Ionisierungsenergie vs. Elektronenaffinität
Atome sind die kleinen Bausteine aller existierenden Substanzen. Sie sind so winzig, dass wir sie nicht einmal mit bloßem Auge beobachten können. Atom besteht aus einem Kern, der Protonen und Neutronen enthält. Außer Neutronen und Positronen gibt es noch andere kleine subatomare Teilchen im Kern. Außerdem kreisen Elektronen im Orbital um den Kern. Aufgrund der Anwesenheit von Protonen sind Atomkerne positiv geladen. Die Elektronen in der äußeren Kugel sind negativ geladen. Daher h alten die Anziehungskräfte zwischen den positiven und negativen Ladungen des Atoms die Struktur aufrecht.
Ionisationsenergie
Ionisierungsenergie ist die Energie, die einem neutralen Atom zugeführt werden sollte, um ihm ein Elektron zu entziehen. Das Entfernen des Elektrons bedeutet, es unendlich weit von der Spezies zu entfernen, so dass keine Anziehungskräfte zwischen dem Elektron und dem Kern bestehen. Ionisationsenergien werden als erste Ionisationsenergie, zweite Ionisationsenergie und so weiter bezeichnet, abhängig von der Anzahl der austretenden Elektronen. Dadurch entstehen Kationen mit +1, +2, +3 Ladungen und so weiter. Bei kleinen Atomen ist der Atomradius klein. Daher sind die elektrostatischen Anziehungskräfte zwischen dem Elektron und dem Neutron viel höher im Vergleich zu einem Atom mit größerem Atomradius. Dies erhöht die Ionisationsenergie eines kleinen Atoms. Wenn sich das Elektron näher am Kern befindet, nimmt die Ionisierungsenergie zu. Die (n+1)-Ionisationsenergie ist also immer größer als die nth-Ionisationsenergie. Außerdem variieren sie beim Vergleich zweier 1. Ionisationsenergien verschiedener Atome. Beispielsweise ist die erste Ionisationsenergie von Natrium (496 kJ/mol) viel niedriger als die erste Ionisationsenergie von Chlor (1256 kJ/mol). Durch Entfernen eines Elektrons kann Natrium die Edelgaskonfiguration annehmen; daher entfernt es leicht das Elektron. Und auch der Atomabstand ist bei Natrium geringer als bei Chlor, was die Ionisationsenergie senkt. Die Ionisierungsenergie nimmt also von links nach rechts in einer Reihe und von unten nach oben in einer Sp alte des Periodensystems zu (dies ist die Umkehrung der Zunahme der Atomgröße im Periodensystem). Beim Entfernen von Elektronen gibt es einige Fälle, in denen die Atome stabile Elektronenkonfigurationen erh alten. An diesem Punkt tendieren Ionisationsenergien dazu, auf einen höheren Wert zu springen.
Elektronenaffinität
Elektronenaffinität ist die Menge an Energie, die freigesetzt wird, wenn ein Elektron zu einem neutralen Atom hinzugefügt wird, um ein negatives Ion zu erzeugen. Nur einige Atome im Periodensystem unterliegen dieser Veränderung. Edelgase und einige Erdalkalimetalle bevorzugen die Zugabe von Elektronen nicht, daher haben sie keine für sie definierten Elektronenaffinitätsenergien. Aber p-Block-Elemente nehmen gerne Elektronen auf, um die stabile Elektronenkonfiguration zu erreichen. Es gibt einige Muster im Periodensystem bezüglich der Elektronenaffinitäten. Mit zunehmendem Atomradius nimmt die Elektronenaffinität ab. Im Periodensystem über der Reihe (von links nach rechts) nimmt der Atomradius ab, daher wird die Elektronenaffinität erhöht. Zum Beispiel hat Chlor eine höhere Elektronennegativität als Schwefel oder Phosphor.
Was ist der Unterschied zwischen Ionisationsenergie und Elektronenaffinität?
• Ionisationsenergie ist die Energiemenge, die benötigt wird, um ein Elektron von einem neutralen Atom zu entfernen. Die Elektronenaffinität ist die Energiemenge, die freigesetzt wird, wenn ein Elektron zu einem Atom hinzugefügt wird.
• Die Ionisierungsenergie hängt mit der Bildung von Kationen aus neutralen Atomen zusammen, und die Elektronenaffinität hängt mit der Bildung von Anionen zusammen.
