Warum die Bildung ionischer Verbindungen exotherm ist

Haben Sie sich jemals gefragt, warum die Bildung ionischer Verbindungen exotherm ist? Die schnelle Antwort ist, dass die resultierende ionische Verbindung stabiler ist als die Ionen, die sie gebildet haben. Die zusätzliche Energie der Ionen wird als Wärme freigesetzt, wenn sich Ionenbindungen bilden. Wenn bei einer Reaktion mehr Wärme freigesetzt wird, als erforderlich ist, ist die Reaktion exotherm.

Verstehen Sie die Energie der Ionenbindung

Ionenbindungen bilden sich zwischen zwei Atomen mit einem großen Elektronegativitätsunterschied. Typischerweise ist dies eine Reaktion zwischen Metallen und Nichtmetallen. Die Atome sind so reaktiv, weil sie keine vollständige Valenzelektronenhülle haben. Bei dieser Art der Bindung wird ein Elektron von einem Atom im Wesentlichen an das andere Atom abgegeben, um dessen Valenzelektronenhülle zu füllen. Das Atom, das sein Elektron in der Bindung "verliert", wird stabiler, weil durch die Abgabe des Elektrons entweder eine gefüllte oder eine halb gefüllte Valenzschale entsteht. Die anfängliche Instabilität ist für die Alkalimetalle und Erdalkalimetalle so groß, dass wenig Energie erforderlich ist, um das äußere Elektron (oder 2 für die Erdalkalimetalle) zu entfernen, um Kationen zu bilden. Andererseits nehmen die Halogene die Elektronen leicht auf, um Anionen zu bilden. Während die Anionen stabiler sind als die Atome, ist es noch besser, wenn die beiden Arten von Elementen zusammenkommen, um ihr Energieproblem zu lösen. Hier kommt es zur Ionenbindung.

Um wirklich zu verstehen, was vor sich geht, sollten Sie die Bildung von Natriumchlorid (Tafelsalz) aus Natrium und Chlor berücksichtigen. Wenn Sie Natriummetall und Chlorgas einnehmen, bildet sich in einer spektakulären exothermen Reaktion Salz (wie in, versuchen Sie dies nicht zu Hause). Die ausgeglichene ionisch-chemische Gleichung lautet:

2 Na (s) + Cl₂ (g) → 2 NaCl (s)

NaCl ist ein Kristallgitter aus Natrium- und Chlorionen, in dem das zusätzliche Elektron eines Natriumatoms das "Loch" ausfüllt, das zur Vervollständigung der äußeren Elektronenhülle eines Chloratoms erforderlich ist. Jetzt hat jedes Atom ein komplettes Oktett von Elektronen. Aus energetischer Sicht ist dies eine sehr stabile Konfiguration. Wenn Sie die Reaktion genauer untersuchen, werden Sie möglicherweise verwirrt, weil:

Der Verlust eines Elektrons aus einem Element ist immer endothermisch (weil Energie benötigt wird, um das Elektron aus dem Atom zu entfernen.

Na → Na⁺ + 1 e^- ΔH = 496 kJ / mol

Während die Verstärkung eines Elektrons durch ein Nichtmetall normalerweise exotherm ist (Energie wird freigesetzt, wenn das Nichtmetall ein volles Oktett gewinnt).

Cl + 1 e^- → Cl^- ΔH = -349 kJ / mol

Wenn Sie also einfach rechnen, sehen Sie, dass die Bildung von NaCl aus Natrium und Chlor tatsächlich die Zugabe von 147 kJ / mol erfordert, um die Atome in reaktive Ionen umzuwandeln. Aus der Beobachtung der Reaktion wissen wir jedoch, dass Nettoenergie freigesetzt wird. Was ist los?

Die Antwort ist, dass die zusätzliche Energie, die die Reaktion exotherm macht, die Gitterenergie ist. Der Unterschied in der elektrischen Ladung zwischen den Natrium- und Chlorionen bewirkt, dass sie sich gegenseitig anziehen und aufeinander zu bewegen. Schließlich bilden die entgegengesetzt geladenen Ionen eine Ionenbindung miteinander. Die stabilste Anordnung aller Ionen ist ein Kristallgitter. Zum Aufbrechen des NaCl-Gitters (der Gitterenergie) werden 788 kJ / mol benötigt:

NaCl (s) → Na⁺ + Cl^- ΔH_Gitter = +788 kJ / mol

Die Bildung des Gitters kehrt das Vorzeichen der Enthalpie um, so dass ΔH = -788 kJ pro Mol. Also, obwohl es 147 kJ / mol braucht, um die Ionen zu bilden, viel mehr Energie wird durch Gitterbildung freigesetzt. Die Netto-Enthalpieänderung beträgt -641 kJ / mol. Somit ist die Bildung der Ionenbindung exotherm. Die Gitterenergie erklärt auch, warum ionische Verbindungen dazu neigen, extrem hohe Schmelzpunkte zu haben.

Mehratomige Ionen bilden auf ähnliche Weise Bindungen. Der Unterschied besteht darin, dass Sie die Gruppe von Atomen betrachten, die dieses Kation und Anion und nicht jedes einzelne Atom bildet.