκος κύματος, έχουμε:

\lambda_{(max)}=\frac{hc}{w}\simeq-\frac{hc}{\varepsilon}>0 

\varepsilon (λόγω του ότι οι ελκτικές δυνάμεις μειώνουν τη δυναμική ενέργεια)

Από την τελευταία σχέση φαίνεται ότι αν η προσφερόμενη ενέργεια είναι ίση με την ενέργεια ιον(τ)ισμού, τότε το ηλεκτρόνιο ξεφεύγει από το άτομο και γίνεται ελεύθερο ηλεκτρόνιο με μηδενική κινητική ενέργεια. Αν η προσφερόμενη ενέργεια είναι μικρότερη, τότε δεν επηρεάζεται το ηλεκτρόνιο, μπορεί ωστόσο να επηρεαστεί το άτομο συνολικά (μεταβολή δονητικής κατάστασης).

## Ενέργεια 1<sup>ου</sup> ιον(τ)ισμού και Περιοδικός Πίνακας
Είναι γνωστό πως για τα άτομα των στοιχείων μιας περιόδου του Περιοδικού Πίνακα η ηλεκτραρνητικότητα (δηλαδή η τάση πρόσληψης ηλεκτρονίων) αυξάνεται από τα αριστερά προς τα δεξιά (π.χ. Cου ιον(τ)ισμού θα αυξάνεται από τα αριστερά προς τα δεξιά.

Με παρόμοιο σκεπτικό εξηγείται η αύξηση της ενέργειας 1ου ιον(τ)ισμού από κάτω προς τα πάνω σε μια ομάδα του Περιοδικού Πίνακα.

Αυτά τα συμπεράσματα έχουν την ισχύ κανόνα μάλλον και όχι αρχής ή νόμου, καθώς μικρές αποκλίσεις και διαφοροποιήσεις μπορούν να υπάρξουν σε αυτές τις γενικές τάσεις. Παρόλα αυτά, όμως, ο κανόνας αυτός είναι εξαιρετικά χρήσιμος για να ερμηνευθούν φαινόμενα όπως οι οξειδοαναγωγικές αντιδράσεις, ο σχηματισμός και η διαλυτοποίηση των αλάτων κλπ.

## Η σταθερότητα των ευγενών αερίων και η μοριακή δομή
Όπως φαίνεται και από την παραπάνω παράγραφο προχωρώντας από τα αριστερά προς τα δεξιά μιας περιόδου του Περιοδικού συστήματος η ενέργεια 1ου ιον(τ)ισμού αυξάνεται. Μάλιστα, μεγιστοποιείται για τα ευγενή αέρια (He, Ne, Ar, ...) και έπειτα ελαττώνεται ξανά («πέρασμα» σε νέα περίοδο). Με βάση αυτό το πειραματικό εξαγόμενο οι χημικοί στις αρχές του 20ου αιώνα αντιλήφθηκαν πως τα ευγενή αέρια εμφανίζουν μια «ασυνήθιστη» σταθερότητα, γεγονός που εξηγεί το γιατί δεν έχουν βρεθεί παρά ελάχιστες ενώσεις τους. Υπέθεσαν εύλογα, λοιπόν, πως αφού η ηλεκτρονιακή δομή των ευγενών αερίων είναι σταθερή, έτσι και κάθε άλλο στοιχείο σχηματίζει ενώσεις (μέσω μοιράσματος ή μονομερούς προσφοράς ηλεκτρονίων) προκειμένου να αποκτήσει δομή ευγενούς αερίου και να σταθεροποιηθεί. Το υδρογόνο σταθεροποιείται με 2 ηλεκτρόνια (ένα s τροχιακό) σθένους (όπως το ήλιο), τα στοιχεία των κυρίων ομάδων, συνήθως, με 8 (ένα s και τρία p τροχιακά) (όπως το αργό), ενώ για βαρύτερα στοιχεία και μέταλλα ισχύει ο κανόνας των 18 ηλεκτρονίων (ένα s, τρία p και πέντε d τροχιακά).
* Ο κανόνας των 2 ηλεκτρονίων ισχύει σχεδόν πάντα για το άτομο του υδρογόνου.

* Ο κανόνας των 8 ηλεκτρονίων είναι αρκετά ισχυρός για τα στοιχεία της δεύτερης και της τρίτης περιόδου του Περιοδικού Πίνακα, ερμηνεύοντας σχεδόν όλες τις οργανικές ενώσεις και ένα μεγάλο μέρος των ανόργανων ενώσεων των αμετάλλων στοιχείων (π.χ. N,O, ...).

