Atombau Stoffe
Reinstoffe
Stabilität von Ionenladungen (Bsp.: Magnesium)
Beispiel: Aluminium Al3- Elemente Verbindungen
→ durch Abgabe von 3 Valenzelektronen fällt (Bsp.: Magnesium) (Bsp.: Na+Cl-)
äußerste Schale weg und auf der weiten Schale
wird mit 8 Elektronen die stabile Oktettregel erfüllt Metalle Nichtmetalle Molekülverb. Ionenverb.
(Bsp.: Mg) (Bsp.: O2) (Bsp.: H2O) (Bsp.: Na+Cl-)
Unterschied Molekülformel/ Verhältnisformel
Molekülformel = Verbindung der Atome (NaCl)
Verhätnisformel = Ladungsverteilung (Na+Cl-) Atome Atome/ Moleküle Moleküle Ionen
(Bsp.: (Bsp.: O2) (Bsp.: H2) (Bsp.:
Atommodelle Mg-Atom) Chlorid,
Cl-)
Elektronenkonfiguration
= Verteilung der Elektronen in den Orbitalen
→ in jedem Orbital bis zu 2 Elektronen, diese haben dann
1803: Dalton 1897: Thompson 1919: Rutherford entgegengesetzte Spins
Bohrsches Atommodell Aufbauprinzip
E Besetzung der Orbitale nach drei Grundlagen:
n=4 E Emission 1) Energieprinzip: Orbitale werden beginnend mit
n=3 L
niedrigster Schale von unten → oben besetzt
n=2 2) Hundsche Regel: alle Orbitale mit gleicher Energie
K werden zunächst nur mit einem Elektron besetzt & erst
n=1 Absorption
nach Auffüllen der restlichen, mit dem zweiten E.
3) Pauli-Prinzip: Behindern sich zwei Elektronen in einem
Orbital, haben sie entgegengesetzte Spins.
Bohrsches Schalenmodell Orbitalmodell
11Na
E
M 3s1
2p6
Problem: Atommodell beschrieb nur das Verhalten L 2s2
von Wasserstoff K 1s2
→ Feststellung, dass Elektronen auf dem selben
Elektronenkonfiguration: 1s22s22p63s1
Energieniveau, unterschiedliche Energien besitzen
können → Aufteilung in Unterniveaus (Orbitale) Kästchenschreibweise:
Orbitale
= Wellenfunktion eines Elektrons in Abhängigkeit
von der Raumkonfiguration (x,y,z) Valenzelektronenkonfiguration
→ geben den Raum an, in dem sich Elektronen mit Die Besetzung der Orbitale, die zusätzlich zur vorherigen
hoher Wahrscheinlichkeit befinden Edelgaskonfiguration mit Außenelektronen besetzt sind.
z.B. Na: 1s22s22p63s1 → [Ne] 3s1
verschiedene Formen von Orbitalen: s,p,d,f (je nach
Elektronenkonfiguration der Ionen
Form)
z.B. Sc = Sc: [Ar] 4s23d1 → Sc3+: [Ar]
C4+ → [He] oder C4- → [Ne]
Die Position der Elektronen in Atomen wird durch
die Quantenzahlen beschrieben. sp3-Hybridisierung 6C
Hauptquantenzahl n = 1,2,3 (Schalennummer)
Nebenquantenzahl l = 0,1,… = n-1 (Form des
Orbitals & Anzahl der Knotenflächen)
Magnetquantenzahl m = -1,…,0…,1 (Ausrichtung → Elektronen
des Orbital) nehmen
Energieniveau
Spinquantenzahl s (Drehrichtung des Elektrons) zw. 2s & 2p ein
, Nebengruppenelemente Sortierung der Orbitale
• Energieunterschiede zw. höheren Energieniveaus
HG: s p werden geringer (mit wachsendem Kernabstand).
äußere Schalen
NG: d • Folge: s-Orbitale mit größeren Hauptquantenzahlen
können energetisch tiefer liegen, als d- oder f-Orbitale
Nebengruppenelemente (d-Block-Elemente) findet mit kleineren Hauptquantenzahl.
man nur in der 4. Bis 7. Periode des PSE. • Aufbauprinzip: 3. Periode: 2n2 = 18 Elektronen in
energetisch günstigeres 4s-Niveau → danach in 3d-
stabile Besetzung Niveau → Bildung von d-Block
• besonders Stabil = Vollbesetzung (nd10) →
Edelgaskonfiguration & die Halbbesetzung (nd5) Eigenschaften
aufgrund der für das sechste Elektron • geringe Energieunterschiede der d- & s-Orbitale →
aufzuwendenden Spinpaarungsenergie Eigenschaftsunterschiede innerhalb der d-Block-
Elemente geringer
Beispiel: Eisen(II)-Ion • leichte Abgabe von Valenzelektronen → alle d-Block-
Elemente sind Metalle
Fe2+ • 4s-Elektronen werden stärker abgeschirmt gg.
