Bepaling tweede ionisatie-energie

De tweede ionisatie-energie wordt gedefinieerd door de vergelijking:

Het is de energie die nodig is om een tweede elektron te verwijderen uit elk ion in 1 mol gasvormige 1+ ionen om gasvormige 2+ ionen te geven.

Meer ionisatie-energieën

U kunt dan zoveel opeenvolgende ionisatie-energieën hebben als er elektronen in het oorspronkelijke atoom zijn.

De eerste vier ionisatie-energieën van aluminium, bijvoorbeeld, worden gegeven door

		1e I.E. = 577 kJ mol-1
		2e I.E. = 1820 kJ mol-1
		3e I.E. = 2740 kJ mol-1
		4e I.E. = 11600 kJ mol-1

Om een Al3+(g) ion te vormen uit Al(g) zou je moeten leveren:

577 + 1820 + 2740 = 5137 kJ mol-1

Dat is een hoop energie. Waarom vormt aluminium dan Al3+ ionen?

Het kan ze alleen vormen als het die energie ergens vandaan kan halen, en of dat haalbaar is hangt af van waarmee het reageert.

Als aluminium bijvoorbeeld reageert met fluor of zuurstof, kan het die energie terugwinnen in verschillende veranderingen waarbij het fluor of het zuurstof betrokken is – en zo bevatten aluminiumfluoride of aluminiumoxyde Al3+ ionen.

Als het met chloor reageert, kan het niet voldoende energie terugwinnen, en dus is vast watervrij aluminiumchloride eigenlijk niet ionisch – in plaats daarvan vormt het covalente bindingen.

Waarom vormt aluminium geen Al4+ ion? De vierde ionisatie-energie is enorm vergeleken met de eerste drie, en er is niets waarmee aluminium kan reageren waardoor het die hoeveelheid extra energie zou kunnen terugwinnen.

Waarom worden de opeenvolgende ionisatie-energieën groter?

Als je het eerste elektron hebt verwijderd, hou je een positief ion over. Het verwijderen van een negatief elektron uit een positief ion is moeilijker dan het verwijderen van een elektron uit een atoom. Het verwijderen van een elektron uit een 2+ of 3+ (etc) ion wordt steeds moeilijker.

Waarom is de vierde ionisatie-energie van aluminium zo groot?

De elektronische structuur van aluminium is 1s22s22p63s23px1. De eerste drie elektronen die verwijderd moeten worden, zijn de drie elektronen in de 3p- en 3s-banen. Als die weg zijn, wordt het vierde elektron verwijderd uit het 2p-niveau – veel dichter bij de kern, en alleen afgeschermd door de 1s2 (en tot op zekere hoogte de 2s2) elektronen.

Ionisatie-energieën gebruiken om te bepalen in welke groep een element zit

De grote sprong tussen twee opeenvolgende ionisatie-energieën is typisch voor het plotseling inbreken in een binnenste niveau. Je kunt dit gebruiken om uit te rekenen in welke groep van het Periodiek Systeem een element zit aan de hand van zijn opeenvolgende ionisatie-energieën.

Magnesium (1s22s22p63s2) zit in groep 2 van het Periodiek Systeem en heeft opeenvolgende ionisatie-energieën:

Hier treedt de grote sprong op na de tweede ionisatie-energie. Dit betekent dat er 2 elektronen zijn die relatief gemakkelijk te verwijderen zijn (de 3s2 elektronen), terwijl de derde veel moeilijker is (omdat deze afkomstig is van een binnenste niveau – dichter bij de kern en met minder afscherming).

Silicium (1s22s22p63s23px13py1) bevindt zich in groep 4 van het Periodiek Systeem en heeft opeenvolgende ionisatie-energieën:

Hier komt de grote sprong nadat het vierde elektron is verwijderd. De eerste 4 elektronen komen uit de banen van het 3-vlak; het vijfde uit het 2-vlak.

De les van dit alles:

Tel de gemakkelijke elektronen – die tot (maar niet inclusief) de grote sprong. Dat is hetzelfde als het groepsnummer.

Een ander voorbeeld:

Bepaal in welke groep een atoom zit als het opeenvolgende ionisatie-energieën heeft:

De ionisatie-energieën gaan de eerste vijf keer een of tweeduizend tegelijk omhoog. Dan is er een enorme sprong van ongeveer 15000. Er zijn 5 relatief gemakkelijke elektronen – het element zit dus in groep 5.

De patronen in meer detail bekijken

Als je grafieken uitzet van de opeenvolgende ionisatie-energieën voor een bepaald element, kun je de schommelingen daarin zien die worden veroorzaakt door de verschillende elektronen die worden verwijderd.

Niet alleen kun je de grote sprongen in ionisatie-energie zien wanneer een elektron uit een binnenste niveau komt, maar je kunt ook de kleine fluctuaties binnen een niveau zien, afhankelijk van of het elektron uit een s- of een p-baan komt, en zelfs of het in die baan gepaard of ongepaard is.

Chloor heeft de elektronenstructuur 1s22s22p63s23px23py23pz1.

Deze grafiek toont de eerste acht ionisatie-energieën van chloor. De groene labels geven aan welk elektron wordt verwijderd voor elk van de ionisatie-energieën.

Als je een liniaal legt op het eerste en tweede punt om de trend vast te stellen, zul je zien dat het derde, vierde en vijfde punt boven de waarde liggen die je zou verwachten. Dat komt omdat de eerste twee elektronen afkomstig zijn van paren in de 3p-niveaus en daarom gemakkelijker te verwijderen zijn dan wanneer ze ongepaard zouden zijn.

Opnieuw, als u een liniaal legt op de derde, vierde en vijfde punten om hun trend vast te stellen, zult u merken dat de zesde en zevende punten ver boven de waarden liggen die u zou verwachten bij een voortzetting van de trend. Dat komt omdat de 6e en 7e elektronen afkomstig zijn van het 3s niveau – iets dichter bij de kern en iets minder goed afgeschermd.

De enorme sprong als je inbreekt in het binnenste niveau bij het 8e elektron is vrij duidelijk.