ในฟิสิกส์และเคมีพลังงานไอออนไนเซชัน ( IE ) คือพลังงานขั้นต่ำที่จำเป็นในการกำจัดอิเล็กตรอน ที่ยึดเหนี่ยวอย่างหลวมที่สุด ( อิเล็กตรอนวาเลนซ์ ) ของอะตอมก๊าซไอออนบวกหรือโมเลกุล ที่แยกตัว ^{[ 1 ]} พลังงานไอออนไนเซ ชันแรกแสดงออกมาในเชิงปริมาณดังนี้

X(g) + พลังงาน ⟶ X ⁺ (g) + e ⁻

โดยที่ X คืออะตอมหรือโมเลกุลใดๆ X ⁺คือไอออนที่เกิดขึ้นเมื่ออะตอมเดิมถูกดึงอิเล็กตรอนออกไปหนึ่งตัว และ e− ^คืออิเล็กตรอนที่ถูกดึงออกไป^{[ 2 ]}พลังงานไอออนไนเซชันเป็นบวกสำหรับอะตอมที่เป็นกลาง ซึ่งหมายความว่าการไอออนไนเซชันเป็นกระบวนการดูดความร้อนโดยคร่าวๆ ยิ่งอิเล็กตรอนวงนอกสุดอยู่ใกล้กับนิวเคลียสของอะตอมมากเท่าใด พลังงานไอออนไนเซชันของอะตอมก็จะยิ่งสูงขึ้นเท่านั้น

ในฟิสิกส์ พลังงานไอออนไนเซชัน (IE) มักแสดงในหน่วยอิเล็กตรอนโวลต์ (eV) หรือจูล (J) ในเคมี จะแสดงเป็นพลังงานในการไอออนไนซ์อะตอมหรือโมเลกุล หนึ่ง โมล โดยปกติใน หน่วยกิโลจูลต่อโมล (kJ/mol) หรือกิโลแคลอรีต่อโมล (kcal/mol) ^{[ 3 ]}

การเปรียบเทียบพลังงานไอออนไนเซชันของอะตอมในตารางธาตุ เผยให้เห็น แนวโน้มตามคาบสองแบบที่ปฏิบัติตามกฎของแรงดึงดูดคูลอมบ์ : ^{[ 4 ]}

1. โดยทั่วไป พลังงานไอออนไนเซชันจะเพิ่มขึ้นจากซ้ายไปขวาภายในช่วงเวลา (หรือแถว) ที่กำหนด
2. โดยทั่วไป พลังงานไอออนไนเซชันจะลดลงจากบนลงล่างในหมู่ (หรือคอลัมน์) ที่กำหนด

แนวโน้มดังกล่าวเป็นผลมาจากการที่วงโคจรชั้น นอกสุด อยู่ห่างจากนิวเคลียสมากขึ้นเรื่อยๆ โดยมีการเพิ่มวงโคจรชั้นในอีกหนึ่งวงต่อแถวเมื่อเคลื่อนลงมาตามคอลัมน์

พลังงานไอออนไนเซชัน ลำดับ ที่ nหมายถึงปริมาณพลังงานที่จำเป็นในการดึงอิเล็กตรอนที่ยึดเหนี่ยวอย่างหลวมที่สุดออกจากสปีชีส์ที่มีประจุบวกเท่ากับ ( n − 1) ตัวอย่างเช่น พลังงานไอออนไนเซชันสามลำดับแรกถูกกำหนดดังนี้:

พลังงานไอออนไนเซชันแรก คือพลังงานที่ทำให้เกิดปฏิกิริยา X ⟶ X ⁺ + e ⁻

พลังงานไอออนไนเซชันที่ 2 คือพลังงานที่ทำให้เกิดปฏิกิริยา X ⁺ ⟶ X ²⁺ + e ⁻

พลังงานไอออนไนเซชันลำดับที่ 3 คือพลังงานที่ทำให้เกิดปฏิกิริยา X ²⁺ ⟶ X ³⁺ + e ⁻

ปัจจัยสำคัญที่สุดที่มีผลต่อพลังงานไอออนไนเซชัน ได้แก่:

• การจัดเรียงอิเล็กตรอน: นี่คือปัจจัยหลักที่กำหนดพลังงานไอออนไนเซชัน (IE) ของธาตุส่วนใหญ่ เนื่องจากคุณสมบัติทางเคมีและกายภาพทั้งหมดของธาตุเหล่านั้นสามารถตรวจสอบได้เพียงแค่การหาการจัดเรียงอิเล็กตรอน (EC) ของธาตุนั้นๆ
• ประจุของนิวเคลียส: หากประจุของนิวเคลียส (เลขอะตอม) มีค่ามากขึ้น อิเล็กตรอนจะถูกยึดไว้แน่นขึ้นโดยนิวเคลียส และด้วยเหตุนี้พลังงานไอออนไนเซชันก็จะมากขึ้น (ซึ่งนำไปสู่แนวโน้มที่กล่าวถึงข้างต้นภายในช่วงเวลาที่กำหนด)
• จำนวนวงโคจรของอิเล็กตรอน : หากขนาดของอะตอมใหญ่ขึ้นเนื่องจากมีวงโคจรมากขึ้น อิเล็กตรอนจะถูกยึดไว้โดยนิวเคลียสอย่างหลวมๆ และพลังงานไอออนไนเซชันก็จะน้อยลง
• ประจุนิวเคลียร์ที่มีประสิทธิภาพ ( Zeff ): หากขนาดของการกำบัง และการทะลุทะลวง _ของ อิเล็กตรอน มีค่ามากขึ้น อิเล็กตรอนจะถูกยึดไว้โดยนิวเคลียสน้อยลง_ค่าZeffของอิเล็กตรอนและพลังงานไอออนไนเซชันก็จะน้อยลง^{[ 5 ]}
• ความเสถียร: อะตอมที่มีการจัดเรียงอิเล็กตรอน ที่เสถียรกว่า จะมีแนวโน้มที่จะสูญเสียอิเล็กตรอนน้อยลง และส่งผลให้มีพลังงานไอออนไนเซชันสูงกว่า

ปัจจัยที่มีอิทธิพลเล็กน้อย ได้แก่:

• ผลกระทบเชิงสัมพัทธภาพ : ธาตุหนัก (โดยเฉพาะธาตุที่มีเลขอะตอมมากกว่าประมาณ 70) จะได้รับผลกระทบจากปรากฏการณ์นี้ เนื่องจากอิเล็กตรอนของธาตุเหล่านี้มีความเร็วเข้าใกล้ความเร็วแสง ดังนั้นจึงมีรัศมีอะตอมที่เล็กลงและพลังงานไอออนไนเซชันที่สูงขึ้น
• การหดตัวของแลนทานอยด์และแอกทิไนด์ (และการหดตัวของสแกนไดด์ ): การหดตัวของธาตุต่างๆ ส่งผลต่อพลังงานไอออนไนเซชัน เนื่องจากประจุสุทธิของนิวเคลียสมีอิทธิพลมากขึ้น
• พลังงานการจับคู่ของอิเล็กตรอน : โดยทั่วไปแล้ว ซับเชลล์ที่บรรจุอิเล็กตรอนครึ่งหนึ่งจะส่งผลให้พลังงานไอออนไนเซชันสูงขึ้น

