Ionisierungsenergie

Unter Ionisierungsenergie (kurz IE) versteht man die Energie die benötigt wird, um das am schwächsten gebundene Elektron von einem Atom abzuspalten.

Erklärung der Ionisierungsenergie

Beim Abspalten des ersten Elektrons spricht man von der ersten Ionisierungsenergie, beim zweiten Elektron von der zweiten Ionisierungsenergie und so weiter. In Tabellen und Abbildungen in Büchern wird aber fast immer von der ersten Ionisierungsenergie gesprochen. Die Ionisierungsenergie steigt mit jedem entfernten Elektron, da die Anziehungskraft der Protonen auf die Elektronen zwar gleich bleibt, sich aber auf immer weniger Elektronen bezieht. Dadurch werden die Elektronen immer stärker angezogen und das Herauslösen benötigt deutlich mehr Energie.

Technisch gesehen ist es möglich, dem Atom viele Elektronen abzunehmen. Jedoch gibt es dabei Grenzen, da die benötigte Energie noch nicht in so hohen Mengen erzeugt werden kann.
Chemisch gesehen, können von einem Atom aber nur die Valenzelektronen abgenommen werden. Das heißt, dass ein Atom nur so viele Elektronen abgeben kann wie die Zahl der Hauptgruppe anzeigt. Das Atom eines Elements aus der ersten Hauptgruppe kann also nur ein Elektron abgeben, die Elemente der zweiten Hauptgruppe nur zwei, und so weiter.

Einheit der Ionisierungsenergie

Die Ionisierungsenergie wird meist in Elektronenvolt (eV) angegeben. Dieser Wert gibt dann die benötigte Energie für das Abspalten von einem Elektron an.
Dieser Wert kann in Kilojoule (kJ) umgerechnet werden. Dabei gilt:

Voraussetzung für das Abspalten eines Elektrons

Um ein Elektron von einem Atom abspalten zu können, ist Energie notwendig. Diese wirkt von Außen auf das Atom ein. Dabei handelt es sich um Wärmeenergie, chemische Energie oder Strahlungsenergie (Licht).

Bildung von Ionen

Wird von einem Atom ein Elektron, also eine negative Ladung, abgespalten, so entsteht ein positiv geladenes Ion. Dabei spricht man von einem Kation. Das ist bei den Elemente der ersten, zweiten und dritten Hauptgruppe möglich.

Eine allgemeine Gleichung für die erste Ionisierungsenergie sieht so aus:

In einer Folgereaktion kann das abgespaltene Elektron wiederum von einem anderen Atom aufgenommen werden. Dabei handelt es sich um die Elektronenaffinität. Dadurch herrscht im Atom ein Überschuss an negativen Ladungen und es entsteht ein Anion, also ein negativ geladenes Ion. Elemente ab der Hauptgruppe vier können Elektronen aufnehmen.

Tendenz im Periodensystem

Die Ionisierungsenergien aller Elementen werden oft in einem solchen Diagramm dargestellt. Daraus lassen sich sehr gut die Tendenzen im Periodensystem herleiten.

Man sieht ganz deutlich, dass die Ionisierungsenergien von einem Alkalimetall zu einem Edelgas deutlich zunehmen. Außerdem ist erkennbar, dass die Ionisierungsenergien mit jeder Periode kleiner werden. Allgemein lassen sich die Tendenzen im Periodensystem also wie im folgenden Bild darstellen.

Tendenz innerhalb einer Periode

Die Alkalimetalle und die Edelgase stechen aus dem obigen Diagramm stark hervor. Alkalimetalle haben sehr kleine und Edelgase immer sehr hohe Ionisierungsenergien.
Die Elemente der ersten Hauptgruppe, das sind die Alkalimetalle, haben keine stabile Elektronenkonfiguration. Deshalb ist es relativ einfach, aus den Atomen ein Elektron zu entfernen, weshalb die Ionisierungsenergien für diese Elemente gering sind.
Die Elemente der achten Hauptgruppe, also die Edelgase, habe sehr stabile Elektronenkonfigurationen, weshalb die Elektronen nur schwer von den Atomen abgespalten werden können. Daher haben die Edelgase immer sehr hohe Ionisierungsenergien.

Doch es gibt noch weitere Tendenzen.
Innerhalb einer Periode, also einer Zeile im Periodensystem, nimmt die Ionisierungsenergie von links nach rechts zu. Aufgrund der von links nach rechts steigenden Anzahl an Protonen im Atomkern, werden die Elektronen immer stärker agezogen.

Außerdem wird die Tendenz zur Erreichung der Edelgaskonfiguration nach rechts hin immer größer. Das heißt, dass die Atome immer stärker ihre Elektronen behalten wollen, um eher acht Außenelektronen zu bekommen.
Aus diesen Gründen muss immer mehr Energie aufgewandt werden, um ein Elektron aus der Atomhülle zu entfernen.

Abweichungen

In diesem Diagramm sind die Ionisierungsenergien einer Periode nochmals vergrößtert dargestellt. Es ist deutlich zu erkennen, dass der zweite und der fünfte Wert deutlich von der Tendenz abweichen. Diese Abweichungen sind in jeder Periode zu finden.

Die Ursache dafür lässt sich mit der Besetzung der Orbitale erklären.

Elemente der zweiten Hauptgruppe haben ein voll besetztes s-Orbital (s²). Da die Elemente am liebsten volle Orbitale erreichen und somit auch beibehalten wollen, ist es schwer, aus vollen Orbitalen ein Elektron zu entfernen. Deshalb wird mehr Energie benötigt als bei einem nicht voll besetzten Orbitale. Das hat eine höhere Ionisierungsenergie zur Folge.

Elemente der fünften Hauptgruppe haben ein halb besetztes p-Orbital (p³). In jeder der drei Hanteln befindet sich ein Elektron. Diese halb besetzten Orbitale sind energetisch günstiger, wollen also eher erreicht werden, als Orbitale, die nicht halb besetzt sind. Deshalb muss für die Entfernung eines Elektrons aus einem halb besetzen Elektron mehr Ionisierungsenergie aufgewandt werden.

Tendenz innerhalb einer Hauptgruppe

Innerhalb einer Hauptgruppe, also einer Spalte, nimmt die Ionisierungsenergie von oben nach unten ab.

Da die Atomradien von oben nach unten zunehmen, werden die Entfernungen zum Kern und somit zu den Protonen immer größer. Dadurch können die Elektronen nicht mehr so stark von den Protonen angezogen werden. Somit können die Elektronen leichter vom Atom abgespalten werden und es ist eine niederigere Energie nötig.