طاقات التأين في الكيمياء

مفهوم طاقة التأين

في الكيمياء تعد طاقة التأين عبارة عن كمية ومقدار الطاقة التي يجب أن تمتصها ذرة غازية معزولة في الحالة الإلكترونية الأرضية من أجل تفريغ أو فقد إلكترون مما يؤدي إلى تحوله إلى كاتيون.

−H (g) → H+ (g) + e

وعادة ما يتم التعبير عن هذه الطاقة بالكيلو جول لكل مول أو مقدار الطاقة التي تحتاجها كل ذرات في الخلد لتفقد إلكترونًا واحدًا لكل منها.

عند التفكير في ذرة محايدة مبدئيًا فإنه سيتطلب طرد الإلكترون الأول طاقة أقل من طرد الثاني وسيتطلب الثاني طاقة أقل من الثالثة وهكذا، يتطلب كل إلكترون متتالي المزيد من الطاقة ليتم إطلاقها، وهذا لأنه بعد فقد الإلكترون الأول تصبح الشحنة الكلية للذرة موجبة وتنجذب القوى السالبة للإلكترون إلى الشحنة الموجبة للأيون المتشكل حديثًا، وكلما زاد عدد الإلكترونات المفقودة وكلما كان هذا الأيون أكثر إيجابية كلما كان من الصعب فصل الإلكترونات عن الذرة.

بشكل عام كلما كان الإلكترون بعيدًا عن النواة، كلما كان من الأسهل طرده أو فقده، بمعنى آخر طاقة التأين هي دالة لنصف القطر الذري أي أنه كلما زاد نصف القطر كلما قلت كمية الطاقة المطلوبة لإزالة الإلكترون من المدار الخارجي، وعلى سبيل المثال سيكون من الأسهل بكثير أخذ الإلكترونات بعيدًا عن العنصر الأكبر في الكالسيوم مقارنة بالعنصر الذي تكون فيه الإلكترونات أكثر إحكامًا تجاه النواة مثل الكلور (Cl).

في التفاعل الكيميائي يعد فهم طاقة التأين أمرًا مهمًا لفهم سلوك ما إذا كانت الذرات المختلفة تصنع روابط تساهمية أو أيونية مع بعضها البعض، وعلى سبيل المثال تبلغ طاقة التأين للصوديوم (معدن قلوي) 496 كيلو جول لكل مول بينما تبلغ طاقة التأين الأولى للكلور 1251.1 كيلو جول لكل مول.

بسبب هذا الاختلاف في طاقة التأين الخاصة بهم عندما يتحدون كيميائيًا فإنهم يصنعون رابطة أيونية، إن العناصر التي توجد بالقرب من بعضها البعض في الجدول الدوري أو العناصر التي ليس لها فرق كبير في طاقة التأين تصنع روابط تساهمية أو تساهمية قطبية.

على سبيل المثال يجعل الكربون والأكسجين ثاني أكسيد الكربون يتواجد بالقرب من بعضهما البعض في جدول دوري، وبالتالي فإنها تشكل رابطة تساهمية، كما يجعل الكربون والكلور CCl4 (رابع كلوريد الكربون) جزءًا آخر مرتبط تساهميًا.

الجدول الدوري واتجاه طاقات التأين

تعتمد طاقات التأين على نصف القطر الذري، ومنذ الانتقال من اليمين إلى اليسار في الجدول الدوري، يزداد نصف القطر الذري، وتزداد طاقة التأين من اليسار إلى اليمين في الفترات وحتى المجموعات، لوحظت استثناءات لهذا الاتجاه بالنسبة للمعادن الأرضية القلوية (المجموعة 2) وعناصر مجموعة النيتروجين (المجموعة 15).

عادةً ما تحتوي عناصر المجموعة الثانية على طاقة تأين أكبر من عناصر المجموعة 13، بينما تحتوي عناصر المجموعة 15 على طاقة تأين أكبر من عناصر المجموعة 16، وتحتوي المجموعتان الثالثة و 15 على تكوين إلكتروني كامل ونصف ممتلئ على التوالي وبالتالي فهي تتطلب طاقة أكبر لإزالة إلكترون من المدارات المملوءة بالكامل أكثر من المدارات المملوءة بشكل غير كامل.

تحتوي الفلزات القلوية (مجموعة IA) على طاقات تأين صغيرة خاصة عند مقارنتها بالهالوجينات أو مجموعة VII A بالإضافة إلى نصف القطر (المسافة بين النواة والإلكترونات في المدار الخارجي) فإن عدد الإلكترونات بين النواة والإلكترون الذي تنظر إليه في الغلاف الخارجي له تأثير على طاقة التأين أيضًا.

