EL-MO Elemente und Moleküle, Schulbuch

KM-5: Modellbildung 23 23 Ionisierungsenergie – Elektronenaffinität – Elektronegativität 1.5 Veränderungen in der Elektronenhülle Zur Veränderung der Elektronenhülle kommt es, wenn verschiedene Atome in Wechselwirkung treten und eine chemische Bindung eingehen. Es wird immer der Zustand eines – den Bedingungen entsprechenden – Energieminimums angestrebt. Da die Edelgase als einzige unverbunden vorkommen, scheint der Elektronenzustand s 2 p 6 energetisch begünstigt zu sein. Ionisierungsenergie – „Entfernen“ eines Elektrons Als Ionisierungsenergie bezeichnet man jene Energie, die notwendig ist, um ein Elektron aus der Hülle eines neutralen Atoms – im Gaszustand – zu ent- fernen. Dabei entstehen positiv geladene Teilchen, die Ionen genannt werden. Die Energie, die notwendig ist, um das äußerste Elektron zu entfernen, nennt man 1. Ionisierungsenergie. Sie ist ein Merkmal dafür, wie fest verschiedene Atome ihre Valenz-Elektronen gebunden haben. Die 1. Ionisierungsenergie nimmt innerhalb einer Gruppe von oben nach unten ab (durch die größere Entfernung zum Kern kommt es zur Abschirmung der positiven Kernladung durch die negativ geladenen tiefer liegenden Sphären) und innerhalb einer Periode von links nach rechts zu (Zunahme der Kernla- dung bei gleich bleibender Hauptquantenzahl) (Abb. 23–1). Energiebeträge, die zur Entfernung weiterer Elektronen benötigt werden, nennt man entsprechend 2., 3. etc. Ionisierungsenergie. Für die Entfernung von Außenelektronen sind relativ geringe Energiebeträge notwendig. Bei der Entfernung von Elektronen aus tiefer liegenden Energie- niveaus steigt die Ionisierungsenergie sprunghaft an. Betrachtet man alle Io- nisierungsenergien eines Atoms, so erkennt man auch aus diesen Energiewer- ten den Energiestufenaufbau der Elektronenhülle (Abb. 23–2). Elektronenaffinität – „Hinzufügen“ eines Elektrons Als Elektronenaffinität bezeichnet man jene Energie, die abgegeben wird, wenn einem neutralen Atom ein Elektron hinzugefügt wird. Elektronenaffini- täten sind schwieriger zu messen als Ionisierungsenergien, daher kann man meist nur Näherungswerte angeben. Halogene besitzen hohe Elektronenaf- finitäten, weil die Elektronenaufnahme zur Ausbildung einer stabilen – der Elektronenanordnung benachbarter Edelgase entsprechenden – Sphäre führt. Sauerstoff und Schwefel besitzen nur mehr halb so große Elektronenaffinitä- ten wie die benachbarten Halogene, und die Elemente, die im PSE links davon stehen, weisen nochmals geringere Elektronenaffinitäten auf. Elektronegativität – „Anziehung“ von Elektronen Die Amerikaner Linus Pauling (1901–1994) und Robert Mulliken (1896–1986) ent- wickelten ein Konzept, das die Tendenz eines Atoms angibt, Elektronen an sich zu ziehen. Diese Größe nannten sie Elektronegativität ( EN ). Je höher die EN ei- nes Atoms ist, desto größer ist das Bestreben, Elektronen an sich zu ziehen. Die EN ist eine halbquantitative Größe, die aus Elektronenaffinität und Ionisierungs- energie berechnet bzw. durch Messung der Stärke verschiedener Bindungsty- pen bestimmt wird. Mit der Elektronegativität ordnet man Atomen eine Größe zu, die erst bei der Ausbildung einer chemischen Bindung zum Tragen kommt. Die Elektronegativität hängt eng mit der Stellung eines Atoms im PSE zusam- men. (Abb. 23–3). Atome der Nichtmetalle weisen demnach eine hohe, Atome der Metalle eine niedrige EN auf. Obwohl die EN-Werte fließend ineinander über- gehen, ist der Bruch bei Eigenschaften zwischen Metall-Atomen und Nichtme- tall-Atomen deutlich. Im PSE verläuft er durch die Achse B – Si – As – Te. Rechts oben im PSE stehen die Nichtmetall-Atome, links unten die Metall-Atome. Bei „Grenzelementen“ gibt es oft zwei Erscheinungsformen – eine metallische, die andere eher mit Nichtmetallcharakter. Die Edelgase sind Nichtmetalle. Man kann ihnen aber keine EN-Werte zuord- nen, weil sie keine Veränderung der Elektronenhülle anstreben. Abb. 023–1: 1. Ionisierungsenergien der ersten 16 Atome 0 5 10 15 20 25 Elektronenvolt (eV) H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca Abb. 023–4: Vergleich Metallatome – Nichtmetallatome METALLE NICHTMETALLE Ionisierungsenergie Elektronegativität Außenelektronen Sphären und/oder gering hoch viele viele wenige wenige gering hoch Abb. 023–3: Die Elektronegativitäten H Li Na Be B C N O F Cl I S Te Al Si Mg Rb Sr In Sn Sb Cs Ba 0 1 2 3 4 Elektronegativität 1. 2. 3. 4. 5. 6. Periode P K Br Se Ca Ga Ge As 1. 2. 3. 4. 5. 6. 7. 8. 9. 10. 11. 12. 13. 0 500 1000 1500 2000 2500 eV Ionisierungsenergie n = 1 n = 2 n = 3 Abb. 023–2: Ionisierungsenergien des Al Nur zu Prüfzwecken – Eigentum des Verlags öbv