電離能

英語名稱：Ionization Energy

介紹：基態的氣態原子或氣態離子失去一個電子所需要的最小能量稱為元素的第一電離能。常用符號I表示。單位為kJ·mol-1（SI單位為J· mol-1）。

處於基態的氣態原子失去一個電子生成+1價的氣態陽離子所需要的能量稱為第一電離能（I1）。由+1價氣態陽離子再失去一個電子形成+2價氣態陽離子時所需能量稱為元素的第二電離能（I2）。第三、四電離能依此類推，且一般地I1

電離能可以定量的比較氣態原子失去電子的難易，電離能越大，原子越難失去電子，其還原性越弱；反之金屬性越強。所以它可以比較元素的金屬性強弱。影響電離能大小的因素是：有效核電荷、原子半徑、和原子的 電子構型。

（1）同一周期主族元素從左到右作用到最外層電子上的有效核電荷逐漸增大，電離能呈增大趨勢，表示元素原子越來越難失去電子。由鹼金屬元素，其電離能最小，到稀有氣體由於具有穩定的 電子層結構，其電離能最大。故同周期元素從強金屬性逐漸變到非金屬性，直至強非金屬性。短周期的這種遞變更為明顯，因為同周期元素電子層數相同，但隨著核電荷數增大和原子半徑的減小，核對外層電子的有效吸引作用依次增強。

（2）同一周期副族元素從左至右，由於有效核電荷增加不多，原子半徑減小緩慢，有電離能增加不如主族元素明顯，只是隨著原子序數的增加第一電離能從左至右略有增加。由於最外層只有兩個電子，過渡元素均表現金屬性。

（3）同一周期內元素的第一電離能在總體增大的趨勢中有些曲折。當外圍電子在能量相等的軌道上形成全空(p0, d0, fo)、半滿(p3, d5, f7)或全滿(p6, d10, f14)結構時，原子的能量較低，元素的第一電離能較大。

（4）同一主族元素從上到下第一電離能逐漸減小，表明自上而下原子越來越容易失去電子。這是因為同主族元素的價電子數相同，原子半徑逐漸增大，原子核對核外電子的有效吸引作用逐漸減弱

（5）同一副族電離能變化不規則。

總之第一電離能的周期遞變規律與原子半徑和 核外電子排布的周期性變化密切相關。

電離能的大小可以用來衡量原子失去電子的難易，也可以用來判斷原子失去電子的數目和形成的陽離子所帶的電荷。如果I2>>I1，則原子易形成+1價陽離子而不易形成+2價陽離子；如果I3>>I2>I1，即I在I2和I3之間突然增大，則元素R可以形成R+或R2+而難於形成R3+。

可歸納為：如果I(n+1)/In>>In/I(n-1)，即電離能在In與I(n+1)之間發生突變，則元素的原子易形成+n價離子而不易形成+(n+1)價離子。多數非金屬元素原子的I1較大，難於失去電子形成陽離子而易於得到電子形成陰離子或與其他原子形成共用電子對。

對於半導體來說，電離能即為將電子從價帶頂移到真空能級所需的最小能量

I = χs+Eg

其中I 為電離能，χs為 電子親合能，Eg為價帶頂到導帶底的能量差。

1st–10th（第1到第10電離能）單位：kJ/mol（千焦每摩爾）

11th–20th（第11到第20電離能）

21st–30th（第21到第30電離能）