Ionisierungsenergie und Elektronenaffinität
Ionisierungsenergie und Elektronenaffinität beschreiben, wie viel Energie die Abgabe oder Aufnahme eines Elektrons kostet oder liefert, und folgen klaren Trends im Periodensystem.
Das Wichtigste in Kürze
- Die 1. Ionisierungsenergie ist die Energie zur vollständigen Ablösung des am schwächsten gebundenen Elektrons aus einem gasförmigen Atom, angegeben in eV/Atom oder kJ/mol.
- Die 1. IE steigt in der Periode im Trend zum Edelgas an und fällt in der Gruppe nach unten, etwa Li > Na > K > Rb > Cs; Helium hat den höchsten Wert.
- Neon hat eine höhere IE als Lithium, weil seine Außenelektronen eine stärkere Kernanziehung bei kleinerem Abstand spüren.
- Die 2. IE ist stets größer als die 1.; ein großer Sprung zeigt, dass die Edelgaskonfiguration angegriffen wird, daher ist \(I_2\) von Na viel höher als von Mg.
- Die Elektronenaffinität ist die Energie bei Aufnahme eines Elektrons durch ein neutrales Atom; ihr Betrag steigt in der Periode, mit Ausnahmen bei Be und N.
- Alkali- und Erdalkalimetalle bilden wegen geringer IE Kationen, Chalkogene und Halogene wegen großer EA Anionen.
Worum es geht
Ob ein Element leicht Kationen oder Anionen bildet, hängt davon ab, wie fest seine Atome Elektronen halten. Zwei Energiegrößen messen das: die Ionisierungsenergie für die Abgabe und die Elektronenaffinität für die Aufnahme eines Elektrons. Mit ihnen begründest du, warum Natrium in Arzneisalzen als \(\ce{Na+}\) und Chlor als \(\ce{Cl-}\) vorliegt.
Ionisierungsenergie
Ein Elektron wird vom positiv geladenen Kern angezogen. Wer es entfernen will, muss Arbeit gegen diese Anziehung leisten. Diese Energie heißt Ionisierungsenergie (IE). Sie ist immer positiv, denn Ionisierung kostet stets Energie.
Die 1. Ionisierungsenergie ist die Energie, die nötig ist, um das am schwächsten gebundene Elektron vollständig aus einem gasförmigen Atom abzulösen. Allgemein ist Ionisierungsenergie die Energie zur Abspaltung eines Elektrons von einem Atom oder Ion.
Der Gaszustand sorgt dafür, dass ein isoliertes Atom betrachtet wird. Nachbarn im Kristall oder Lösungsmittel würden den Wert sonst verfälschen. „Vollständig“ heißt: Das Elektron wird ganz entfernt und nicht nur angeregt. Für Natrium lautet der Vorgang:
\[\ce{Na(g) -> Na+(g) + e-}\qquad \Delta H = +496\ \mathrm{kJ/mol}\]
Die Größe gilt für jedes Element, nicht nur für die Atome der 1. Periode. Wasserstoff braucht 1312 kJ/mol, Cäsium nur 376 kJ/mol. Im Examen wird die Definition gerne gefragt. Entscheidend sind die Stichworte gasförmig und am schwächsten gebunden.
Einheiten
Man gibt Ionisierungsenergien in eV/Atom oder in kJ/mol an. Zur Umrechnung multipliziert man mit Elementarladung und Avogadro-Konstante: 1 eV/Atom entspricht 96,49 kJ/mol. Magnesium hat eine 1. IE von 7,65 eV. Daraus folgt \(7{,}65 \cdot 96{,}49\ \mathrm{kJ/mol} \approx 738\ \mathrm{kJ/mol}\).
Die Elektronenaffinität ist eine eigene Größe. Sie beschreibt die Aufnahme eines Elektrons, nicht dessen Abgabe. Sie ist deshalb weder ein anderer Name für die Ionisierungsenergie noch ihr Kehrwert (siehe Abschnitt Elektronenaffinität).
Trends der Ionisierungsenergie
Wie fest ein Außenelektron sitzt, hängt von zwei Dingen ab: der wirksamen Kernladung und dem Abstand zum Kern. Beides kennst du aus den Atom- und Ionenradien. Die Ionisierungsenergie verhält sich gegenläufig zum Atomradius.
Gang in der Periode
Von links nach rechts kommt pro Element ein Proton hinzu. Die neuen Elektronen landen in derselben Schale und schirmen sich gegenseitig kaum ab. Die Kernanziehung steigt, der Radius schrumpft, die IE nimmt zu. Das Edelgas hat in jeder Periode den höchsten Wert, das Alkalimetall den niedrigsten.
