游離能即為移出氣態原子最高能階軌域之一個電子從n=1至n=∞所需的能量 , 游離能必為吸熱反應; 核電荷：核電荷(質子數)愈大，則電子受核的束縛力愈大，故游離能愈高

登入 │ 會員中心 │  服務隊 │ 粉絲團 │ 學習加油站

入口網首頁 教學資源 教育社群 創用CC 推薦服務

	上傳檔案 我的首頁 工具下載 RSS訂閱 資料統計

9-4 元素的性質及週期性

一、游離能	二、電子親和力
三、電負度	四、元素的週期性
五、ⅠA、ⅡA及ⅧA族之比較

一、游離能 [return]

1.    定義：從氣態原子移出一個束縛最鬆的電子所需的能量，稱為該原子的游離能(ionization energy，常簡稱為IE或I)
M_(g)→M_(g)⁺+e^-          △H=I₁
Þ游離能即為移出氣態原子最高能階軌域之一個電子從n=1至n=∞所需的能量Þ游離能必為吸熱反應

例如：將氣態氫原子的一個電子從n=1至n=∞能階所需的能量為
 J/個e
 kJ/mole
 kcal/mole
 eV/個

 

2.    從氣態的原子移出束縛最鬆的第一個電子所需的能量稱為第一游離能(first ionization energy，以I₁表示，若無特別聲明，一般所說的"游離能"均指"第一游離能"而言) 依次移去第二個、第三個、......、第n個電子所吸收的能量稱為第二游離能(I₂)、第三游離能(I₃)、......、第n游離能，即
M⁺_(g)→M_(g)²⁺+e^-                       △H=I₂
M²⁺_(g)→M³⁺_(g)+e^-                      △H=I₃
M³⁺_(g)→M⁴⁺_(g)+e^-                      △H=I₄，..........
其大小為I₁<I₂<I₃<..........

3.    游離能的測定法

(1) 方法：
在陰極射線管中裝入少量氣態元素，在兩極逐漸升高電壓可測得電流流通的強度；若再提高電壓，所測得的電流強度將維持不變；若電壓持續增加至某一定值時，電離強度有急速增加之現象，此一定值稱為游離電位，其所相當之能量稱為游離能

(2) 原理
氣態元素中性的電子受到某一定值的能量(由電壓控制)的撞擊，而使最外層的電子離開原子而飛到陽極，而增加兩極間電子數，因而可測得電流強度的增加

 

4.    游離能與價電子

價電子：游離能突然升高前的電子數為價電子數

‚被原子核束縛最鬆的電子

一元素的價電子數為其連續游離能突然升高特別多之前所移去之電子數故觀察I₁、I₂、I₃、......便知此等數值增加之趨勢在價電子極為緩和而至內層電子而突然大增Þ連續兩游離能相差很大時，表示價電子已移完

元素	電子組態	E1	E2	E3	E4	價電子
Na	1s22s22p63s1	118	1091	1653		1
Mg	1s22s22p63s2	175	345	1838	2526	2
Al	1s22s22p63s23p1	138	431	656	2767	3

 

5.    影響游離能的因素

(1) 核電荷：核電荷(質子數)愈大，則電子受核的束縛力愈大，故游離能愈高

電子數相同時：如Al³⁺>Mg²⁺>Na⁺

‚一般而言，同一列元素，其IE隨原子序增加降低

(2) 軌域主量子數n 愈大，電子距離核較遠，故游離能愈小
同族元素游離能隨原子序增加而降低
游離能：Li>Na>K>Rb>Cs

(3) 主量子數n 相等，因能階高低為ns<np<nd<nf，故移去s、p、d、f電子所需游離能大小順序為s>p>d>f
例如：Mg_(3s)>Al_(3p)

(4) 內層電子之遮蔽效應(shielding effect)
內層電子數增加，電子間的相斥力減弱原子核對外層電子的吸引力，使游離能降低
同族元素游離能隨原子序增加而降低

(5) 若價軌域已全滿(如s²、p⁶、d¹⁰、f¹⁴)或半滿(如p³、d⁵、f⁷)，因電子雲對稱，故游離能較大

p orbital 全滿(鈍氣組態)，IE同列最大

‚p orbital 半滿(s，d全滿)，IE較鄰者高

例如：₈O  
₇N  

<說明>₇N的質子數比₈O少1，但因N的2p軌域為半滿，而O的2p軌域非半填滿，故N的游離能大於O但是，₇N的質子數比₉F少2，故N的原子核吸引電子力量較F少，因而N的游離能小於F
∴游離能 O<N<F

