Ionisierungsenergien geben Hinweise auf die Energieniveaus von Elektronen in einem Atom
Eine Möglichkeit die Elektronenschalen zu untersuchen ist, ein Elektron aus dem Atom zu entfernen und dabei zu messen, wie viel Energie dazu nötig ist. Die Energie die benötigt wird, um Elektronen aus einem Atom zu entfernen, nennt man Ionisierungsenergie, da hierbei aus einem Atom ein Ion wird.
Wie kann man Elektronen aus einem Atom entfernen?
Lässt man einen Strahl aus schnell fliegenden Elektronen auf ein Gas einwirken, so schlagen diese Elektronen - sofern sie genug Bewegungsenergie haben - Elektronen der Gas-Atome aus ihrer Valenzschale (Hülle). Die Bewegungsenergie der Elektronen, die man für diesen Beschuss benutzt, kann man berechnen.
Erhöht man langsam die Geschwindigkeit der Elektronen bis sich im Gas die ersten Ionen bilden, was man an der Zunahme der elektrischen Leitfähigkeit des Gases messen kann, so entspricht die Energie der Elektronen zu diesem Zeitpunkt der Ionisierungsenergie der Gasatome.
Bei solchen Experimenten kann man Folgendes messen:
- Die Ionisierungsenergie steigt bei einem Element mit jedem weiteren abzuspaltenden Elektron. Hierbei beobachtet man Unregelmäßigkeiten, die auf das Vorhandensein von Schalen hindeuten.
Quelle der Werte: http://www.periodensystem.info/elemente/magnesium/,
am 13.09.15 abgerufen.
Interpretation
Wenn das erste Elektron vom Atom abgetrennt wird (1. Ionisierungsenergie), bleibt ein Ion zurück. Wegen seiner positiven Ladung zieht es Elektronen besonders stark an. Diese Anziehungskraft muss beim Entfernen eines weiteren Elektrons überwunden werden, was zusätzliche Energie benötigt. Je mehr Elektronen entfernt werden, umso stärker wirkt die positive Ladung des entstehenden Ions, umso stärker wird das nächste Elektron festgehalten.
Der sprunghafte Anstieg an Energie bei der Abspaltung des dritten und besonders des elften Elektrons weist darauf hin, dass diese Elektronen einer Schale angehören, die sich näher am Atomkern befindet und damit auch stärker festgehalten werden. Nach dem Schalenmodell besitzt das Magnesium-Atom drei Schalen.
- Vergleicht man die 1. Ionisierungsenergie aller Elemente miteinander, so fällt Folgendes auf:
Bildquelle: https://commons.wikimedia.org/wiki/File: Erste_Ionisierungsenergie_PSE_color_coded.png, am 13.09.15 abgerufen.
- Mit steigender Protonenzahl (Ordnungszahl) innerhalb einer Periode steigt die 1. Ionisierungsenergie.
- Innerhalb einer Gruppe sinkt die 1. Ionisierungsenergie von oben nach unten im PSE.
- Problem 1: Es gibt Unregelmäßigkeiten, die mit dem Schalenmodell nicht mehr erklärt werden können:
Bildquelle: https://commons.wikimedia.org/wiki/File: Erste_Ionisierungsenergie_PSE_color_coded.png, am 13.09.15 abgerufen, von mir verändert (Pfeile)
Einige dieser Unregelmäßigkeiten sind hier in der Abbildung durch Pfeile gekennzeichnet: So erkennt man z.B. bei Bor, Sauerstoff, Aluminium, Schwefel, Gallium und Indium auffällig niedrige 1. Ionisierungsenergien. Schauen wir uns einmal die Unregelmäßigkeit um das Element Gallium genauer an:
| Element | Protonenzahl | 1. Schale | 2. Schale | 3. Schale | 4. Schale | 1. Ionisierungsenergie |
| Zn | 30p+ | 2e- | 8e- | 18e- | 2e- | 9,394 eV |
| Ga | 31p+ | 2e- | 8e- | 18e- | 3e- | 5,999 eV |
| Ge | 32p+ | 2e- | 8e- | 18e- | 4e- | 7,898 eV |
Vergleicht man die Elektronenkonfigurationen mit den entsprechenden Ionisierungsenergien, so wird nicht klar, wieso Gallium so eine niedrige 1. Ionisierungsenergie besitzt.
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- Problem 2: Elektronenkonfiguration der Nebengruppenelemente
| Element | Protonenzahl | 1. Schale | 2. Schale | 3. Schale | 4. Schale |
| Ca | 20p+ | 2e- | 8e- | 8e- | 2e- |
| Sc | 21p+ | 2e- | 8e- | 9e- | 2e- |
| ... | ... | ... | ... | ↓ | 2e- |
| Zn | 30p+ | 2e- | 8e- | 18e- | 2e- |
Bei den Nebengruppenelementen (Übergangsmetalle) wird zuerst die 3. Schale bis zu 18 Elektronen aufgefüllt, obwohl sich diese Elemente in der 4. Periode befinden. Erst danach wird ab dem Germanium (s.o.) die 4. Schale weiter aufgefüllt.
Elektronen sind verschieden stark an dem Kern gebunden. Man spricht von unterschiedlichen Energieniveaus der Elektronen. Je stärker ein Elektron an dem Kern gebunden ist, umso tiefer ist seine Energie - es befindet sich also auf einem niedrigeren Energieniveau. Einem stärker gebundenen Elektron muss man mehr Energie zufügen (Ionisierungsenergie), um es vom Atom zu entfernen, als einem schwächer gebundenen. Das schwächer gebundene Elektron befindet sich auf einem höheren Niveau, besitzt also schon mehr Energie - und benötigt deshalb eine geringere Energiezufuhr zur Entfernung.
Folgendes Diagramm zeigt diese Energieniveaus:
Die 7. Schale wurde der Übersicht halber weg gelassen.
Bei diesem Diagramm wird deutlich, das sich die Energieniveaus z.T. überschneiden. Das Schalenmodell bietet hier keinen Erklärungsansatz.
