Ionisierungsenergie ist die Energie, die man aufwenden muss, um ein Elektron aus der Schale eines Elements zu entfernen. Die Energie mit der man das Elektron aus der Schale entfernt kann dabei entweder Licht, Wärme oder chemische Energie sein. Hier in Abb. 1 ist die Ionisierungsreaktion am Beispiel von Wasserstoff dargestellt.

Abb. 1: Ionisierungsreaktion am Beispiel von Wasserstoff

Inhalt

Die Ionisierungsenergie hängt von zwei Einflussgrößen ab (die selben wie bei der Elektronegativität):

  1. Der Anzahl an positiver Ladung (Anzahl Protonen im Kern = Ordnungszahl)
  2. Der Abstand der Elektronen zum Kern (auf welcher Schale sich das Elektron befindet)
Einfluss der Protonen- und Schalenanzahl auf die Ionisierungsenergie

Abb. 2: Einflussgrößen auf die Ionisierungsenergie und ihr Wirkungsrichtung

Abb. 2 zeigt so wohl die Einflussgröße als auch ihre Wirkungsweise auf die Ionisierungsenergie.

Generelle Regel:

Mit zunehmender positiver Ladung, nimmt die Ionisierungsenergie zu (siehe auch Ionisierungsenergie innerhalb einer Periode – Abb. 3) und mit zunehmendem Abstand vom Kern nimmt die Ionisierungsenergie ab (siehe Ionisierungsenergie zwischen den Perioden – Abb. 3)

Darstellung der Ionisierungsenergie der Elemente des Periodensystem

Abb. 3: Ionisierungsenergie der 1. Ionisierung der Elemente getrennt nach Perioden; Elemente, die von der generellen Regel abweichen sind für die 2. und 3. Periode angegeben (Bor – B, Sauerstoff – O, Aluminium – Al und Schwefel – S)

Wenn man hier aber genau hin schaut, so stellen die Perioden keine geraden Linien dar, die von links unten nach rechts oben verläuft, ab und zu gibt es Abweichungen von diesem Verlauf. Ich habe die Elemente für die 2. Und 3. Periode, die nicht der generellen Regel folgen in Abb. 3 kenntlich gemacht. Es sind Bor (B), Sauerstoff (O), Aluminium (Al) und Schwefel (S).

 

Erklärung der Abweichung von der generellen Regel:

Um diese Abweichung zu verstehen muss man die Elektronenkonfiguration der Elemente kennen und leider die Orbitaltheorie bemühen. Wem Orbitale gar nichts sagen, der sollte sich vielleicht die Videos Einführung in die Orbitalmodel 1, 2 & 3 ansehen. Da erkläre ich was eine Orbital ist und auch die Schreibweise, die ich jetzt gleich für meine Erklärung verwenden werde.

Die Elektronenkonfiguration besagt einfach, wie viele Elektronen sich in welchem Orbital befinden (wem das nix sagt der folgt dem Link zu Elektronenkonfiguration).

Nur so viel, dass ihr auch so meiner Erklärung halbwegs folgen könnt:

Die Orbitaltheorie ist eine Erweiterung des Schalenmodels, hier spalten sich die Schalen weiter auf in Orbitale. Orbitale sind also die eigentlichen Aufenthaltsräume der Elektronen.

Die Boxen sind Orbitale. Die Anzahl der Kästchen pro Box gibt an um welchen Orbitaltyp es sich handelt (s-Orbitale haben ein Kästchen, p-Orbitale haben 3). Jedes Kästchen kann maximal zwei Elektronen aufnehmen (jeder „halbe“ Pfeil entspricht einem Elektron). Wenn ich eine bestimmte Konstellation von Kästchen und Pfeilen aufschreibe, so nennt man dass die Elektronenkonfiguration. Bei der Ionisierung wird einfach ein Pfeile aus der Elektronenkonfiguration weg genommen, wie vorher Elektronen (Bsp. s. Abb. 5).

Alle im Bilde? Nun zur Erklärung der Abweichung:

Orbitale werden nach der Hundschen-Regel befüllt (s. Video „Einführung ins Orbitalmodel 3“) die besagt, es werden die Kästchens eines Orbitals erst mit einem Elektron befüllt, bis alle Kästchen ein Elektron haben, bevor Kästchen mit zwei Elektronen besetzt werden.

