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Chemische Bindung - Elektronenaffinität

Elektronenaffinität

An dritter Stelle für die Bindungsbildung nach Größe und Ionisierungsenergie steht die Energieänderung, die mit der Anlagerung von Elektronen an ein neutrales Atom einhergeht. Diese Energie wird als Elektronenaffinität ausgedrückt, dh die Energie, die freigesetzt wird, wenn ein Elektron an ein Atom des Elements gebunden wird. In vielen Fällen ist die Elektronenaffinität positiv, was bedeutet, dass tatsächlich Energie freigesetzt wird, wenn sich ein Elektron an ein Atom bindet. Dies ist der Fall, wenn das einfallende Elektron in eine Lücke in der Valenzschale des Atoms eintritt. Obwohl es von den bereits vorhandenen Elektronen abgestoßen wird, ist es nahe genug am Kern, um eine Nettoanziehung zu erzielen. Daher ist die Energie des Elektrons geringer, wenn es ein Teil des Atoms ist, als wenn es nicht ist. Wenn jedoch das einfallende Elektron eine neue Hülle starten muss, weil dieDie Orbitale des neutralen Atoms sind voll, dann bleibt es so weit vom Kern entfernt und wird von den bereits vorhandenen Elektronen so stark abgestoßen, dass es zu einer Nettoabstoßung kommt, und es muss Energie zugeführt werden, um das Elektron zur Bildung eines Anions zu binden. In solchen Fällen ist die Elektronenaffinität negativ.

Hier liegt der zweite Teil des Gesamtgrundes, warum a Edelgas - Konfiguration ist das Ende der Straße für die Bildung vonIonen - in diesem Fall Anionen . Sobald die Edelgaskonfiguration erreicht ist, kann es ernsthafte energetische Nachteile bei der Anlagerung zusätzlicher Elektronen geben. Somit kann ein Chloratom ein Elektron aufnehmen, um seine Valenzschale zu vervollständigen, und Cl - ist eine häufige Spezies. Ein Sauerstoffatom kann zwei Elektronen aufnehmen, um seine Hülle zu vervollständigen, und O 2− ist ebenfalls üblich. Diese Bemerkungen verbergen gewisse Schwierigkeiten, sind jedoch im Großen und Ganzen zutreffend und erklären die Bildung der Anionen, die für die rechts im Periodensystem befindlichen Elemente charakteristisch sind.

Die Elektronenaffinitäten variieren im Periodensystem und ihre Periodizität ist komplexer als die der Ionisierungsenergien. Im Großen und Ganzen sind jedoch die Elektronenaffinitäten nahe rechts oben im Periodensystem in der Nähe von Fluor am größten . (Wie oben angegeben, weisen die Edelgase mit geschlossener Schale geringere Elektronenaffinitäten auf.)

Zusammenfassend lässt sich sagen, dass die niedrigen Ionisierungsenergien und die geringen Elektronenaffinitäten der Elemente unten links im Periodensystem für die Bereitschaft ihrer Atome zur Bildung von Kationen verantwortlich sind. Sie korrelieren auch, wie unten diskutiert, mit der Tatsache, dass diese Elemente metallisch sind, da diese Eigenschaft vom leichten Verlust von Elektronen abhängt. Andererseits erklären die hohen Ionisierungsenergien und hohen Elektronenaffinitäten der Elemente oben rechts im Periodensystem (mit Ausnahme der Edelgase) ihre leichte Bildung von Anionen (und die Tatsache, dass sie im Allgemeinen keine Metalle sind). da diese Eigenschaft mit der Schwierigkeit verbunden ist, Elektronen von Atomen zu entfernen).

