EL-MO Elemente und Moleküle, Schulbuch

Salzbildung – energetisch KM-5: Modellbildung und Strukturen 51 51 Abb. 051–1: Die Gitterenthalpie Energieumsatz bei der Salzbildung Für die Bildung eines Ionengitters sind viele Teilschritte notwendig. Diese wer- den in der folgenden Abbildung schematisch wiedergegeben. Sublimations- energie 109 kJ/mol Bindungs- energie 121 kJ/0,5 mol Ionisierungs- energie Elektronen- affinität 365 kJ/mol 498 kJ/mol Gitter- energie 768 kJ/mol Na-Atom Cl 2 -Molekül Cl – -Ion Na + -Ion Cl-Atom Die Gitterenergie (= Gitterenthalpie ) ist → abhängig von der Größe der beteilig- ten Ionen Je größer die Ionen, desto kleiner ist die frei werdende Gitterenergie, da die Anziehungskräfte mit zunehmender Entfernung der positiven Kerne von der negativen Elektronenhülle des Bindungspartners abnehmen. Beispiele: Gitterenthalpie der Alkalifluoride bei 25 °C in kJ/mol Formel r (X + ) pm ∆H G kJ/mol LiF 74 1039 NaF 102 920 KF 138 816 RbF 149 780 CsF 170 749 → abhängig von der Ladung der beteilig- ten Ionen Je größer die Ladungen, desto größer sind die Anziehungskräfte und umso größer ist die Gitterenergie. Beispiele: molare Gitterenthalpie bei 25 °C in kJ pro mol (vergleichbaren Ionenradii bei den Ionen in den Beispielen.) Kationen Anionen ∆ H G kJ/mol Na + Cl – 780 Na + S 2– 2207 Mg 2+ Cl – 2502 Mg 2+ S 2– 3360 kJ/mol eV 1. 520,2 kJ/mol 5,391 2. 7298,1 kJ/mol 75,639 3. 11815,0 kJ/mol 122,454 Abb. 051–2: Die Ionisierungsenergien von Li Li + (g) + Cl (g) Li + (g) + 0,5 Cl 2 (g) Li (g) + 0,5 Cl 2 (g) Li (s) + 0,5 Cl 2 (g) Li + (g) + Cl – (g) LiCl (s) ∆ H 1 = +161 kJ/mol ∆ H 2 = +519 kJ/mol ∆ H 5 = ? kJ/mol ∆ H 3 = +121 kJ/mol ∆ H 4 = –364 kJ/mol ∆ H R = –409 kJ/mol Ausgangsstoffe Endstoff Gitterenergie PLUS Die Energiebilanz in Form von Reaktionsgleichungen Die Energiebeträge werden üblicherweise als ∆ H -Werte (H von „heat“) angege- ben. Wird Energie frei, ist der Wert vereinbarungsgemäß negativ, wird Energie benötigt ist er positiv. (1) Na(s) → Na(g) Sublimationsenergie … ∆ H 1 (2) Cl 2 (g) → 2 Cl(g) Bindungsenergie … ∆ H 2 (3) Na(g) → Na + (g) + 1 e – Ionisierungsenergie … ∆ H 3 (4) Cl(g) + 1 e – → Cl – (g) Elektronenaffinität … ∆ H 4 (5) Na + (g) + Cl – (g) → NaCl(s) Gitterenergie … ∆ H 5 Die Summe der Energiebeträge, gibt den Gesamtenergiebetrag ∆ H R an. Die Aus- bildung des Ionengitters liefert den größten Energiebetrag (Gitterenergie) und ist damit der Hauptgrund für die Ionenbindung. Die Gitterenergie steigt meist mit der Ladung der Ionen. Welche Ladung die Ionen besitzen, ist in vielen Fällen ein „Kompromiss“ zwi- schen der Ionisierungsenergie (je mehr Elektronen entfernt werden, desto mehr Energie ist dafür notwendig) und der Gitterenergie (je größer die Ladung, desto größer ist meist die Gitterenergie). Stabile Ionen entstehen daher oft durch Aus- bildung einer Edelgas-Elektronenkonfiguration. Das Schema rechts zeigt die Energieänderungen bei der Bildung von festem Lithiumchlorid aus Lithiummetall und Chlorgas mit den entsprechenden Zwischenschritten. (1) Berechne die Gitterenergie ∆ H 5 von LiCl anhand der im Sche- ma angegeben Werte. (2) Welche Faktoren beeinflussen den Wert der Gitterenergie? (3) Warum gibt es kein LiCl 2 ? (4) Wie nennt man die Energieänderung, die ∆ H 2 angibt? (5) Wäre ∆ H 2 für Rubidium größer oder kleiner als für Lithium? Begründe deine Antwort. (6) Welcher ∆ H -Wert ist ein Maß für die Bindungsenergie im Chlormolekül? (7) Wie nennt man die Energieänderung, die ∆ H 4 angibt? (8) Welchen Trend zeigt ∆ H 4 in der Gruppe der Halogene? (9) Ist der Reaktionsschritt, der durch ∆ H 4 bestimmt wird, für alle Nichtmetalle negativ? Beispiel Nur zu Prüfzwecken – Eigentum des Verlags öbv