* Τέλος, ο κανόνας των 18 ηλεκτρονίων είναι ιδιαίτερα ισχυρός στην περίπτωση των οργανομεταλλικών ενώσεων, δηλαδή συμπλόκων ενώσεων με δεσμούς μετάλλου-άνθρακα (σύμπλοκη ένωση καλείται μια ανόργανη ένωση στην οποία ο αριθμός οξείδωσης του μεταλλοϊόντος είναι μικρότερος από τον αριθμό των υποκαταστατών του, για παράδειγμα η ένωση [PtCl2(NH3)2]).
Απλά παραδείγματα:
* Ο κανόνας των 2 ηλεκτρονίων:
2H^{.} ->H:Η 

Με αμοιβαία συνεισφορά των ηλεκτρονίων σθένους τους (ομοιοπολικός δεσμός) τα δύο άτομα υδρογόνου συνδέονται σχηματίζοντας μοριακό υδρογόνο. Στην τελική ένωση θεωρείται πως το κάθε υδρογόνο έχει στην εξωτερική του στιβάδα από δύο ηλεκτρόνια και άρα είναι σταθερότερο από πριν που διέθετε μόνο 1.
* Ο κανόνας των 8 ηλεκτρονίων:
C + 4H^{.} ->CH4  (πιο σωστά η αντίδραση γράφεται C + 2H2 ->CH4 )

Αρχικά το άτομο του άνθρακα έχει 4 ηλεκτρόνια σθένους και χρειάζεται άλλα 4 προκειμένου να φθάσει σε οκτάδα. Επίσης, το κάθε υδρογόνο χρειάζεται από 1 ηλεκτρόνιο για να σταθεροποιηθεί. Οπότε μέσω του σχηματισμού τεσσάρων απλών ομοιοπολικών δεσμών τα άτομα και των δύο στοιχείων φθάνουν σε σταθεροποίηση και σχηματίζεται η ένωση του μεθανίου.

Ο + 2H^{.} ->H2O  (πιο σωστά η αντίδραση γράφεται O2 + 2H2 ->2H2O )

Αρχικά το άτομο του οξυγόνου έχει 6 ηλεκτρόνια σθένους και χρειάζεται άλλα 2 προκειμένου να φθάσει σε οκτάδα. Επίσης, το κάθε υδρογόνο χρειάζεται από 1 ηλεκτρόνιο για να σταθεροποιηθεί. Οπότε μέσω του σχηματισμού δύο απλών ομοιοπολικών δεσμών τα άτομα και των δύο στοιχείων φθάνουν σε σταθεροποίηση και σχηματίζεται η ένωση του νερού.

Na + Cl  -> Na+ + Cl-  -> NaCl    (πιο σωστά η αντίδραση γράφεται 2 Na + Cl2  -> 2NaCl  )

Στην περίπτωση αυτή ο δεσμός είναι ετεροπολικός (μεταφορά 1 ηλεκτρονίου από το άτομο του νατρίου στο άτομο του χλωρίου και σχηματισμός δεσμού μέσω ηλεκτροστατικής δύναμης). Τελικά το άτομο του νατρίου και αυτό του χλωρίου σταθεροποιούνται με 8 ηλεκτρόνια στην εξωτερική τους στιβάδα (σχηματισμός χλωριούχου νατρίου)

Οι κανόνες αυτοί, αν και εμπειρικοί, βοηθούν στη θεωρητική πρόβλεψη των δομών των χημικών ενώσεων και των αποτελεσμάτων των χημικών αντιδράσεων και ως εκ τούτου έχουν πολύ μεγάλο ενδιαφέρον για τη Χημεία.

## Δείτε επίσης
* Άτομο, μόριο και ιόν
* Κβαντική Μηχανική, Κβαντική Χημεία και Εξίσωση Σρέντινγκερ
* Ηλεκτρονι(α)κή δομή
* Περιοδικός πίνακας
* Ηλεκτρονι(α)κοί τύποι κατά Lewis

## Προτεινόμενη βιβλιογραφία
* D.D. Ebbing & S.D. Gammon, ***Γενική Χημεία (6<sup>η</sup> έκδοση)***, Εκδόσεις «Τραυλός», ISBN 960-7990-66-8

* Ν. Χατζηλιάδης, ***Εισαγωγή στην Ανόργανη και Γενική Χημεία (Β' έκδοση)***, Αθήνα 2014
* ***Χημεία Γ' Λυκείου (Θετικής Κατεύθυνσης)***, 2014-2015
* ***Φυσική Γ' Λυκείου (Γενικής Παιδείας)***, 2014-2015

Κατηγορία:Φυσική-επέκταση
Κατηγορία:Χημεία-επέκταση
Κατηγορία:Ατομική φυσική
Κατηγορία:Μοριακή φυσική
Κατηγορία:Κβαντική χημεία