Elektronegativität

Diese synoptische Sicht der Ionenbildung wird durch das Konzept der Elektronegativität χ zusammengefasst. Es gibt zahlreiche Definitionen der Elektronegativität. Qualitativ ist die Elektronegativität eines Elements die Fähigkeit eines seiner Atome , Elektronen zu sich selbst zu ziehen, wenn es Teil einer Verbindung ist (diese Definition wurde ursprünglich vom amerikanischen Chemiker Linus Pauling vorgeschlagen ). Eine solche Fähigkeit ist hoch, wenn die Ionisierungsenergie des Elements hoch ist (so dass das Atom nur ungern Elektronen abgibt ) und wenn seine Elektronenaffinitätist auch hoch (denn dann ist es energetisch günstig, Elektronen aufzunehmen). Daraus folgt, dass Atome mit hoher Elektronegativität diejenigen in der oberen rechten Ecke des Periodensystems sind, die sich in der Nähe von Fluor befinden (jedoch ohne die Edelgase ). Solche Elemente bilden wahrscheinlich Anionen, wenn sie Verbindungen bilden. Elemente mit niedrigen Ionisierungsenergien (so dass sie leicht Elektronen abgeben) und niedrigen Elektronenaffinitäten (so dass sie wenig dazu neigen, Elektronen aufzunehmen) weisen niedrige Elektronegativitäten auf (dh sie sind es)elektropositiv) und treten links unten im Periodensystem auf. Solche Elemente bilden wahrscheinlich während der Bildung der Verbindung Kationen. (Die Auswirkung der Elektronegativität auf die Polarität einer Bindung wird unten im Abschnitt Die Polarität von Molekülen erläutert .)

In diesem Abschnitt wurde der Schwerpunkt auf die Ionenbildung gelegt, und daher scheint es, dass die Kovalenz übermäßig vernachlässigt wurde. Jetzt wird jedoch eine Einführung in die gesamte Bandbreite der Bindungsarten gegeben, und es wird erläutert, wie dieDie atomare Eigenschaft der Elektronegativität hilft, die Diskussion zu vereinheitlichen.

Bindungen zwischen Atomen

Es wurde gezeigt, dass aus Gründen der Energiebedarf im Zusammenhang für Elektronenentfernung oder auch nur die Elektronen inValenzschalen spielen eine wichtige Rolle bei der Bildung von Bindungen zwischen Atomen . Von nun an wird sich dieser Artikel nur noch auf diese Elektronen konzentrieren.Lewis führte die Konventionen ein, Valenzelektronen durch Punkte darzustellen , die wie in H · und Na · um das chemische Symbol des Elements angeordnet sind , und die Bindungsbildung als Übertragung von Punkten von einem Symbol auf ein anderes zu diskutieren. Dieses scheinbar vereinfachte Gerät erweist sich als sehr nützlich für die Ermittlung der Eigenschaften chemischer Bindungen und wird in diesem Abschnitt untersucht.

Die Formation der ionische Bindungen

Lewis- Formulierung einer Ionenbindung

In Lewis-Begriffen beruht die Bildung einer Ionenbindung auf der Übertragung vonElektronen von einem Atom zum anderen. Wenn eine solche Übertragung stattfindet, werden alle Valenzelektronen auf dem elektropositiveren Element (aus einer der ersten drei Gruppen links im Periodensystem ) entfernt, um den Kern des Atoms freizulegen. Die so freigesetzten Elektronen werden in die leeren Orbitale der Valenzschale des elektronegativeren Atoms aufgenommen (typischerweise aus den Gruppen unmittelbar links von den Edelgasen ); Dadurch wird die Valenzschale gefüllt. Somit entsteht die ionische VerbindungNatriumchlorid kann durch das folgende Verfahren dargestellt werden:

Die Bildung der ionischen Verbindung Natriumchlorid kann durch diesen Prozess dargestellt werden.