Neon (2081 kJ/mol) und Lithium (520 kJ/mol) zeigen das deutlich. Beim Neon ziehen zehn Protonen die 2p-Elektronen auf kurzem Abstand an. Das 2s-Elektron des Lithiums sitzt dagegen weit außen, abgeschirmt vom \(1s^2\)-Kern. Es spürt effektiv nur etwa eine Ladung. Die elektrostatische Anziehung ist beim Neon also viel größer.
Gang in der Gruppe
Von oben nach unten kommt jeweils eine neue Schale hinzu. Das Außenelektron ist weiter vom Kern entfernt und durch mehr innere Elektronen abgeschirmt. Die IE sinkt deshalb: Li (520) > Na (496) > K (419) > Rb (403) > Cs (376 kJ/mol).
Die Abbildung zeigt das typische Sägezahnmuster: Maxima bei den Edelgasen, steiler Absturz beim folgenden Alkalimetall.
Der Anstieg in der Periode gilt nur im Trend. Bor liegt unter Beryllium, weil sein Elektron im energiereicheren 2p-Orbital sitzt. Sauerstoff liegt unter Stickstoff, weil sein viertes p-Elektron gepaart ist und abgestoßen wird. Dieselben Knicke wiederholen sich bei Mg/Al und P/S.
| Vergleich | Werte in kJ/mol | Grund |
|---|---|---|
| H < He | 1312 < 2372 | doppelte Kernladung, gleiche Schale |
| Na < Mg < P < Ar | 496 < 738 < 1012 < 1521 | Gang in der 3. Periode |
| Na < Cl | 496 < 1251 | Alkalimetall links, Halogen rechts |
| As < P < N | 947 < 1012 < 1402 | Gang in der 15. Gruppe |
| Se < O | 941 < 1314 | Gang in der 16. Gruppe |
| Kr < Ar < Ne < He | 1351 < 1521 < 2081 < 2372 | Gang bei den Edelgasen |
| Alkalimetalle < Cu, Ag, Au | K 419, Cu 745, Ag 731, Au 890 | d-Elektronen schirmen schlecht ab |
Die Münzmetalle besitzen wie die Alkalimetalle ein einzelnes s-Elektron. Ihre gefüllten d-Orbitale schirmen die Kernladung aber schlecht ab. Das s-Elektron wird deshalb stärker festgehalten.
Wird im Examen gerne gefragt, meist als Reihenfolge: In der Periode steigt die 1. IE zum Edelgas an, in der Gruppe fällt sie nach unten. Helium hat den höchsten Wert aller Elemente, die Knicke bei B und O ändern den Trend nicht.
Rechts oben ist ionisieren schwer, links unten leicht: Helium ist der Spitzenreiter, Cäsium das Schlusslicht.
Höhere Ionisierungsenergien
Ein Atom kann nacheinander mehrere Elektronen abgeben. Jedes hat seine eigene Ionisierungsenergie \(I_1\), \(I_2\), \(I_3\) … Die 2. Ionisierungsenergie ist stets größer als die 1. Das zweite Elektron verlässt ein Kation, die übrigen Elektronen spüren die volle Kernladung bei geringerer gegenseitiger Abstoßung.
Beim Lithium sind alle drei Werte verschieden: 520, 7298 und 11 815 kJ/mol. Die Werte steigen aber nicht in festen Schritten. Beim Kohlenstoff ist \(I_2\) mit 2353 kJ/mol etwa das 2,2-Fache von \(I_1\) (1086 kJ/mol), kein ganzzahliges Vielfaches.
Sprung bei Edelgaskonfiguration
Besonders teuer wird es, wenn ein Elektron aus einer inneren Schale kommt. Das ist der Fall, sobald die Edelgaskonfiguration angegriffen wird. Natrium erreicht nach der ersten Ionisierung die Neonkonfiguration. Sein \(I_2\) springt auf 4562 kJ/mol. Magnesium hat zwei Valenzelektronen. Sein \(I_2\) liegt mit 1451 kJ/mol deutlich unter dem des Natriums, erst \(I_3\) springt auf 7733 kJ/mol.
Dasselbe gilt eine Periode tiefer. Das \(I_2\) des Kaliums (3052 kJ/mol) ist wesentlich höher als das des Calciums (1145 kJ/mol). Aus der Lage des großen Sprungs kann man deshalb die Zahl der Valenzelektronen ablesen.
Elektronenaffinität
Die Elektronenaffinität (EA) ist der Energiebetrag, der frei wird oder aufgewendet werden muss, wenn ein neutrales Atom im Gaszustand ein Elektron aufnimmt. Für Chlor gilt:
\[\ce{Cl(g) + e- -> Cl-(g)}\qquad \Delta H = -349\ \mathrm{kJ/mol}\]
In der thermodynamischen Schreibweise trägt freigesetzte Energie ein negatives Vorzeichen. Halogene haben daher negative Werte. Edelgase haben positive Werte, denn bei ihnen muss man Energie aufwenden.
