I Atombau der Nebengruppen

Diese Lerneinheit setzt die Kenntnis folgender Seiten voraus:

  1. Bau der Atome:
    Rutherford: Kern-Hülle-Modell
    Bohr : Schalenmodell (Energiestufen)

1. Das Orbitalmodell des Atoms

Energie wird nicht in beliebig großen, sondern nur in ganz bestimmten Portionen oder Energiequanten abgegeben oder aufgenommen.

Die unterschiedlichen Energiestufen des Elektrons werden als Schalen bezeichnet. Jede Schale kann 2n2 Elektronen haben, wobei n für die jeweilige Schale steht.

Aufenthaltswahrscheinlichkeit

Als erstes muss das energieärmere Energieniveau voll besetzt werden, bevor Elektronen in ein höheres Energieniveau aufgenommen werden können.

Der Bereich, in dem sich ein Elektron mit einer hohen Wahrscheinlichkeit aufhält wird als Orbital bezeichnet.

Jedes Orbital kann maximal zwei Elektronen aufnehmen. Diese haben entgegengesetzten Spin.

Das spd-Modell

Die Energiezustände (Schalen) n ≥ 2 setzen sich aus mehreren energetisch unterschiedlichen Energieniveaus zusammen.

Die Nebenquantenzahl l

n = 1l = 0Die Nebenquantenzahl l wird meist nicht durch Zahlen, sondern durch die Buchstaben s, p, d und f bezeichnet.
n = 2l = 0; 1 (2; 3)

s;p (d; f)
n = 3 l = 0; 1; 2
n = 4 l = 0; 1; 2; 3
Orbitalmaximale Elektronenzahl
s (sharp) l = 0 2
p (principal) l = 1 6
d (diffuse) l = 2 10
f (fundamental) l = 3 14

Die Magnetquantenzahl m

Sie beschreibt die räumliche Orientierung der beiden Elektronen.

Ausrichtung Ausrichtung Ausrichtung
px py pz
für l = 2 (p-Orbital)

m = -1, 0, 1

l = 3 (d-Orbital)
m = -2, -1, 0, 1, 2

Ein Atomorbital wird durch die Angabe der Hauptquantenzahl n, der Nebenquantenzahl l und der Magnetquantenzahl m eindeutig beschrieben.

Die Spinquantenzahl s

s = - 0, 5 und s = 0, 5

Die beiden Elektronen eines Orbitales unterscheiden sich durch ihren Spin (Eigenrotation)

Pauli-Prinzip
Zwei Elektronen eines Atoms können nicht in allen vier Quantenzahlen übereinstimmen.

2. Die Besetzung der Orbitale mit Elektronen

Die Kästchenschreibweise:

1s Leeres Kästchen leeres s-Orbital
1s Kästchen halb besetztes s-Orbital (einfach besetzt)
1s Kästchen vollbesetztes s-Orbital (doppelt besetzt)

Bestimmung des Orbitales

Regeln für die Besetzung

  1. Aufbauregel
    Orbitale werden in der Reihenfolge zunehmender Orbitalenergie besetzt
  2. Hund'sche Regel
    Energie gleicher Orbitale (gleiche Haupt- und Nebenquantenzahl) werden zunächst jeweils mit einem Elektron (einfach) besetzt.
  3. Jedes Orbital kann maximal zwei Elektronen aufnehmen

Die Kästchenschreibweise ist ein Hilfsmittel um chemisches Verhalten verständlich zu machen.

Die Übergangselemente

Das höchste Niveau der 3. Energiestufe (3d) ist Energiereicher als das tiefste Niveau der 4. Energiestufe (4s). Übergangselemente sind Elemente mit einem unvollständig oder bei diesem Element erstmals vollbesetztem d-Orbital. Die Voll- oder Halbbesetzung aller d-Orbitale (d10 oder d5) ist energetisch begünstigt und wird daher bevorzugt.

3. Oxidationszahl und Elektronenkonfiguration

Bei den Atomen der s und p Elemente liegen die Tendenzen auf totale Leerung oder vollbesetzung des s- und p-Niveaus. Bei den Atomen der 3d-Elemente liegen die Tendenzen auf Totalleerung, Halbbesetzung und Vollbesetzung des 3d-Niveaus.