คำว่าศักยภาพการแตกตัวเป็นไอออนเป็นคำที่เก่าและล้าสมัย^{[ 6 ]}สำหรับพลังงานการแตกตัวเป็นไอออน^{[ 7 ]}เนื่องจากวิธีการที่เก่าแก่ที่สุดในการวัดพลังงานการแตกตัวเป็นไอออนนั้นขึ้นอยู่กับการแตกตัวเป็นไอออนของตัวอย่างและเร่งอิเล็กตรอนที่ถูกกำจัดโดยใช้ศักยภาพไฟฟ้าสถิต

พลังงานไอออนไนเซชันของอะตอม ซึ่งแสดงด้วยE _iนั้น วัดได้^{[ 8 ]}โดยการหาพลังงานขั้นต่ำของควอนตัมแสง ( โฟตอน ) หรืออิเล็กตรอนที่เร่งความเร็วไปจนถึงพลังงานที่ทราบ ซึ่งจะผลักอิเล็กตรอนอะตอมที่ถูกผูกไว้น้อยที่สุดออกไป การวัดนี้ดำเนินการในเฟสแก๊สกับอะตอมเดี่ยว ในขณะที่มีเพียงก๊าซเฉื่อยเท่านั้นที่อยู่ในรูปของก๊าซอะตอมเดี่ยวก๊าซอื่นๆ สามารถแยกออกเป็นอะตอมเดี่ยวได้ นอกจากนี้ ธาตุของแข็งหลายชนิดสามารถให้ความร้อนและระเหยกลายเป็นอะตอมเดี่ยวได้ ไออะตอมเดี่ยวบรรจุอยู่ในหลอดที่ถูกดูดอากาศออกก่อน ซึ่งมีอิเล็กโทรดคู่ขนานสองตัวที่เชื่อมต่อกับแหล่งจ่ายแรงดัน การกระตุ้นไอออนไนเซชันจะถูกส่งผ่านผนังของหลอดหรือผลิตขึ้นภายใน

เมื่อใช้แสงอัลตราไวโอเลต ความยาวคลื่นจะถูกกวาดลงไปในช่วงอัลตราไวโอเลต ที่ความยาวคลื่น (λ) และความถี่ของแสง (ν=c/λ โดยที่ c คือความเร็วของแสง) ค่าหนึ่ง ควอนตัมของแสงซึ่งมีพลังงานแปรผันตรงกับความถี่ จะมีพลังงานสูงพอที่จะทำให้อิเล็กตรอนที่ยึดเหนี่ยวน้อยที่สุดหลุดออกไป อิเล็กตรอนเหล่านี้จะถูกดึงดูดไปยังขั้วบวก และไอออนบวกที่เหลืออยู่หลังจากการแตกตัวเป็นไอออนด้วยแสง จะถูกดึงดูดไปยังขั้วลบ อิเล็กตรอนและไอออนเหล่านี้จะทำให้ เกิด กระแสไฟฟ้าไหลผ่านหลอด พลังงานการแตกตัวเป็นไอออนจะเป็นพลังงานของโฟตอนhν _i ( hคือค่าคงที่ของพลังค์ ) ที่ทำให้กระแสไฟฟ้าเพิ่มขึ้นอย่างรวดเร็ว: E _i = hν _i

เมื่อใช้อิเล็กตรอนความเร็วสูงในการแตกตัวเป็นไอออนของอะตอม อิเล็กตรอนเหล่านั้นจะถูกสร้างขึ้นโดยปืนอิเล็กตรอนภายในหลอดสุญญากาศที่คล้ายกัน พลังงานของลำอิเล็กตรอนสามารถควบคุมได้ด้วยแรงดันเร่ง พลังงานของอิเล็กตรอนเหล่านี้ที่ทำให้เกิดกระแสไอออนและอิเล็กตรอนอิสระไหลผ่านหลอดอย่างรวดเร็ว จะตรงกับพลังงานการแตกตัวเป็นไอออนของอะตอม

โดยทั่วไป พลังงานไอออนไนเซชันลำดับที่ ( N +1) ของธาตุใดธาตุหนึ่งจะมีค่ามากกว่า พลังงานไอออนไนเซชันลำดับที่ N (อาจสังเกตได้ว่าพลังงานไอออนไนเซชันของแอนไอออนโดยทั่วไปจะมีค่าน้อยกว่าของแคตไอออนและอะตอมที่เป็นกลางของธาตุเดียวกัน) เมื่อพลังงานไอออนไนเซชันลำดับถัดไปเกี่ยวข้องกับการดึงอิเล็กตรอนออกจากวงโคจรเดียวกัน การเพิ่มขึ้นของพลังงานไอออนไนเซชันส่วนใหญ่เกิดจากประจุสุทธิที่เพิ่มขึ้นของไอออนที่อิเล็กตรอนถูกดึงออกไป อิเล็กตรอนที่ถูกดึงออกจากไอออนที่มีประจุสูงกว่าจะได้รับแรงดึงดูดทางไฟฟ้าสถิตที่มากขึ้น ดังนั้นการดึงอิเล็กตรอนจึงต้องใช้พลังงานมากขึ้น นอกจากนี้ เมื่อพลังงานไอออนไนเซชันลำดับถัดไปเกี่ยวข้องกับการดึงอิเล็กตรอนออกจากวงโคจรที่ต่ำกว่า ระยะห่างระหว่างนิวเคลียสและอิเล็กตรอนที่ลดลงอย่างมากจะทำให้ทั้งแรงดึงดูดทางไฟฟ้าสถิตและระยะทางที่ต้องเอาชนะแรงนั้นเพื่อดึงอิเล็กตรอนออกไปเพิ่มขึ้นด้วย ปัจจัยทั้งสองนี้ทำให้พลังงานไอออนไนเซชันเพิ่มขึ้นอีก

ค่าบางส่วนขององค์ประกอบในคาบที่สามแสดงอยู่ในตารางต่อไปนี้:

เมื่อเปลี่ยนจากโครงสร้างอิเล็กตรอนของก๊าซเฉื่อย จะพบการเปลี่ยนแปลงอย่างมากในพลังงานไอออนไนเซชันโมลาร์ที่ต่อเนื่องกัน ตัวอย่างเช่น ดังที่เห็นได้ในตารางข้างต้น พลังงานไอออนไนเซชันโมลาร์สองค่าแรกของแมกนีเซียม (การดึงอิเล็กตรอน 3s สองตัวออกจากอะตอมแมกนีเซียม) มีค่าน้อยกว่าค่าที่สามมาก ซึ่งต้องดึงอิเล็กตรอน 2p ออกจากโครงสร้างอิเล็กตรอนของนีออน ใน ^Mg²⁺อิเล็กตรอน 2p นั้นอยู่ใกล้กับนิวเคลียสมากกว่าอิเล็กตรอน 3s ที่ถูกดึงออกไปก่อนหน้านี้

พลังงานไอออนไนเซชันยังเป็นแนวโน้มตามคาบภายในตารางธาตุ เมื่อเคลื่อนจากซ้ายไปขวาภายในคาบหรือขึ้นไปในหมู่พลังงานไอออนไนเซชันแรกโดยทั่วไปจะเพิ่มขึ้น^{[ 9 ]}โดยมีข้อยกเว้น เช่น อะลูมิเนียมและกำมะถันในตารางข้างต้น เมื่อประจุของนิวเคลียสเพิ่มขึ้นตามคาบ แรงดึงดูดทางไฟฟ้าสถิตระหว่างอิเล็กตรอนและโปรตอนจะเพิ่มขึ้น ดังนั้นรัศมีอะตอมจึงลดลง และกลุ่มอิเล็กตรอนจะเข้าใกล้นิวเคลียสมากขึ้น^{[ 10 ]}เนื่องจากอิเล็กตรอน โดยเฉพาะอิเล็กตรอนวงนอกสุด ถูกยึดไว้แน่นขึ้นด้วยประจุของนิวเคลียสที่มีประสิทธิภาพสูงขึ้น