Energetisch günstige Besetzungszustände der Orbitale (leer, halbvoll & voll)

Abb. 4: Darstellung energetisch günstiger Elektronenkonfigurationen der s- und p-Orbitale

Die Zustände, zum Anfang des Befüllens, wenn das Orbital leer ist, in der Mitte, wenn das Orbital halb voll ist und am Ende wenn das Orbital ganz voll ist sind für das Atom energetisch günstige Zustände (für die Darstellung s. Abb. 4). Dass bedeutet, es kostet mehr Energie (Ionisierungsenergie) Elektronen aus Orbitalen zu lösen, die sich in diesen Zuständen befinden als aus Orbitalen die nicht in einem energetisch günstigen Zustand sind.

Jetzt ionisieren wir ja keine Orbitale, sondern Atome oder Elemente, daher spricht man von energetisch günstigen Elektronenkonfigurationen, die aus leeren (nicht existierenden), halb vollen und vollen Orbitalen bestehen.

Wenn ich ein Element mit einer energetisch günstigen Elektronenkonfiguration habe, das ich durch das Wegnehmen eines Elektrons dazu zwinge eine energetisch ungünstigen Zustand anzunehmen, dann muss ich noch mehr Energie rein stecken, Energie die der Energiedifferenz der beiden Zuständen entspricht. In der Ionisierungsenergie steckt quasi zum einen die Energie für das heraus lösen des Elektrons und zum anderen die Energiedifferenz zwischen dem energetisch günstigen und dem ungünstigen Zustand (s. Abb. 5 – Bsp. Beryllium (Be) und Sickstoff (N)). Wenn aber durch die Ionisierung ein Atom von einer energetisch ungünstigen Elektronenkonfiguration zu einer günstigen wechselt, dann wird Energie frei, die von der Ionisierungsenergie abgezogen wird, die spare ich quasi und daher ist die Ionisierungsenergie hier niedriger (s. Abb. 5 – Bsp. Bor (B) und Sauerstoff (O)).

 

Erläuterung der Abweichung von der generellen Regel bei der Ionisierungsenergie am Beispiel von Be zu B und N zu O

Abb. 5: Darstellung der Elektronenkonfiguration der 2. Schale für Beryllium (Be), Bor (B), Stickstoff (N) und Sauerstoff (O) vor und nach der Ionisierung. Ob wohl die Anzahl der Protonen von Be zu B zunimmt und von N zu O zunimmt, ist die Ionisierungsenergie jeweils niedriger (Abweichung von der generellen Regel)

 

Ionisierungsenergien von Ionisierungen höherer Ordnung (n>1):

Bisher habe ich nur von der 1. Ionisierung gesprochen, über die Energie die man aufwenden muss, um das erste Valenzelektron aus dem Atom herauszulösen. Jetzt ist es aber möglich sämtliche Elektronen die ein Atom besitzt zu entfernen. Das wird dann entsprechen die 2., 3., 4. usw. Ionisierung genannt. Die folgen dann der Formel:

  1. Ionisierung: X → X+ + e
  2. Ionisierung: X+ → X2+ + e
  3. Ionisierung: X2+ → X3+ + e
  4. ….

Mit jedem entfernten Elektron nimmt die überschüssige positive Ladung zu und damit auch die notwendig Ionisierungsenergie.

Die Edelgaskonfiguration ist ein besonders günstiger Zustand für die Atome. Eine Ionisierung aus diesem Zustand kostet besonders viel Energie und resultier in einem sprunghaften anstieg der Ionisierungsenergie.

 

Liste der Ionisierungsenergie der Elemente bis zur 7. Ionisierung

 

Video:

Wer es lieber in einem Video erklärt bekommt, hier ist es.

 

Wikipedia – Ionisierungsenergie – deen

Wikipedia – Liste der Ionisierungsenergien >7.Ionisierung – kJ·mol-1kJ·mol-1 & eV – beides Englisch

Startseite Foren Grundlagen der Chemie 8: Ionisierungsenergie

Dieses Thema enthält 1 Antwort und 1 Teilnehmer. Es wurde zuletzt aktualisiert von nasoboem nasoboem vor 3 Jahre, 5 Monate.

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