 

(6) 靜電荷

正電荷愈大，游離能愈高
等電子粒子以原子序大者，游離能高Al³⁺>Mg²⁺>Na⁺

‚相同元素時
M³⁺>M²⁺>M⁺>M>M^->M^2-

ƒ陰離子之游離能需考慮電子親和力
任何陰離子之游離能均比任何中性原子游離能低

6.    游離能在週期表之規律性

(1)   A族元素

同行：游離能隨原子序增加而減小

<原因>隨原子序增加，外層電子距原子核較遠，受核之吸引力小，故游離能減小
Li>Na>K>Rb>Cs

‚同列：隨原子序增加(即核電荷增大)而呈鋸齒形增加
IE₁：Li<B<Be<C<O<N<F<Ne

<理由1>B   1s²2s²2p¹
Be  1s²2s²
∵能階  2p>2s(比n+l值)    ∴游離能：Be>B

<理由2>O   1s²2s²2p⁴
N   1s²2s²2p³ (p半滿，較穩定)
∴游離能：N>O

IE₂：Be⁺<C⁺<B⁺<N⁺<F⁺<O⁺<Ne⁺<Li⁺

<理由1>C⁺  1s²2s²2p¹
B⁺  1s²2s²
∵能階  2p>2s    ∴游離能：C⁺<B⁺

<理由2>F⁺<O⁺
理由同前理由2

IE₃：B²⁺<N²⁺<C²⁺<O²⁺<F²⁺<Ne²⁺<Li²⁺<Be²⁺

<結論>同週期(同列)元素游離能：1<3<2<4<6<5<7<8

(2)   B族元素：游離能大小相差不大

同列過渡元素之游離能相差不大Þ(n-1)d 內層電子遮蔽效應

‚同列過渡元素IE₁均大於同列ⅠA、ⅡA金屬Þ核電荷較大

(3)   同列A族元素之第n游離能以第n行最小，第(n-1)行元素最大

第二週期：IE₁：最大 Ne     (1-1=0 ⅦA)
        最小 Li
IE₂：最大 Li
        最小 Be

(4)   ⅡA(鹼土金族)元素，這是因為ⅡA族元素的價電子組態為ns²，即第一游離能(I₁)及第二游離能(I₂)所移去的電子均為ns軌域的電子
M_(g)+IE₁→M⁺_(g)+e^-
M⁺_(g)+IE₂→M²⁺_(g)+e^-
依庫侖靜電力
∵M²⁺電量為M⁺之兩倍 ∴I₂/I₁≒2
同理，ⅢA族元素價電子組態為 ns²np¹，I₁及I₂所移去的電子為不同種軌域的電子，故無上述之規律性，但因I₂及I₃所移去的電子均為ns軌域的電子，又由M⁺_(g)+IE₂→M²⁺_(g)+e^-、M²⁺_(g)+IE₃→M³⁺_(g)+e^-，M³⁺帶電量為M²⁺ 的3/2倍，再依庫侖靜電力知I₃是I₂的3/2倍，即ⅢA族(鋁族)元素之

 

7.    游離能最大者為He，所有存在於自然界的元素中，游離能最小者為Cs。而氫的I₁大於任何金屬的I₁

 

二、電子親和力(Electron affinity) [return]

1.    定義：一中係性氣態原子吸引一電子成帶負電的離子時之能量變化稱為電子親和力。X_(g)+e^-→X^-_(g)    △H=電子親和力

2.    特性：

(1) 一般而言，電子親和力為放熱反應，即△H<0
但ⅡA(ns²)、ⅤⅢA(ns²np⁶)及ⅤA(ns²np³)的N，因為電子組態安定
∴△H>0
<參閱課本p.18，表9-6>

(2) 電子親和力愈大，△H"負值"愈大，即放熱愈多

(3) 電子親和力的絕對值永遠小於游離能

(4) 第二(或更高級)之電子親和力均為吸熱反應
如O^-_(g)+e^-→O^2-_(g)  △H=+845 kJ/mole<同性電荷相斥>Þ即所有的陰離子之電子親和力△H 皆為正值；
但所有的陽離子加入一個電子皆為放出能量△H<0