เมื่อเคลื่อนลงมาภายในกลุ่มที่กำหนด อิเล็กตรอนจะถูกยึดไว้ในเปลือกพลังงานที่สูงกว่าด้วยเลขควอนตัมหลัก n ที่สูงกว่า อยู่ห่างจากนิวเคลียสมากขึ้น และด้วยเหตุนี้จึงถูกยึดไว้อย่างหลวมๆ ส่งผลให้พลังงานไอออนไนเซชันลดลงประจุของนิวเคลียสที่มีประสิทธิภาพเพิ่มขึ้นอย่างช้าๆ เท่านั้น ผลกระทบของมันจึงถูกหักล้างด้วยการเพิ่มขึ้นของ n ^{[ 11 ]}

มีข้อยกเว้นสำหรับแนวโน้มทั่วไปของการเพิ่มขึ้นของพลังงานไอออนไนเซชันภายในคาบเดียวกัน ตัวอย่างเช่น ค่าจะลดลงจากเบริลเลียม ( ₄Be : 9.3 eV) ถึงโบรอน ( ₅B : 8.3 eV) และจากไนโตรเจน ( ₇N : 14.5 eV) ไปยังออกซิเจน ( ₈O : 13.6 eV) รอยหยักเหล่านี้สามารถอธิบายได้ในแง่ของการจัดเรียงอิเล็กตรอน^{[ 12 ]}

โบรอนมีอิเล็กตรอนตัวสุดท้ายอยู่ในออร์บิทัล 2p ซึ่งมีความหนาแน่นของอิเล็กตรอนอยู่ห่างจากนิวเคลียสโดยเฉลี่ยมากกว่าอิเล็กตรอน 2s ในเปลือกเดียวกัน อิเล็กตรอน 2s จึงป้องกันอิเล็กตรอน 2p จากนิวเคลียสได้ในระดับหนึ่ง และการดึงอิเล็กตรอน 2p ออกจากโบรอนนั้นง่ายกว่าการดึงอิเล็กตรอน 2s ออกจากเบริลเลียม ส่งผลให้พลังงานไอออนไนเซชันของ B ต่ำกว่า^{[ 2 ]}

การจัดเรียงอิเล็กตรอนเหล่านี้ไม่ได้แสดงออร์บิทัลที่เต็มและครึ่งหนึ่งของความจุ

อิเล็กตรอนที่เพิ่มเข้ามานี้มีสปินตรงข้ามกับอิเล็กตรอน 2p ตัวอื่นๆ ซึ่งทำให้พลังงานไอออนไนเซชันของออกซิเจนลดลง

ในออกซิเจน อิเล็กตรอนตัวสุดท้ายจะใช้ p-orbital ที่มีอิเล็กตรอนสองตัวร่วมกับอิเล็กตรอนที่มีสปิน ตรงข้าม อิเล็กตรอนสองตัวในออร์บิทัลเดียวกันจะอยู่ใกล้กันโดยเฉลี่ยมากกว่าอิเล็กตรอนสองตัวในออร์บิทัลที่ต่างกัน ดังนั้นพวกมันจึงป้องกันนิวเคลียสซึ่งกันและกันได้อย่างมีประสิทธิภาพมากขึ้น และการกำจัดอิเล็กตรอนหนึ่งตัวจึงง่ายกว่า ส่งผลให้พลังงานไอออนไนเซชันต่ำลง^{[ 2 ] [ 13 ]}

นอกจากนี้ หลังจากธาตุแก๊สเฉื่อยทุกตัว พลังงานไอออนไนเซชันจะลดลงอย่างมาก เนื่องจากอิเล็กตรอนวงนอกในโลหะอัลคาไลต้องการพลังงานน้อยกว่ามากในการถูกกำจัดออกจากอะตอมเมื่อเทียบกับวงโคจรชั้นใน ซึ่งส่งผลให้โลหะอัลคาไลมีค่าอิเล็กโทร เนกาติวิตีต่ำด้วย ^{[ 14 ] [ 15 ]}

เนื่องจากมีอิเล็กตรอน p-orbital เพียงตัวเดียวในโครงสร้างของแกลเลียม ทำให้โครงสร้างโดยรวมไม่เสถียร จึงทำให้ค่าพลังงานไอออนไนเซชันลดลง ^{[ 5 ]}

การจัดเรียงอิเล็กตรอนของแอคติเนียม กำหนดไว้ล่วงหน้าว่าจะต้องใช้พลังงานน้อยลงในการกำจัดอิเล็กตรอน d-orbital ตัวเดียว ดังนั้นถึงแม้จะมี EC ที่ใหญ่กว่า เรเดียมก็ยังคงมี IE ที่สูงกว่า^{[ 16 ]}

แนวโน้มและข้อยกเว้นต่างๆ สรุปไว้ในหัวข้อย่อยต่อไปนี้:

• เมื่อเข้าสู่คาบใหม่: โลหะอัลคาไลน์จะสูญเสียอิเล็กตรอนหนึ่งตัวได้ง่าย ทำให้มีอิเล็กตรอนครบแปดตัวหรือมีโครงสร้างคล้ายก๊าซเฉื่อยดังนั้นธาตุเหล่านี้จึงมีค่าพลังงานไอออนไนเซชัน (IE) น้อย
• การย้ายจากบล็อก s ไปยังบล็อก p: ออร์บิทัล p สูญเสียอิเล็กตรอนได้ง่ายกว่า ตัวอย่างเช่น เบริลเลียมไปเป็นโบรอน ซึ่งมีการจัดเรียงอิเล็กตรอน 1s² ^2s² 2p¹ ^{อิเล็กตรอน} 2s ป้องกันอิเล็กตรอน 2p ที่มีพลังงานสูงกว่าจากนิวเคลียส ทำให้การกำจัดอิเล็กตรอน 2p ง่ายขึ้นเล็กน้อย เหตุการณ์นี้ยังเกิดขึ้นจาก^{แมกนีเซียม}ไปเป็นอะลูมิเนียมด้วย^{[ 17 ]}
• ครอบครองซับเชลล์ p โดยที่ อิเล็กตรอน ตัวแรกมีสปินตรงข้ามกับอิเล็กตรอนตัวอื่น เช่น ในไนโตรเจน ( ₇N : 14.5 eV) ไปยังออกซิเจน ( ₈O : 13.6 eV) รวมทั้งฟอสฟอรัส ( ₁₅P : 10.48 eV) ไปยังซัลเฟอร์ ( ₁₆S : 10.36 eV) เหตุผลก็คือออกซิเจน ซัลเฟอร์ และซีลีเนียม ต่างก็มีพลังงานไอออนไนเซชันที่ลดลงเนื่องจากผลของการกำบัง^{[ 18 ]}อย่างไรก็ตาม สิ่งนี้จะหยุดลงตั้งแต่เทลลูเรียม เป็นต้นไป ซึ่งการกำบังมีขนาดเล็กเกินไปที่จะทำให้เกิดการลดลง
• การเปลี่ยนจากบล็อก d ไปยังบล็อก p: เช่นในกรณีของสังกะสี ( ₃₀Zn : 9.4 eV) ถึงแกลเลียม ( ₃₁Ga : 6.0 eV)
• กรณีพิเศษ: ลดลงจากตะกั่ว ( ₈₂Pb : 7.42 eV) ถึงบิสมัท ( ₈₃Bi : 7.29 eV) ไม่สามารถอธิบายได้ด้วยขนาด (ความแตกต่างมีน้อยมาก: ตะกั่วมีรัศมีโควาเลนต์ 146 pmในขณะที่บิสมัทมีรัศมี 148 pm ^{[ 19 ]} ) นี่เป็นผลมาจากการแยกสปิน-ออร์บิตของเปลือก 6p (ตะกั่วดึงอิเล็กตรอนออกจากระดับ 6p _1/2 ที่เสถียร แต่บิสมัทดึงอิเล็กตรอนออกจากระดับ 6p _3/2 ที่ไม่เสถียร ) พลังงานไอออนไนเซชันที่ทำนายไว้แสดงให้เห็นการลดลงที่มากกว่ามากจากเฟลโรเวียมไปยังมอสโคเวียม ซึ่งอยู่แถวถัดไปในตารางธาตุและมีผลกระทบสปิน-ออร์บิตที่มากกว่ามาก
• กรณีพิเศษ: ลดลงจากเรเดียม ( ₈₈Ra : 5.27 eV) ถึงแอคติเนียม ( ₈₉Ac : 5.17 eV) ซึ่งเป็นการเปลี่ยนจากออร์บิทัล s เป็นออร์บิทัล ad อย่างไรก็ตาม การเปลี่ยนที่คล้ายกันจากแบเรียม ( ₅₆Ba : 5.2 eV) ถึงแลนทานัม ( ₅₇La : 5.6 eV) ไม่แสดงการเปลี่ยนแปลงลง
• ลูทีเซียม ( ₇₁Lu ) และlawrencium ( ₁₀₃Lr ) ทั้งสองมีพลังงานไอออนไนเซชันต่ำกว่าธาตุก่อนหน้า ในทั้งสองกรณี อิเล็กตรอนตัวสุดท้ายที่เพิ่มเข้ามาจะเริ่มต้นซับเชลล์ใหม่ : 5d สำหรับ Lu ที่มีการจัดเรียงอิเล็กตรอน [Xe] 4f ¹⁴ 5d ¹ 6s ²และ 7p สำหรับ Lr ที่มีการจัดเรียง [Rn] 5f ⁴ 7s ² 7p ¹การลดลงของพลังงานไอออนไนเซชันสำหรับลูเทเซียมและโดยเฉพาะอย่างยิ่งลอว์เรนเซียมแสดงให้เห็นว่าธาตุเหล่านี้อยู่ในบล็อก d ไม่ใช่แลนทานัมและแอคติเนียม^{[ 20 ]}

• การเข้าถึงธาตุกลุ่ม ก๊าซเฉื่อยกลุ่มที่ 18 : เนื่องมาจากซับเชลล์อิเล็กตรอนที่สมบูรณ์^{[ 21 ]}ทำให้ธาตุเหล่านี้ต้องการพลังงานจำนวนมากในการนำอิเล็กตรอนออกไปหนึ่งตัว
• กลุ่มที่ 12: ธาตุในกลุ่มนี้ได้แก่ สังกะสี ( ₃₀Zn : 9.4 eV), แคดเมียม ( ₄₈Cd : 9.0 eV) และปรอท ( ₈₀Hg : 10.4 eV) บันทึกค่า IE ที่เพิ่มขึ้นอย่างฉับพลันเมื่อเทียบกับธาตุก่อนหน้า: ทองแดง ( ₂₉Cu : 7.7 eV), เงิน ( ₄₇Ag : 7.6 eV) และทองคำ ( ₇₉Au : 9.2 eV) ตามลำดับ สำหรับปรอท สามารถอนุมานได้ว่าการ ทำให้เสถียร เชิงสัมพัทธภาพของอิเล็กตรอน 6s จะเพิ่มพลังงานไอออนไนเซชัน นอกเหนือจากการกำบังที่ไม่ดีของอิเล็กตรอน 4f ที่เพิ่มประจุของนิวเคลียสที่มีประสิทธิภาพบนอิเล็กตรอนวาเลนซ์ภายนอก นอกจากนี้ การจัดเรียงอิเล็กตรอนแบบวงย่อยปิด: [Ar] 3d ¹⁰ 4s ² , [Kr] 4d ¹⁰ 5s ²และ [Xe] 4f ¹⁴ 5d ¹⁰ 6s ²ให้ความเสถียรที่เพิ่มขึ้น
