Warum verändert sich die ionisierungsenergie hier sprunghaft?
stimmt es dass die ionisierungsenergie hier sich sprunghaft ändert weil die valennelektronen der alkalimetalle weiter weg sind und die der edelgase näher am kern sind? Und dass deswegen alkalimetalle eine geringere ionisierungsenergie haben, obwohl die edelgase eine grösere kernladungszahl haben?
2 Antworten
Moin,
nein, in deinem Fragetext stimmt so gut wie gar nichts.
Was stimmt, ist, dass die erste Ionisierungsenergie innerhalb einer Hauptgruppe fällt, weil die jeweils zu entfernenden Valenzelektronen zunehmend weiter weg vom jeweiligen Atomkern sind. Also wenn du zum Beispiel die Ionisierungsenergien von Lithium-, Natrium- und Kaliumatomen miteinander vergleichst, stellst du fest, dass sie geringer werden...
Weiterhin kannst du feststellen, dass innerhalb einer Periode (zum Beispiel von Li über Be, B, C, N, O, F bis Ne) die ersten Ionisierungsenergien tendenziell steigen. Das hat damit zu tun, dass sich innerhalb einer Periode die Valenzelektronen im gleichen Hauptenergieniveau befinden (also ähnliche Abstände zum Kern haben), aber von einer steigenden Kernladungszahl angezogen werden. Deshalb wird es tendenziell schwieriger, ein Elektron aus den jeweiligen Atomen zu entfernen, je größer die Kernladungszahl wird.
Aber hier fallen „Knicke” in der Kurve auf. So ist beispielsweise die erste Ionisierungsenergie bei Stickstoffatomen größer als die bei Sauerstoffatomen. Das kommt daher, weil bei Stickstoffatomen das Valenzelektron aus den halb besetzten p-Orbitalen entfernt wird und danach eine energetisch weniger günstige Elektronenkonfiguration resultiert. Beim Sauerstoffatom entsteht dagegen nach der Entfernung ein halb besetztes p-Orbital, was energetisch günstig ist. Darum ist es leichter, ein Elektron aus einem Sauerstoffatom zu entfernen als aus einem Stickstoffatom.
Die sprunghafte Änderung der ersten Ionisierungsenergien beim Vergleich von Edelgasatomen mit den nachfolgenden Alkalimetallatomen kommt daher, dass die Edelgasatome ein mit Elektronen voll besetztes äußeres Hauptenergieniveau besitzen. Das ist energetisch eine so stabile Elektronenkonfiguration, dass jede Veränderung daran (also auch die Entfernung eines Elektrons) zu einer drastischen Verschlechterung des Energiezustandes führt. Deshalb ist es verhältnismäßig schwierig, aus Edelgasatomen ein Elektron zu entfernen.
Bei den Alkalimetallatomen ist das völlig anders. Sie haben jeweils ein Valenzelektron. Wenn man das entfernt, muss man natürlich Energie aufwenden. Aber nach dem Entfernen entsteht ein einfach positiv geladenes Kation, dessen Elektronenkonfiguration der eines Edelgasatoms entspricht. Und die ist - wie gesagt - seeehr günstig und stabil. Deshalb ist es relativ leicht, aus Alkalimetallatomen das einzelne Valenzelektron zu entfernen...
Du siehst, die Ionisierungsenergien haben etwas mit dem Bau der Atome bzw. der resultierenden Ionen zu tun. Das was du aber in deinem Text miteinander vergleichst, stimmt so nicht...
LG von der Waterkant
Gegenüber dem folgenden Alkalimetall haben Edelgase eine kleinere Kernladung, sonst OK.