Manche Tabellen geben die freigesetzte Energie als positive Zahl an. Vergleiche Elektronenaffinitäten deshalb über den Betrag der freigesetzten Energie.
Periodischer Gang und Ausnahmen
Auch die EA ändert sich periodisch. Mit steigender Kernladung zieht das Atom ein zusätzliches Elektron stärker an. Der Betrag nimmt daher in der Periode von links nach rechts zu. Elemente rechts im Periodensystem setzen viel Energie frei. Lithium setzt nur 60 kJ/mol frei, Fluor 328 kJ/mol.
| Element | Valenzkonfiguration | EA in kJ/mol |
|---|---|---|
| Li | \(2s^1\) | −60 |
| Be | \(2s^2\) | > 0 |
| C | \(2s^2\,2p^2\) | −122 |
| N | \(2s^2\,2p^3\) | ≈ 0 |
| F | \(2s^2\,2p^5\) | −328 |
| Ne | \(2s^2\,2p^6\) | > 0 |
Zwei Ausnahmen durchbrechen den Anstieg. Von Li zu Be nimmt die EA ab. Beryllium hat eine gefüllte \(2s^2\)-Unterschale, das neue Elektron müsste ins energiereichere 2p-Orbital. Von C zu N nimmt sie ebenfalls ab. Stickstoff besitzt eine halbgefüllte \(\mathrm{p^3}\)-Schale, das neue Elektron müsste sich in ein besetztes Orbital zwängen. Beim Neon müsste es sogar eine neue Schale (3s) eröffnen.
Chlor setzt übrigens etwas mehr Energie frei als Fluor. Im sehr kleinen Fluoratom stoßen sich die Elektronen stärker ab.
Kationen- und Anionenbildung
Beide Größen zusammen erklären, welche Ionen Hauptgruppenelemente bilden. Die Elemente der 1. und 2. Hauptgruppe haben eine vergleichsweise geringe Ionisierungsenergie. Sie geben ihre ein oder zwei Valenzelektronen leicht ab und bilden Kationen wie \(\ce{Na+}\) oder \(\ce{Mg^2+}\). Danach liegt Edelgaskonfiguration vor, und der große Sprung der IE verhindert weitere Ionisierung.
Die Chalkogene und Halogene der 6. und 7. Hauptgruppe haben eine betragsmäßig große Elektronenaffinität. Sie nehmen Elektronen bereitwillig auf und bilden Anionen wie \(\ce{Cl-}\) oder \(\ce{O^2-}\). Ihre hohe Ionisierungsenergie macht die Kationenbildung dagegen ungünstig. Das zweite Elektron des \(\ce{O^2-}\) kostet im Gas zwar Energie, im Ionengitter wird es aber durch die Gitterenergie stabilisiert.
Die Neigung, Bindungselektronen anzuziehen, fasst die Elektronegativität zusammen. Sie folgt deshalb ähnlichen Trends.
Quiz
Aussage 1
Die 2. Ionisierungsenergie von Magnesium ist höher als die von Natrium.
Beim Natrium greift das zweite Elektron bereits die Neonkonfiguration an (4562 kJ/mol), beim Magnesium erst das dritte. Mg hat das niedrigere \(I_2\) (1451 kJ/mol).
Aussage 2
In der Reihe Kalium, Natrium, Lithium nimmt die 1. Ionisierungsenergie zu.
In der Gruppe fällt die IE von oben nach unten (Li 520, Na 496, K 419 kJ/mol), in umgekehrter Richtung steigt sie also.
Aussage 3
Neon hat eine höhere 1. Ionisierungsenergie als Lithium, weil sein Atomradius größer ist.
Neon ist kleiner als Lithium. Seine höhere IE beruht auf der stärkeren Kernanziehung der Außenelektronen.
Aussage 4
Die 1. Ionisierungsenergie ist auf ein isoliertes Atom im Gaszustand bezogen.
Die Definition verlangt ein gasförmiges Atom, damit keine Nachbarteilchen den Wert beeinflussen.
Aussage 5
Alkali- und Erdalkalimetalle bilden leicht Kationen, weil ihre Ionisierungsenergie vergleichsweise gering ist.
Die geringe IE erlaubt die leichte Abgabe der ein oder zwei Valenzelektronen, danach liegt Edelgaskonfiguration vor.
Aussage 6
Stickstoff setzt bei der Aufnahme eines Elektrons mehr Energie frei als Kohlenstoff.
Die EA nimmt von C zu N ab, weil das zusätzliche Elektron in die halbgefüllte \(\mathrm{p^3}\)-Schale eingepaart werden müsste.
Aussage 7
Die Elektronenaffinität eines Elements entspricht dem Kehrwert seiner 1. Ionisierungsenergie.
Beide sind verschiedene Größen: Die IE betrifft die Abgabe, die EA die Aufnahme eines Elektrons. Ein Kehrwertzusammenhang besteht nicht.
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