• กรณีพิเศษ: การเปลี่ยนจากโรเดียม ( ₄₅Rh : 7.5 eV) ไปยังแพลเลเดียม ( ₄₆Pd : 8.3 eV) แตกต่างจากธาตุหมู่ 10 อื่นๆ แพลเลเดียมมีพลังงานไอออนไนเซชันสูงกว่าอะตอมก่อนหน้า เนื่องจากโครงสร้างอิเล็กตรอนของมัน ตรงกันข้ามกับนิกเกลที่มี [Ar] 3d ⁸ 4s ²และแพลทินัมที่มี [Xe] 4f ¹⁴ 5d ⁹ 6s ¹โครงสร้างอิเล็กตรอนของแพลเลเดียมคือ [Kr] 4d ¹⁰ 5s ⁰ (แม้ว่ากฎของมาเดลุงจะทำนายว่า [Kr] 4d ⁸ 5s ² ก็ตาม ) สุดท้ายนี้ พลังงานไอออนไนเซชันที่ต่ำกว่าของ เงิน ( ₄₇Ag : 7.6 eV) ยิ่งเน้นย้ำถึงค่าสูงของแพลเลเดียมมากขึ้น อิเล็กตรอน s ที่เพิ่มเข้ามาตัวเดียวจะถูกกำจัดออกไปด้วยพลังงานไอออนไนเซชันที่ต่ำกว่าแพลเลเดียม^{[ 22 ]}ซึ่งเน้นย้ำถึง IE ที่สูงของแพลเลเดียม (ดังแสดงในตารางค่าเชิงเส้นข้างต้นสำหรับ IE)
• ค่า IE ของแกโดลิเนียม ( ₆₄Gd : 6.15 eV) สูงกว่าค่าก่อนหน้าเล็กน้อย ( ₆₂Sm : 5.64 eV), ( ₆₃Eu : 5.67 eV) และธาตุต่อไปนี้ ( ₆₅Tb : 5.86 eV), ( ₆₆(Dy : 5.94 eV) ความผิดปกตินี้เกิดจากข้อเท็จจริงที่ว่าซับเชลล์ d ของแกโดลิเนียมยืมอิเล็กตรอน 1 ตัวจากซับเชลล์ f ของวาเลนซ์ ซับเชลล์วาเลนซ์คือซับเชลล์ d และเนื่องจากการกำบังประจุบวกของนิวเคลียสโดยอิเล็กตรอนของซับเชลล์ f นั้นไม่ดี อิเล็กตรอนของซับเชลล์ d ของวาเลนซ์จึงถูกดึงดูดเข้าหานิวเคลียสมากขึ้น ดังนั้นจึงเพิ่มพลังงานที่จำเป็นในการดึงอิเล็กตรอนวาเลนซ์ (นอกสุด) ออกไป
• เมื่อเข้าสู่ธาตุในกลุ่ม d: ธาตุ Sc ที่มีการจัดเรียงอิเล็กตรอนแบบ 3d ¹มี ค่า IP สูงกว่า ( ₂₁Sc : 6.56 eV) มากกว่าธาตุก่อนหน้า ( ₂₀Ca : 6.11 eV) ซึ่งตรงกันข้ามกับการลดลงเมื่อเคลื่อนไปยังธาตุในกลุ่ม s และ p อิเล็กตรอน 4s และ 3d มีความสามารถในการกำบังที่คล้ายคลึงกัน: ออร์บิทัล 3d เป็นส่วนหนึ่งของเปลือก n=3 ซึ่งตำแหน่งเฉลี่ยอยู่ใกล้กับนิวเคลียสมากกว่าออร์บิทัล 4s และเปลือก n=4 แต่อิเล็กตรอนในออร์บิทัล s มีการแทรกซึมเข้าไปในนิวเคลียสมากกว่าอิเล็กตรอนในออร์บิทัล d ดังนั้นการกำบังซึ่งกันและกันของอิเล็กตรอน 3d และ 4s จึงอ่อน และประจุของนิวเคลียสที่มีประสิทธิภาพที่กระทำต่ออิเล็กตรอนที่แตกตัวเป็นไอออนนั้นค่อนข้างมาก อิตเทรียม ( ₃₉Y ) มีค่า IP สูงกว่า (6.22 eV) เช่นกัน ₃₈Sr : 5.69 eV.
• เข้าสู่ส่วนประกอบ f-block; ส่วนประกอบ ( ₅₇La : 5.18 eV) และ ( ₈₉Ac : 5.17 eV) มีค่า IP ต่ำกว่าธาตุก่อนหน้าเพียงเล็กน้อยเท่านั้น ( ₅₆Ba : 5.21 eV) และ ( ₈₈Ra : 5.18 eV) แม้ว่าอะตอมของพวกมันจะมีความผิดปกติตรงที่พวกมันเพิ่มอิเล็กตรอน d แทนที่จะเป็นอิเล็กตรอน f ดังที่เห็นได้ในกราฟพลังงานไอออนไนเซชันข้างต้น การเพิ่มขึ้นอย่างรวดเร็วของค่า IE จาก ( ₅₅Cs : 3.89 eV) ถึง ( ₅₆Ba : 5.21 eV) ตามมาด้วยการเพิ่มขึ้นเล็กน้อย (พร้อมความผันผวนบ้าง) เมื่อกลุ่ม f ดำเนินไปจาก ₅₆บาถึง ₇₀Yb . นี่เป็นผลมาจากการหดตัวของแลนทานิด (สำหรับแลนทานิด) ^{[ 23 ] [ 24 ] [ 25 ]}การลดลงของรัศมีไอออนิกนี้เกี่ยวข้องกับการเพิ่มขึ้นของพลังงานไอออนไนเซชัน ซึ่งจะเพิ่มขึ้นตามไปด้วย เนื่องจากคุณสมบัติทั้งสองมีความสัมพันธ์กัน^{[ 9 ]}สำหรับธาตุในกลุ่ม d อิเล็กตรอนจะถูกเพิ่มเข้าไปในเปลือกชั้นใน ดังนั้นจึงไม่มีการสร้างเปลือกใหม่ รูปร่างของออร์บิทัลที่เพิ่มเข้ามาจะป้องกันไม่ให้พวกมันทะลุเข้าไปในนิวเคลียส ดังนั้นอิเล็กตรอนที่ครอบครองออร์บิทัลเหล่านั้นจึงมีความสามารถในการกำบังน้อยลง

