電離能

元素基態的氣態原子失去個電子而變成氣態+1價陽離子，這時要吸收的能量叫做元素的第一電離能（I₁），通常叫做電離能，又叫電離勢。由氣態+1價陽離子再失去1個電子而變成氣態+2價陽離子，這時要吸收的能量叫做第二電離能（I₂），以下I₃、I₄等可以依此類推。逐級電離能逐步升高。用X射線作為激發光源照射到樣品上，使元素原子中某個“軌道”上的電子突然受光激發，這時原子中其他電子的運動按理都要發生變化。假定這些其他電子來不及調整它們的運動狀態而被“凍結”在各自的軌道上，於是被激軌道上的電子的結合能就近似等於該軌道能的絕對值，也就是該電子的電離能由中性原子失去的第一個電子，是指從基態原子中失去處於最高能級的那個電子。一般電子所處軌道的軌道能隨主量子數n的增大而升高，而電離能卻隨之降低，即表示該電子越容易失去用元素的I₁可以衡量元素金屬性的強弱。I₁越小，原子越容易失去電子，該元素的金屬性越強。用元素的I1可以衡量元素金屬性的強弱。I₁越小，原子越容易失去電子，該元素的金屬性越強元素的電離能表徵原子核外電子的行為，因而它必定呈現週期性變化。一般説，同一週期元素的I₁基本上隨原子序數的遞增而增大，同一主族元素的I₁從上到下一般趨於減小，這些都和元素金屬性遞變規律一致。有時候也有些反常和交錯的現象，這跟過渡元素和錒系元素半徑的收縮或出現軌道全充滿、半充滿狀態等因素有關。 ^[1] 

化學工作者發現，氣態氫原子的1s電子，若得到13.6eV的能量，將從基態躍遷到n=∞的高能級，成為自由電子；氫原子失去一個電子變為正一價的氣態陽離子。氫的電離能（I₁）為13.6eV。又如典型鹼金屬Na的電離能為5.139eV（I₁），表示只需5.139eV的能量，Na原子將失去最外層的一個電子，變成金屬陽離子。而5.139eV <13.6eV，可見Na金屬性很強。相應的非金屬元素，如氟的第1電離能為17.422eV，比氫I₁還要大，且遠比Na的I₁大，足以説明氟不可能顯金屬性，氟的電子親合能為327.9kJ·mol^-1，表示氟原子加合一個電子時，要放出327.9kJ·mol^-1的能量，即它得電子的能力很強，是典型的非金屬性元素。對於元素遊離態原子的非金屬性與金屬性，在化學實踐中，更多的要討論在分子環境中原子吸引電子能力的強弱，這時就要用到電負性的概念。這個統一的標準可以把金屬元素與非金屬元素放到一起，綜合考察它們的性質及在元素週期表中的遞變規律。前面提到的Na，它的電負性為0.9，而F的電負性為4.0，是所有元素中最大的，當然也是非金屬性最強的元素。又據鮑林標度大體規律，金屬元素的電負性在～2.0以下，非金屬元素的電負性在～2.0以上。這樣判斷元素的這兩種性質有了統一尺度，而且兩種不同元素間也有分界。

由此可見，元素的金屬性和非金屬性與上述三者性質緊密結合在一起了。元素的電離能、電子親合能、電負性作為判斷元素金屬性與非金屬性的定量尺度發揮着重要作用。然而，化學理論產生於化學實踐。為了度量元素在水溶液中金屬性與非金屬性強弱，我們又引入了元素電極電勢的概念。對於金屬元素，如銅半電池的標準電極電勢為+0.3419V，鋅半池的標準電極勢為-0.7618V，顯然0.3419>(-0.7618V)，即鋅比銅金屬性強。鋅的電極電勢比銅的電極電勢小得多，金屬鋅是較強的還原劑，而鋅離子能在溶液中較穩定地存在，是弱氧化劑。相反，Cu是比Zn較強的氧化劑，而金屬銅是比金屬鋅更弱的還原劑。這樣，在水溶液中討論元素金屬性或非金屬性強弱就必須用到元素的電極電勢。 ^[2] 

上述提四個概念在是兩種環境下（氣態環境和在水溶液中）考察元素金屬性與非金屬性強弱的重要的定量標準。

電子在其它各電子的屏蔽下所處軌道的能量狀態，與其他電子的能量無關。電子所處軌道的能量，一方面受核電荷的吸引，使能量降低，同時又受內層或同層能量相近的其它電子的屏蔽，又增加了勢能，使能量升高；另一方面，當被討論電子所處軌道的主量子數n>3時，電子波鑽人內層的幾率小峯逐次增多，使電子的平均能量相應降低了，相當於使主量子數部分地減小了。如果説有效核電荷來自屏蔽效應，那麼有效主量子數就來自鑽穿效應。因而對多電子原子或離子的軌道能就需要用有效核電荷Z和有效主量子數n進行計算。

原子軌道能實際上就是運動在該軌道上的單個電子的能量。由於運動在簡併軌道上的各電子的能量是相等的，所以簡併軌道中電子的總能量就等於軌道能與電子數之乘積。

電離能和電子親合能分別是指每摩爾氣態原子或離子電離或接收1電子時體系能量的變化值，而原子或離子體系的能量又完全體現在原子或離子中所含電子的總能量上，所以在計算電離能或電子親合能時，必須首先分別計算出變化前後原子或離子體系的能量之後，才可計算電離能或電子親合能。 ^[3] 

這是各種元素的電離能的列表，單位為kJ·mol^-1。