Periodensystem mit ersten Ionisierungsenergien

Was die erste Ionisierungsenergie bedeutet

Die erste Ionisierungsenergie ist die Energie, die nötig ist, um das am lockersten gebundene Elektron aus einem neutralen Atom in der Gasphase zu entfernen: X(g) → X⁺(g) + e⁻. Die Werte hier sind in Elektronenvolt pro Atom angegeben; um sie in die in vielen Lehrbüchern verwendeten Kilojoule pro Mol umzurechnen, multiplizierst du mit 96,485. Jede Zelle zeigt den Wert in eV, und Lawrencium und die schwereren Elemente, für die kein Wert angegeben ist, zeigen einen Strich.

Ein zweites Elektron zu entfernen kostet immer mehr Energie als das erste, und der Sprung ist enorm, sobald das nächste Elektron aus einer vollen inneren Schale käme. Natrium gibt ein Elektron leicht ab, ein zweites aber fast nie, weshalb es Na⁺ und nicht Na²⁺ bildet.

Der Trend in Perioden und Gruppen

Die Ionisierungsenergie nimmt in einer Periode zu. Die Kernladung wächst, während die äußeren Elektronen in derselben Schale bleiben, sodass sie fester gebunden sind. Die Perioden 2 bis 6 beginnen jeweils mit einem Alkalimetall, das den niedrigsten Wert seiner Zeile hat, und enden mit einem Edelgas, das den höchsten hat.

Die Ionisierungsenergie nimmt in einer Gruppe nach unten ab. Jede neue Schale rückt das äußere Elektron weiter vom Kern weg und hinter mehr innere Elektronen, sodass es sich leichter entfernen lässt. Deshalb reagieren die Alkalimetalle heftiger mit Wasser, je weiter unten sie in Gruppe 1 stehen.

Ausnahmen vom Trend

Zwei kleine Einbrüche unterbrechen den Anstieg in jeder Periode. Bor hat eine niedrigere Ionisierungsenergie als Beryllium (8,298 eV gegenüber 9,323 eV), weil sein äußeres Elektron in einer 2p-Unterschale sitzt, die energetisch höher liegt und von den 2s-Elektronen teilweise abgeschirmt wird. Sauerstoff liegt niedriger als Stickstoff (13,618 eV gegenüber 14,534 eV), weil sein viertes 2p-Elektron ein Orbital mit einem anderen teilen muss und die Abstoßung zwischen den gepaarten Elektronen es leichter entfernbar macht. Dieselben Einbrüche gibt es in Periode 3, von Magnesium zu Aluminium und von Phosphor zu Schwefel.

Weiter unten halten Elemente, die nach einer gefüllten d- oder f-Unterschale kommen, ihre Elektronen fester als erwartet, weil d- und f-Elektronen den Kern nur schlecht abschirmen. Gallium lässt sich etwas schwerer ionisieren als Aluminium und Gold viel schwerer als Silber.

Rechenbeispiel: Natrium

Die erste Ionisierungsenergie von Natrium beträgt 5,139 eV. Mit 96,485 multipliziert ergibt das etwa 495,8 kJ/mol, den Wert in den meisten Lehrbüchern. Vergleiche Neon, das Edelgas direkt davor, mit 21,565 eV: Ein Elektron aus Neon zu entfernen bedeutet, in eine volle Schale einzugreifen, was etwa viermal so viel Energie kostet.