ค่าพลังงานไอออนไนเซชันมีแนวโน้มลดลงเมื่อไปถึงธาตุที่หนักกว่าภายในกลุ่ม^{[ 12 ]}เนื่องจากมีการกำบังโดยอิเล็กตรอนมากขึ้น และโดยรวมแล้ว เปลือกวาเลนซ์จะได้รับแรงดึงดูดจากนิวเคลียสน้อยลง ซึ่งเป็นผลมาจากรัศมีโควาเลนต์ที่ใหญ่ขึ้นซึ่งเพิ่มขึ้นเมื่อลงไปตามกลุ่ม^{[ 26 ]}อย่างไรก็ตาม นี่ไม่ใช่กรณีเสมอไป ตัวอย่างเช่น ในกลุ่มที่ 10 แพลเลเดียม ( ₄₆Pd : 8.34 eV) มีพลังงานไอออนไนเซชันสูงกว่านิกเกล ( ₂₈นิกเกล (Ni : 7.64 eV) ซึ่งตรงกันข้ามกับการลดลงโดยทั่วไปของธาตุตั้งแต่เทคนีเซียมขึ้นไป ₄₃Tcถึงซีนอน ₅₄Xeความผิดปกติเหล่านี้สรุปได้ดังต่อไปนี้:

• กลุ่มที่ 1:
  • พลังงานไอออนไนเซชันของไฮโดรเจน สูงมาก (ที่ 13.59844 eV) เมื่อเทียบกับโลหะอัลคาไล เนื่องจากมีอิเล็กตรอนเพียงตัวเดียว (และด้วยเหตุนี้จึง มีกลุ่มอิเล็กตรอน ขนาดเล็กมาก ) ซึ่งอยู่ใกล้กับนิวเคลียส ในทำนองเดียวกัน เนื่องจากไม่มีอิเล็กตรอนอื่นใดที่อาจก่อให้เกิดการกำบัง อิเล็กตรอนตัวเดียวนั้นจึงได้รับประจุบวกสุทธิทั้งหมดของนิวเคลียส^{[ 27 ]}
  • พลังงานไอออนไนเซชันของฟรานเซี ยมสูงกว่า โลหะอัลคาไล ก่อนหน้า อย่างซีเซียมเนื่องจากรัศมีไอออนิกที่เล็กของฟรานเซียม (และเรเดียม) อันเนื่องมาจากผลกระทบเชิงสัมพัทธภาพ เนื่องจากมีมวลและขนาดใหญ่ อิเล็กตรอนจึงเคลื่อนที่ด้วยความเร็วสูงมาก ส่งผลให้อิเล็กตรอนเข้าใกล้นิวเคลียสมากกว่าที่คาดไว้ และด้วยเหตุนี้จึงยากที่จะกำจัดออกไป (IE สูงขึ้น) ^{[ 28 ]}
• หมู่ 2: พลังงานไอออนไนเซชันของ เรเดียมสูงกว่าโลหะอัลคาไลน์เอิร์ธ ดั้งเดิมอย่าง แบเรียมเช่น แฟรนเซียม ซึ่งเป็นผลมาจากปรากฏการณ์สัมพัทธภาพเช่นกัน อิเล็กตรอน โดยเฉพาะอิเล็กตรอน 1s มีประจุไฟฟ้าในนิวเคลียสสูงมากเพื่อไม่ให้ตกลงไปในนิวเคลียส อิเล็กตรอน 1s ต้องเคลื่อนที่ด้วยความเร็วสูงมาก ซึ่งทำให้การแก้ไขสัมพัทธภาพพิเศษสูงกว่าโมเมนตัมแบบคลาสสิกโดยประมาณอย่างมาก ตามหลักการความไม่แน่นอนสิ่งนี้ทำให้เกิดการหดตัวสัมพัทธภาพของวงโคจร 1s (และวงโคจรอื่นๆ ที่มีความหนาแน่นของอิเล็กตรอนใกล้กับนิวเคลียส โดยเฉพาะวงโคจร ns และ np) ดังนั้นจึงทำให้เกิดการเปลี่ยนแปลงของอิเล็กตรอนเป็นลำดับ ซึ่งในที่สุดส่งผลให้เปลือกอิเล็กตรอนชั้นนอกสุดหดตัวและเข้าใกล้นิวเคลียสมากขึ้น
• กลุ่มที่ 4:
  • ฮาฟเนียมมีความคล้ายคลึงกับเซอร์โคเนียม ใน IE อย่างมาก ผลกระทบของการหดตัวของแลนทานอยด์ยังคงรู้สึกได้หลังจากแลนทานอยด์ [ ^{24 ] สามารถ}มองเห็นได้จากรัศมีอะตอมที่เล็กกว่าของตัวแรก (ซึ่งขัดแย้งกับแนวโน้มตามคาบที่สังเกตได้เก็บถาวรเมื่อ 2018-10-11 ที่Wayback Machine ) ที่ 159 pm ^{[ 29 ]} ( ค่าเชิงประจักษ์ ) ซึ่งแตกต่างจาก 155 pm ของตัวหลัง^{[ 30 ] [ 31 ]} ซึ่งส่งผลให้พลังงานไอออนไนเซชันเพิ่ม ขึ้น18 kJ/mol ⁻¹
  • พลังงานไอออนไนเซชันของ ไทเทเนียมมีค่าน้อยกว่าของทั้งแฮฟเนียมและเซอร์โคเนียม พลังงานไอออนไนเซชันของแฮฟเนียมมีค่าใกล้เคียงกับของเซอร์โคเนียมเนื่องจากการหดตัวของแลนทานัม อย่างไรก็ตาม ยังไม่ชัดเจนว่าเหตุใดพลังงานไอออนไนเซชันของเซอร์โคเนียมจึงสูงกว่าธาตุก่อนหน้า เราไม่สามารถอธิบายได้ด้วยรัศมีอะตอม เนื่องจากรัศมีอะตอมของเซอร์โคเนียมและแฮฟเนียมสูงกว่า 15 pm ^{[ 32 ]}เรายังไม่สามารถอ้างถึง พลังงานไอออนไนเซชัน แบบควบแน่นได้ เนื่องจากมีค่าใกล้เคียงกัน ([Ar] 3d ² 4s ²สำหรับไทเทเนียม ในขณะที่ [Kr] 4d ² 5s ²สำหรับเซอร์โคเนียม) นอกจากนี้ ยังไม่มีออร์บิทัลที่บรรจุครึ่งหนึ่งหรือบรรจุเต็มที่ที่เราสามารถนำมาเปรียบเทียบได้ ดังนั้น เราจึงสามารถอ้างถึงการจัดเรียงอิเล็กตรอนแบบเต็มของเซอร์โคเนียมได้เท่านั้น^{ซึ่งก็คือ 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d¹⁰ 4s² 4p⁶ 4d²} 5s² ^{[ 33} ] การมีซับ^เลเวล3d - ^block แบบ^เต็มนั้น^{เทียบเท่ากับ}ประสิทธิภาพ^{การ กำบังที่สูงกว่าเมื่อเทียบ กับ}ธาตุ 4d-block (ซึ่งมีอิเล็กตรอนเพียงสอง^{ตัว) [ a ]}
• กลุ่มที่ 5: คล้ายกับกลุ่มที่ 4 ไนโอเบียมและแทนทาลัมมีความคล้ายคลึงกันเนื่องจากการจัดเรียงอิเล็กตรอนและการหดตัวของแลนทานัมที่ส่งผลต่อธาตุหลัง^{[ 34 ]}ดังนั้น การเพิ่มขึ้นอย่างมีนัยสำคัญของ IE เมื่อเทียบกับธาตุแรกในกลุ่มอย่างวาเนเดียมสามารถอธิบายได้เนื่องจากอิเล็กตรอน d-block เต็ม นอกเหนือจากการจัดเรียงอิเล็กตรอน อีกแนวคิดที่น่าสนใจคือวงโคจร 5s ที่บรรจุครึ่งหนึ่งของไนโอเบียม เนื่องจากแรงผลักและพลังงานแลกเปลี่ยน (กล่าวอีกนัยหนึ่งคือ"ต้นทุน"ของการวางอิเล็กตรอนในระดับพลังงานต่ำเพื่อเติมเต็มให้สมบูรณ์แทนที่จะวางอิเล็กตรอนในระดับพลังงานสูง) เอาชนะช่องว่างพลังงานระหว่างอิเล็กตรอน s- และ d- (หรือ f) block ทำให้ EC ไม่เป็นไปตามกฎของ Madelung
• กลุ่มที่ 6: เช่นเดียวกับกลุ่มที่ 4 และ 5 ก่อนหน้า กลุ่มที่ 6 ก็มีค่าสูงเช่นกันเมื่อเคลื่อนลงมา ทังสเตนมี ความคล้ายคลึงกับ โมลิบเดนัมอีกครั้งเนื่องจากการจัดเรียงอิเล็กตรอน^{[ 35 ]}ในทำนองเดียวกัน มันยังเกิดจากวงโคจร 3d ที่เต็มในการจัดเรียงอิเล็กตรอน อีกเหตุผลหนึ่งคือวงโคจร 4d ที่บรรจุครึ่งหนึ่งของโมลิบเดนัมเนื่องจากพลังงานคู่ของอิเล็กตรอนละเมิดหลักการเอาฟ์เบา
• ธาตุในหมู่ 7-12 คาบที่ 6 ( รีเนียมออสเมียมอิริเดียมแพลทินัมทองคำและปรอท ) : ธาตุเหล่านี้ทั้งหมดมีพลังงานไอออนไนเซ ชัน สูงมากเมื่อเทียบกับธาตุที่อยู่ก่อนหน้าในหมู่เดียวกัน สาเหตุหลักมาจากอิทธิพลของการหดตัว ของแลนทานัมที่มีต่อธาตุหลังแลนทานัม รวมถึงความเสถียรเชิงสัมพัทธภาพของวงโคจร 6s ด้วย
• กลุ่มที่ 13:
  • ค่า IE ของแกลเลียมสูงกว่าของอะลูมิเนียม ซึ่งเป็นผลมาจากวงโคจร d รวมถึงการหดตัวของสแกนไดด์ที่ให้การป้องกันที่อ่อนแอ ส่งผลให้ประจุไฟฟ้าของนิวเคลียสมีค่าสูงขึ้น
  • IE ของแทลเลียม เนื่องจากการกำบังอิเล็กตรอน 4f ที่ไม่ดี^{[ 5 ]}นอกเหนือจากการหดตัวของแลนทานัม ทำให้ IE ของมันเพิ่มขึ้นเมื่อเทียบกับอินเดียมซึ่ง เป็นสารตั้งต้น
• หมู่ 14: พลังงานไอออนไนเซชันที่สูงผิดปกติของตะกั่ว ( ₈₂พลังงานไอออนไนเซชันของตะกั่ว (Pb : 7.42 eV) คล้ายกับของธาตุแทลเลียมในหมู่ 13 ซึ่งเป็นผลมาจากซับเชลล์ 5d และ 4f ที่เต็ม การหดตัวของแลนทานัมและการกำบังนิวเคลียสที่ไม่มีประสิทธิภาพโดยอิเล็กตรอน 4f ส่งผลให้พลังงานไอออนไนเซชันของตะกั่วสูงกว่าดีบุก เล็กน้อย ₅₀Sn : 7.34 eV) ^{[ 36 ] [ 5 ]}