Die Bildung von Aluminiumoxid (Aluminiumoxid ) beinhaltet die Auswahl von genügend Aluminium- und Sauerstoffatomen , um sicherzustellen, dass alle von den Aluminiumatomen freigesetzten Elektronen (drei von jedem) von Sauerstoffatomen (von denen jedes zwei Elektronen aufnehmen kann) aufgenommen werden:

Bei der Bildung von Aluminiumoxid (Aluminiumoxid) werden genügend Aluminium- und Sauerstoffatome ausgewählt, um sicherzustellen, dass alle von den Aluminiumatomen freigesetzten Elektronen von Sauerstoffatomen aufgenommen werden.

(Die Anzahl der Atome, die erforderlich sind, um die abgegebenen und akzeptierten Elektronen auszugleichen, wird durch die chemische Formel Al 2 O 3 für Aluminiumoxid angegeben.)

Dass die in diesen Diagrammen dargestellte Übertragung von Elektronen zu einer Verringerung der Energie führt, kann durch Bewertung der damit verbundenen Energien überprüft werden. Der Prozess beinhaltet mehr als eine einfache Berücksichtigung der Ionisierungsenergie und der Elektronenaffinität . Die Ionisierungsenergie von Natrium ist größer als die Elektronenaffinität von Chlor , daher wird Energie benötigt, um ein Elektron aus einem Natriumatom zu entfernen und es an ein Chloratom zu binden. Das heißt, auf den ersten Blick scheint die Gesamtenergie eines Na + -Ions und eines Cl -Ion ist größer als das eines Natriumatoms und eines Chloratoms. Wenn dies der Fall wäre, wäre es schwer zu verstehen, wie Natriumchlorid eine stabile Spezies im Vergleich zu einem Gas aus Natrium- und Chloratomen sein könnte.

Es gibt tatsächlich zwei Fehler bei einem so einfachen Ansatz. Erstens hat das Argument die günstige Wechselwirkungsenergie zwischen dem Kation und dem Anion ignoriert . Die Nettoenergie der Bildung eines Na + -Ions und eines Cl -ion ist die Summe von drei Begriffen. Die erste ist die Energieinvestition, die erforderlich ist, um ein Natriumatom zu ionisieren. Die zweite ist eine etwas kleinere Energie, die freigesetzt wird, wenn sich das Elektron vom Natriumatom an ein Chloratom bindet. Zu diesem Zeitpunkt ist die Nettoenergieänderung positiv, was auf eine höhere Energie als für die beiden Atome hinweist. Da jedoch eine Anziehungskraft zwischen entgegengesetzten Ladungen besteht, wird durch die Wechselwirkung der beiden Ionen eine weitere Energiefreisetzung freigesetzt. Dieser zusätzliche günstige Beitrag zur Energie variiert mit der Trennung der Ionen und verstärkt sich, wenn sich die beiden Ionen nähern. Somit haben die neutralen Atome bei großen Abständen die niedrigste Energie, Wenn jedoch die beiden Atome zusammengebracht werden, wird ein Punkt erreicht, an dem die niedrigste Gesamtenergie erhalten wird, wenn ein Elektron vom Natriumatom zum Chloratom übergeht. In dieser Entfernung und in kürzeren Entfernungen ist Na+ Cl - ist die niederenergetische Spezies.

Das zweite Merkmal, das im Argument weggelassen wird, ist, dass ein ionische Verbindung besteht nicht aus einer isoliertenKation undAnion . Eine ionische Verbindung ist typischerweise ein Feststoff, der aus einer Anordnung alternierender Kationen und Anionen gebildet wird. Das Zusammenpacken von Ionen und ihre elektrostatischen Wechselwirkungen untereinander erklären die typischen Merkmale ionischer Verbindungen - nämlich ihre Sprödigkeit und ihre hohen Schmelzpunkte. Darüber hinaus sollte man bei der Untersuchung der Stabilität solcher Verbindungen die Energieänderungen, die mit ihrer Bildung aus den Elementen in ihrem Standardzustand (wie festem metallischem Natrium und gasförmigen Chlormolekülen) verbunden sind, angemessener berücksichtigen als aus einem Gas von Atomen der Elemente.