هذا التأثير حيث لا تشعر الإلكترونات الخارجية بالشحنة الموجبة الكاملة للنواة؛ بسبب الشحنات السالبة للإلكترونات الداخلية التي تلغي جزئيًا الشحنة الموجبة ويسمى التدريع، وكلما زاد عدد الإلكترونات التي تحمي غلاف الإلكترون الخارجي من النواة قلت الطاقة اللازمة لطرد الإلكترون من الذرة المذكورة.

كلما زاد تأثير التدريع انخفضت طاقة التأين وذلك بسبب تأثير التدريع، إذ تنخفض طاقة التأين من أعلى إلى أسفل داخل المجموعة، ومن هذا الاتجاه يقال إن عنصر السيزيوم لديه أقل طاقة تأين ويقال أن الفلورين لديه أعلى طاقة تأين (باستثناء عنصري الهيليوم والنيون).

إظهار الاتجاه التنازلي لطاقات التأين (Kj / mol) من أعلى إلى أسفل (Cs هو الاستثناء في المجموعة الأولى):

طاقات التأين الأول والثانية والثالثة

يرمز الرمز I1 إلى طاقة التأين الأولى (الطاقة المطلوبة لسحب إلكترون من ذرة محايدة) ويرمز الرمز I2 إلى طاقة التأين الثانية (الطاقة المطلوبة لسحب إلكترون من ذرة بشحنة +1، تكون طاقة التأين اللاحقة أكبر من الطاقة السابقة وهذا يعني أن I1 <I2 <I3 <… <In سيكون دائمًا صحيحًا.

مثال على كيفية زيادة طاقة التأين مع إزالة الإلكترونات التالية:

Mg(g) → Mg+(g) + e−   I1=738 kJ/mol

Mg+ (g) → Mg2 + (g) + e−   I2 = 1451 kJ/mol

آثار حجب الإلكترون على طاقة التأين

يتم فصل مدارات الإلكترون إلى أغلفة مختلفة لها تأثيرات قوية على طاقات التأين للإلكترونات المختلفة، وعلى سبيل المثال دعونا نلقي نظرة على الألومنيوم، الألومنيوم هو العنصر الأول في فترته مع الإلكترونات في غلاف 3p، وهذا يجعل طاقة التأين الأولى منخفضة نسبيًا عن العناصر الأخرى في نفس الفترة، لأنه يجب عليها فقط التخلص من إلكترون واحد لصنع غلاف ثابت 3s غلاف إلكترون التكافؤ الجديد.

ومع ذلك بمجرد تجاوزك طاقة التأين الأولى إلى طاقة التأين الثانية هناك قفزة كبيرة في كمية الطاقة المطلوبة لطرد إلكترون آخر، وهذا لأنك تحاول الآن أن تأخذ إلكترونًا من غلاف إلكترون مستقر إلى حد ما وكامل 3s، قذائف الإلكترون مسؤولة أيضًا عن الحماية التي تم شرحها أعلاه.

طاقة التأين وتقارب الإلكترون – اتجاه مماثل

لكل من طاقة التأين وتقارب الإلكترون اتجاه مماثل في الجدول الدوري، وعلى سبيل المثال مثلما تزداد طاقة التأين على مدار الفترات فإنه يزداد تقارب الإلكترون أيضًا، وبالمثل ينخفض ​​تقارب الإلكترون من أعلى إلى أسفل بسبب نفس العامل أي عامل تأثير التدريع.

يمكن للهالوجينات التقاط الإلكترون بسهولة مقارنة بالعناصر الموجودة في المجموعة الأولى والثانية، وهذا الميل لالتقاط إلكترون في حالة غازية يسمى الكهروسلبية، حيث يحدد هذا الاتجاه أيضًا أحد الاختلافات الكيميائية بين العناصر غير المعدنية والعناصر المعدنية.

توقع الروابط التساهمية والأيونية

يحدد اختلاف الكهروسلبية أو طاقات التأين بين عنصرين متفاعلين مصير نوع الرابطة بينهما، وعلى سبيل المثال هناك فرق كبير في طاقات التأين والقدرة الكهربية بين Na و Cl، لذلك يزيل الصوديوم الإلكترون تمامًا من مداره الخارجي ويقبل الكلور الإلكترون تمامًا ونتيجة لذلك لدينا رابطة أيونية.

ومع ذلك في الحالات التي لا يوجد فيها اختلاف في الكهروسلبية ينتج عن مشاركة الإلكترونات رابطة تساهمية، على سبيل المثال تبلغ قيمة الكهروسلبية للهيدروجين 2.1 وسيؤدي الجمع بين ذرتين من الهيدروجين إلى تكوين رابطة تساهمية (عن طريق مشاركة الإلكترونات)، ومزيج الهيدروجين والفلور قيمة الكهروسلبية تساوي 3.96 سينتج رابطة تساهمية قطبية لأن لديهم اختلافات صغيرة بين قيم الكهروسلبية.