พลังงานไอออนไนเซชันของอะตอมไฮโดรเจน ( ) สามารถ${\displaystyle Z=1}$ประเมินได้ใน แบบจำลอง ของโบร์^{[ 37 ]}ซึ่งทำนายว่าระดับพลังงานอะตอมมีพลังงาน ${\displaystyle n}$

${\displaystyle E=-{\frac {1}{n^{2}}}{\frac {Z^{2}e^{2}}{2a_{0}}}=-{\frac {Z^{2}R_{\text{H}}}{n^{2}}}=-{\frac {Z^{2}\times \mathrm {13.6\ eV} }{n^{2}}}}$

⁠ ⁠${\displaystyle R_{\text{H}}}$คือค่าคงที่ริดเบิร์กสำหรับอะตอมไฮโดรเจน สำหรับไฮโดรเจนในสถานะพื้นฐานพลังงานของอะตอมก่อนการแตกตัวเป็นไอออนจึงเป็นเพียง⁠ ⁠ . ${\displaystyle Z=1}$${\displaystyle n=1}$${\displaystyle E=\mathrm {-13.6\ eV} }$

หลังจากเกิดการแตกตัวเป็นไอออน พลังงานจะเป็นศูนย์สำหรับอิเล็กตรอนที่อยู่นิ่งซึ่งอยู่ห่างจากโปรตอนอย่างไม่มีที่สิ้นสุด ดังนั้นพลังงานการแตกตัวเป็นไอออนจึง เท่ากับ ⁠ ⁠${\displaystyle I=E(\mathrm {H} ^{+})-E(\mathrm {H} )=\mathrm {+13.6\ eV} }$ซึ่งสอดคล้องกับค่าที่ได้จากการทดลองสำหรับอะตอมไฮโดรเจน

ตามทฤษฎีกลศาสตร์ควอนตัม ที่สมบูรณ์ยิ่งขึ้น ตำแหน่งของอิเล็กตรอนจะอธิบายได้ดีที่สุดว่าเป็นความน่าจะเป็นของการกระจายตัวภายในกลุ่มอิเล็กตรอนกล่าวคือวงโคจรอะตอม^{[ 38 ] [ 39 ]}พลังงานสามารถคำนวณได้โดยการอินทิเกรตเหนือกลุ่มนี้ การแสดงทางคณิตศาสตร์พื้นฐานของกลุ่มนี้คือฟังก์ชันคลื่นซึ่งสร้างขึ้นจากดีเทอร์มิแนนต์ของสเลเตอร์ที่ประกอบด้วยวงโคจรสปินโมเลกุล^{[ 40 ]}สิ่งเหล่านี้มีความสัมพันธ์กันโดยหลักการกีดกันของเปาลีกับผลคูณแบบแอนติสมมาตรของวงโคจรอะตอมหรือ โมเลกุล

การคำนวณพลังงานไอออนไนเซชันมีสองวิธีหลัก โดยทั่วไป การคำนวณพลังงานไอออนไนเซชันลำดับ ที่ N จำเป็นต้องคำนวณพลังงานของระบบ อิเล็กตรอนการคำนวณพลังงานเหล่านี้อย่างแม่นยำเป็นไปไม่ได้ ยกเว้นระบบที่ง่ายที่สุด (เช่น ไฮโดรเจนและ ธาตุ คล้ายไฮโดรเจน ) เนื่องจากความยากลำบากในการรวมเทอมความสัมพันธ์ของอิเล็กตรอน^{[ 41 ]}ดังนั้น จึงมักใช้วิธีการประมาณค่า โดยวิธีการต่างๆ มีความซับซ้อน (เวลาในการคำนวณ) และความแม่นยำที่แตกต่างกันเมื่อเทียบกับข้อมูลเชิงประจักษ์ ปัญหานี้ได้รับการศึกษาอย่างดีและทำกันเป็นประจำในเคมีเชิงคำนวณ วิธีที่สองในการคำนวณพลังงานไอออนไนเซชันส่วนใหญ่ใช้ในระดับการประมาณค่าต่ำสุด โดยพลังงานไอออนไนเซชันได้มาจากทฤษฎีบทของ Koopmansซึ่งเกี่ยวข้องกับออร์บิทัลโมเลกุลที่มีอิเล็กตรอนอยู่สูงสุดหรือ " HOMO " และออร์บิทัลโมเลกุลที่ไม่มีอิเล็กตรอนอยู่ต่ำสุดหรือ " LUMO " และระบุว่าพลังงานไอออนไนเซชันของอะตอมหรือโมเลกุลเท่ากับค่าลบของพลังงานของออร์บิทัลที่อิเล็กตรอนถูกขับออกมา^{[ 42 ]}ซึ่งหมายความว่าพลังงานไอออนไนเซชันเท่ากับค่าลบของพลังงาน HOMO ซึ่งในสมการอย่างเป็นทางการสามารถเขียนได้ดังนี้: ^{[ 43 ]}${\displaystyle Z-N+1}$${\displaystyle ZN}$

${\displaystyle I_{i}=-E_{i}}$

การแตกตัวเป็นไอออนของโมเลกุลมักนำไปสู่การเปลี่ยนแปลงในรูปทรงเรขาคณิตของโมเลกุลและมีการกำหนดพลังงานการแตกตัวเป็นไอออนสองประเภท (แรก) คือแบบอะเดียแบติกและแบบแนวตั้ง^{[ 44 ]}

พลังงาน ไอออนไนเซชันแบบอะเดีย แบติกของโมเลกุล คือ ปริมาณพลังงาน ขั้นต่ำที่จำเป็นในการดึงอิเล็กตรอนออกจากโมเลกุลที่เป็นกลาง กล่าวคือ ผลต่างระหว่างพลังงานของสถานะพื้นฐานของการสั่น ของโมเลกุลที่เป็นกลาง (ระดับ v" = 0) และพลังงานของไอออนบวก (v' = 0) รูปทรงสมดุลเฉพาะของแต่ละชนิดไม่มีผลต่อค่านี้

เนื่องจากการเปลี่ยนแปลงที่อาจเกิดขึ้นในรูปทรงเรขาคณิตของโมเลกุลอันเป็นผลมาจากการแตกตัวเป็นไอออน อาจมีการเปลี่ยนสถานะเพิ่มเติมระหว่างสถานะพื้นฐานของการสั่นของโมเลกุลที่เป็นกลางและสถานะกระตุ้นของ การสั่น ของไอออนบวก กล่าวอีกนัยหนึ่ง การแตกตัวเป็นไอออน นั้นมาพร้อมกับ การกระตุ้นการสั่นความเข้มของการเปลี่ยนสถานะดังกล่าวอธิบายได้ด้วยหลักการของ Franck–Condonซึ่งทำนายว่าการเปลี่ยนสถานะที่มีโอกาสเกิดขึ้นมากที่สุดและมีความเข้มมากที่สุดนั้นสอดคล้องกับสถานะกระตุ้นการสั่นของไอออนบวกที่มีรูปทรงเรขาคณิตเหมือนกับโมเลกุลที่เป็นกลาง การเปลี่ยนสถานะนี้เรียกว่าพลังงานการแตกตัวเป็นไอออนแบบ "แนวตั้ง" เนื่องจากแสดงด้วยเส้นแนวตั้งอย่างสมบูรณ์บนแผนภาพพลังงานศักย์ (ดูรูป)

