基态的气态原子失去一个电子形成气态一价正离子时所需能量称为元素的第一电离能（I1）。元素气态一价正离子失去一个电子形成气态二价正离子时所需能量称为元素的第二电离能（I2）。第三、四电离能依此类推，并且I1＜I2＜I3…。由于原子失去电子必须消耗能量克服核对外层电子的引力，所以电离能总为正值，SI单位为J•mol-1，常用kJ•mol-1。通常不特别说明，指的都是第一电离能。
中文名电离能
Ionization Energy
化学
化学、物理
概述
电离能可以定量的比较气态原子失去电子的难易，电离能越大，原子越难失去电子，其还原性越弱；反之金属性越强。所以它可以比较元素的金属性强弱。影响电离能大小的因素是：有效核电荷、原子半径、和原子的电子构型。
元素基态的气态原子失去1个电子而变成气态+1价阳离子，这时要吸收的能量叫做元素的第一电离能（I1），通常叫做电离能，又叫做电离势。[1]
用X射线作为激发光源照射到样品上，使元素原子中某个“轨道”上的电子突然受光激发，这时原子中其他电子的运动按理都要发生变化。
假定这些其他电子来不及调整它们的运动状态而被“冻结”在各自的轨道上，于是被激轨道上的电子的结合能就近似等于该轨道能的绝对值，也就是该电子的电离能由中性原子失去的第一个电子，是指从基态原子中失去处于最高能级的那个电子。
一般电子所处轨道的轨道能随主量子数n的增大而升高，而电离能却随之降低，即表示该电子越容易失去用元素的I1可以衡量元素金属性的强弱。I1越小，原子越容易失去电子，该元素的金属性越强。用元素的I1可以衡量元素金属性的强弱。I1越小，原子越容易失去电子，该元素的金属性越强元素的电离能表征原子核外电子的行为，因而它必定呈现周期性变化。
一般说，同一周期元素的I1基本上随原子序数的递增而增大，同一主族元素的I1从上到下一般趋于减小，这些都和元素金属性递变规律一致。有时候也有些反常和交错的现象，这跟过渡元素和锕系元素半径的收缩或出现轨道全充满、半充满状态等因素有关。
周期递变规律
（1）同一周期主族元素从左到右作用到最外层电子上的有效核电荷逐渐增大，电离能呈增大趋势，表示元素原子越来越难失去电子。由碱金属元素，其电离能最小，到稀有气体由于具有稳定的电子层结构，其电离能最大。故同周期元素从强金属性逐渐变到非金属性，直至强非金属性。
短周期的这种递变更为明显，因为同周期元素电子层数相同，但随着核电荷数增大和原子半径的减小，核对外层电子的有效吸引作用依次增强。
（2）同一周期副族元素从左至右，由于有效核电荷增加不多，原子半径减小缓慢，有电离能增加不如主族元素明显，只是随着原子序数的增加第一电离能从左至右略有增加。由于最外层只有两个电子，过渡元素均表现金属性。
（3）同一周期内元素的第一电离能在总体增大的趋势中有些曲折。当外围电子在能量相等的轨道上形成全空(p0,d0,fo)、半满(p3,d5,f7)或全满(p6,d10,f14)结构时，原子的能量较低，元素的第一电离能较大。
（4）同一主族元素从上到下第一电离能逐渐减小，表明自上而下原子越来越容易失去电子。这是因为同主族元素的价电子数相同，原子半径逐渐增大，原子核对核外电子的有效吸引作用逐渐减弱
（5）同一副族电离能变化不规则。
总之第一电离能的周期递变规律与原子半径和核外电子排布的周期性变化密切相关。
应用
电离能的大小可以用来衡量原子失去电子的难易，也可以用来判断原子失去电子的数目和形成的阳离子所带的电荷。如果I2>>I1，则原子易形成+1价阳离子而不易形成+2价阳离子；如果I3>>I2>I1，即I在I2和I3之间突然增大，则元素R可以形成R+或R2+而难于形成R3+。
可归纳为：如果I(n+1)/In>>In/I(n-1)，即电离能在In与I(n+1)之间发生突变，则元素的原子易形成+n价离子而不易形成+(n+1)价离子。多数非金属元素原子的I1较大，难于失去电子形成阳离子而易于得到电子形成阴离子或与其他原子形成共用电子对。
半导体
对于半导体来说，电离能即为将电子从价带顶移到真空能级所需的最小能量。
I=χs+Eg。
其中I为电离能，χs为电子亲合能，Eg为价带顶到导带底的能量差。
参考资料
1.资源介绍·恒谦教育网