<說明>O⁺_(g)+e^-→O_(g) △H=-1314 kJ/mole
此即為游離能之逆反應故為放熱反應△H<0

3.    影響電子親和力之因素

(1) 核電荷：核電荷愈大，吸引電子力量愈大，放熱愈多

(2) 原子大小：原子半徑愈大(n值大)，外層電子距核愈遠，電子親和力放熱較小

(3) 電子組態：

ⅡA、ⅤⅢA族之價電子組態依次為ns²、ns²np⁶，電子成對，故電子不易再增加至空軌域∴△H>0

‚ⅤA的N元素之價電子組態為2s²2p³，由於電子雲對稱的安定性使其電子親和力為吸熱
但是N 以外之ⅤA族元素由於核電荷增大，且外層有nd軌域(如P 原子有3d軌域，但N 原子無2d軌域)，故電子親和力均為放熱

4.    電子親和力在週期表中之傾向

(1) A族同列元素隨原子序增加，核電荷增大，電子親和力放熱愈多
∴ⅦA族放熱最多

(2) A族同行元素電子親和力大致隨原子序增加而放熱愈少
∵同行原子序愈大，n值愈大，電子離核愈遠，受原子核束縛力較小，故放熱愈少

例外：Cl>F>Br>I

<原因>F原子半徑 < Cl原子半徑，電子間之斥力大 ∴電子親和力F<C

5.    陰離子之游離能必須考慮其電子親和力
例如：游離能 Cl^->F^->Br^->I^-  <常考，必記！>

6.    一般非金屬元素之電子親和力均比金屬元素大；所有元素中以Cl 的電子親和力最大，F 則次之

7.    陰離子移去一個電子所需之能量小於由原子或陽離子移去一個電子所需之能量，即電子親和力的絕對值永遠小於游離能

8.    任何陰離子之游離能均比任何中性原子小
游離能F>Cl^-  ‚Na⁺>Ne>Na>F^- ƒF⁺>F>F^-

 

三、電負度(陰電性標 electronegativity) [return]

1.    意義：一分子內，組成原子對共用電子吸引力大小程度稱為電負度
1932庖立依化學鍵強度導出電負度標ÞF 的電負度最大，定為4，其他元素原子電負度為與F之比較值
<惰性氣體無電負度>

2.    電負度愈大，原子對共用電子吸引力愈大

3.    電負度在週期表中之規律性

<比較>電負度：F>Cl>Br>I
電子親和力：Cl>F>Br>I

 

四、元素的週期性 [return]

1.    原子半徑與離子半徑

(1) 原子半徑

A族元素

同族元素，原子序愈大，n 愈大 ∴原子半徑增大

‚同週期(同列)元素，其原子半徑隨原子序的增大而減少
∵原子序愈大，核電荷愈大，對核外電子吸引力愈大，故半徑減小

B族元素：半徑相差不多

原子序愈大，對核外電子吸引力愈大Þ半徑減小

原子序愈大，核外電子數愈多，電子間斥力愈大Þ半徑增大

∴B 族元素在此二效應作用之下，故半徑相差不大

(2) 離子半徑

同一元素的陽離子半徑<原子半徑<陰離子半徑
如：Cl⁺<Cl<Cl^-

‚同一元素之離子，其電子數愈多，半徑愈大(∵電子間斥力)
如：Fe²⁺>Fe³⁺、Cr²⁺>Cr³⁺

ƒ週期表同行元素的離子(電荷數相等)，其原子序愈大者，離子半徑愈大
如：Li⁺<Na⁺<K⁺<Rb⁺<Cs⁺

„電子數相等的離子或原子，其核電荷(原子序=質子數)愈大者，半徑愈小
如：Ca²⁺<K⁺<Ar<Cl^-<S^2-

 

2.    原子容積(atomic volume，簡稱"原子容")

(1) 意義：1mole固態或液態原子所佔有的體積
           原子量
原子容 = ¾¾¾¾¾
            密度

(2) 規律性

同列元素原子容隨原子序之增加而先減後增，ⅢA 族最小

第三列元素之原子容(課本p.22，表9-9)

	Na	Mg	Al	Si	P	S	Cl	Ar
mL/mole	23.7	14.0	9.99	12.1	16.9	15.6	18.7	24.2

‚週期表中同行元素之原子容隨原子序增大而增大，但鈍氣例外
鈍氣原子容：Ne<Ar<He<Kr<Xe<Rn

 

3.    金屬性及非金屬性

(1) 唯一液態的金屬：Hg；唯一液態的非金屬：Br

(2) 類金屬(半導體)：B、Si、Ge、As、Sb、Te

(3) 兩性元素：Be、Al、Zn、Cr、Pb、GaÞ其氧化物或氫氧化物均可與強酸、強鹼作用

 

4.    週期表中A族元素之縱橫關係

 

五、ⅠA、ⅡA及ⅧA族之比較 [return]

參閱課本p.20，表9-8