สำหรับโมเลกุลไดอะตอมิก รูปทรงเรขาคณิตถูกกำหนดโดยความยาวของพันธะ เดี่ยว การกำจัดอิเล็กตรอนออกจากออร์บิทัลโมเลกุลที่ สร้างพันธะ จะทำให้พันธะอ่อนลงและเพิ่มความยาวของพันธะ ในรูปที่ 1 เส้นโค้งพลังงานศักย์ ด้านล่าง แสดงถึงโมเลกุลที่เป็นกลาง และพื้นผิวด้านบนแสดงถึงไอออนบวก เส้นโค้งทั้งสองแสดงพลังงานศักย์เป็นฟังก์ชันของความยาวพันธะ เส้นแนวนอนสอดคล้องกับระดับการสั่นสะเทือนพร้อมฟังก์ชันคลื่นการสั่นสะเทือน ที่เกี่ยวข้อง เนื่องจากไอออนมีพันธะที่อ่อนกว่า จึงมีความยาวพันธะมากกว่า ผลกระทบนี้แสดงโดยการเลื่อนจุดต่ำสุดของเส้นโค้งพลังงานศักย์ไปทางขวาของโมเลกุลที่เป็นกลาง การแตกตัวเป็นไอออนแบบอะเดียแบติกคือการเปลี่ยนผ่านในแนวทแยงไปยังสถานะพื้นฐานของการสั่นสะเทือนของไอออน การแตกตัวเป็นไอออนในแนวตั้งอาจเกี่ยวข้องกับการกระตุ้นการสั่นสะเทือนของสถานะไอออนิก ดังนั้นจึงต้องใช้พลังงานมากกว่า

ในหลายกรณี พลังงานไอออนไนเซชันแบบอะเดียแบติกมักเป็นปริมาณทางฟิสิกส์ที่น่าสนใจกว่า เนื่องจากมันอธิบายถึงความแตกต่างของพลังงานระหว่างพื้นผิวพลังงานศักย์ทั้งสอง อย่างไรก็ตาม ด้วยข้อจำกัดทางด้านการทดลอง พลังงานไอออนไนเซชันแบบอะเดียแบติกจึงมักหาได้ยาก ในขณะที่พลังงานการแยกตัวในแนวดิ่งนั้นสามารถระบุและวัดได้ง่ายกว่า

แม้ว่าคำว่าพลังงานไอออนไนเซชันส่วนใหญ่จะใช้กับอะตอม ไอออนบวก หรือโมเลกุลในสถานะแก๊ส แต่ก็มีปริมาณที่คล้ายคลึงกันอีกหลายอย่างที่ใช้พิจารณาปริมาณพลังงานที่จำเป็นในการดึงอิเล็กตรอนออกจากระบบทางกายภาพอื่นๆ

พลังงานยึดเหนี่ยวอิเล็กตรอนเป็นคำทั่วไปสำหรับพลังงานขั้นต่ำที่จำเป็นในการนำอิเล็กตรอนออกจากเปลือกอิเล็กตรอนเฉพาะสำหรับอะตอมหรือไอออน เนื่องจากอิเล็กตรอนที่มีประจุลบเหล่านี้ถูกยึดไว้ด้วยแรงดึงไฟฟ้าสถิตของนิวเคลียสที่มีประจุบวก^{[ 45 ]}ตัวอย่างเช่น พลังงานยึดเหนี่ยวอิเล็กตรอนสำหรับการนำอิเล็กตรอน 3p _3/2 ออก จากไอออนคลอไรด์คือปริมาณพลังงานขั้นต่ำที่จำเป็นในการนำอิเล็กตรอนออกจากอะตอมคลอรีนเมื่อมีประจุ −1 ในตัวอย่างนี้ พลังงานยึดเหนี่ยวอิเล็กตรอนมีขนาดเท่ากับความสัมพันธ์ของอิเล็กตรอนสำหรับอะตอมคลอรีนที่เป็นกลาง ในอีกตัวอย่างหนึ่ง พลังงานยึดเหนี่ยวอิเล็กตรอนหมายถึงปริมาณพลังงานขั้นต่ำที่จำเป็นในการนำอิเล็กตรอนออกจากไดคาร์บอกซิเลตไดแอนไอออน⁻ O ₂ C(CH ₂ ) ₈ CO⁻ ₂.

กราฟทางด้านขวามือแสดงพลังงานยึดเหนี่ยวของอิเล็กตรอนในวงโคจรต่างๆ ของอะตอมที่เป็นกลาง พลังงานไอออนไนเซชันคือพลังงานยึดเหนี่ยวต่ำสุดสำหรับอะตอมนั้นๆ (แม้ว่าจะไม่ได้แสดงไว้ในกราฟทั้งหมดก็ตาม)

ฟังก์ชันงานคือปริมาณพลังงานขั้นต่ำที่จำเป็นในการขจัดอิเล็กตรอนออกจากพื้นผิวของแข็ง โดยที่ฟังก์ชันงานWสำหรับพื้นผิวที่กำหนดจะถูกกำหนดโดยความแตกต่าง^{[ 46 ]}

${\displaystyle W=-e\phi -E_{\rm {F}},}$

โดยที่−eคือประจุของอิเล็กตรอน ϕ คือศักย์ไฟฟ้าสถิตในสุญญากาศใกล้พื้นผิว และE Fคือระดับเฟอร์มิ ( ศักย์ทางเคมีไฟฟ้าของ อิเล็กตรอน ₎ภายในวัสดุ

• สมการริดเบิร์ก (Rydberg equation ) คือการคำนวณที่สามารถกำหนดพลังงานไอออนไนเซชันของไฮโดรเจนและธาตุที่คล้ายไฮโดรเจน ได้ รายละเอียดเพิ่มเติมสามารถดูได้จาก เว็บไซต์ นี้
• สัมพัทธ์ของอิเล็กตรอนเป็นแนวคิดที่เกี่ยวข้องอย่างใกล้ชิดซึ่งอธิบายถึงพลังงานที่ปล่อยออกมาเมื่อเพิ่มอิเล็กตรอนเข้าไปในอะตอมหรือโมเลกุลที่เป็นกลาง
• พลังงานแลตติสคือ การวัดพลังงานที่ปลดปล่อยออกมาเมื่อไอออนรวมตัวกันเพื่อสร้างสารประกอบ
• ค่าอิเล็กโทรเนกาติวิตีเป็นตัวเลขที่มีลักษณะคล้ายคลึงกับพลังงานไอออนไนเซชัน
• ทฤษฎีบทของคูปมันส์เกี่ยวกับพลังงานไอออนไนเซชันที่ทำนายได้ในทฤษฎีฮาร์ทรี-ฟ็อค
• ไดทังสเตนเตตระ(เอชพีพี)มีพลังงานไอออนไนเซชันต่ำที่สุดเท่าที่เคยบันทึกไว้สำหรับสารประกอบเคมี ที่มีเสถียรภาพ
• พลังงานการสลายพันธะคือ การวัดความแข็งแรงของพันธะเคมี โดยคำนวณจากการสลายพันธะด้วยกระบวนการโฮโมไลซิส ทำให้เกิดชิ้นส่วนอนุมูลอิสระสองชิ้น คือ A และ B จากนั้นจึงประเมินการเปลี่ยนแปลงของเอนทาลปี
• พลังงานพันธะคือค่าเฉลี่ยของความแข็งแรงของพันธะเคมี ซึ่งคำนวณจากปริมาณความร้อนที่จำเป็นในการทำลายพันธะเคมีทั้งหมดให้กลายเป็นอะตอมแต่ละตัว

• เลวีน, ไอรา เอ็น. (1991). เคมีควอนตัม . เพรนติส ฮอลล์. ISBN 978-0-205-12770-2.