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d Atomkern & deswegen zuerst abgegeben, NG-
Elemente deswegen häufig zweiwertig
zuerst Abgabe von 4s-Elektronen bei • aufgrund d. geringen Energieunterschiede zw. 4s- &
Ionisierung 3d-Block-Elementen werden Elektronen beider
stabil, da Niveaus als Valenzelektronen genutzt → Entstehung
halbbesetzt einer Variabilität in den Ionenladungen
• besonders stabil,wenn voll oder halb besetzt
Reinstoffe
Stabilität von Ionenladungen (Bsp.: Magnesium)
Beispiel: Aluminium Al3- Elemente Verbindungen
→ durch Abgabe von 3 Valenzelektronen fällt (Bsp.: Magnesium) (Bsp.: Na+Cl-)
äußerste Schale weg und auf der weiten Schale
wird mit 8 Elektronen die stabile Oktettregel erfüllt Metalle Nichtmetalle Molekülverb. Ionenverb.
(Bsp.: Mg) (Bsp.: O2) (Bsp.: H2O) (Bsp.: Na+Cl-)
Unterschied Molekülformel/ Verhältnisformel
Molekülformel = Verbindung der Atome (NaCl)
Verhätnisformel = Ladungsverteilung (Na+Cl-) Atome Atome/ Moleküle Moleküle Ionen
(Bsp.: (Bsp.: O2) (Bsp.: H2) (Bsp.:
Atommodelle Mg-Atom) Chlorid,
Cl-)
Elektronenkonfiguration
= Verteilung der Elektronen in den Orbitalen
→ in jedem Orbital bis zu 2 Elektronen, diese haben dann
1803: Dalton 1897: Thompson 1919: Rutherford entgegengesetzte Spins
Bohrsches Atommodell Aufbauprinzip
E Besetzung der Orbitale nach drei Grundlagen:
n=4 E Emission 1) Energieprinzip: Orbitale werden beginnend mit
n=3 L
niedrigster Schale von unten → oben besetzt
n=2 2) Hundsche Regel: alle Orbitale mit gleicher Energie
K werden zunächst nur mit einem Elektron besetzt & erst
n=1 Absorption
nach Auffüllen der restlichen, mit dem zweiten E.
3) Pauli-Prinzip: Behindern sich zwei Elektronen in einem
Orbital, haben sie entgegengesetzte Spins.
Bohrsches Schalenmodell Orbitalmodell
11Na
E
M 3s1
2p6
Problem: Atommodell beschrieb nur das Verhalten L 2s2
von Wasserstoff K 1s2
→ Feststellung, dass Elektronen auf dem selben
Elektronenkonfiguration: 1s22s22p63s1
Energieniveau, unterschiedliche Energien besitzen
können → Aufteilung in Unterniveaus (Orbitale) Kästchenschreibweise:
Orbitale
= Wellenfunktion eines Elektrons in Abhängigkeit
von der Raumkonfiguration (x,y,z) Valenzelektronenkonfiguration
→ geben den Raum an, in dem sich Elektronen mit Die Besetzung der Orbitale, die zusätzlich zur vorherigen
hoher Wahrscheinlichkeit befinden Edelgaskonfiguration mit Außenelektronen besetzt sind.
z.B. Na: 1s22s22p63s1 → [Ne] 3s1
verschiedene Formen von Orbitalen: s,p,d,f (je nach
Elektronenkonfiguration der Ionen
Form)
z.B. Sc = Sc: [Ar] 4s23d1 → Sc3+: [Ar]
C4+ → [He] oder C4- → [Ne]
Die Position der Elektronen in Atomen wird durch
die Quantenzahlen beschrieben. sp3-Hybridisierung 6C
Hauptquantenzahl n = 1,2,3 (Schalennummer)
Nebenquantenzahl l = 0,1,… = n-1 (Form des
Orbitals & Anzahl der Knotenflächen)
Magnetquantenzahl m = -1,…,0…,1 (Ausrichtung → Elektronen
des Orbital) nehmen
Energieniveau
Spinquantenzahl s (Drehrichtung des Elektrons) zw. 2s & 2p ein
, Nebengruppenelemente Sortierung der Orbitale
• Energieunterschiede zw. höheren Energieniveaus
HG: s p werden geringer (mit wachsendem Kernabstand).
äußere Schalen
NG: d • Folge: s-Orbitale mit größeren Hauptquantenzahlen
können energetisch tiefer liegen, als d- oder f-Orbitale
Nebengruppenelemente (d-Block-Elemente) findet mit kleineren Hauptquantenzahl.
man nur in der 4. Bis 7. Periode des PSE. • Aufbauprinzip: 3. Periode: 2n2 = 18 Elektronen in
energetisch günstigeres 4s-Niveau → danach in 3d-
stabile Besetzung Niveau → Bildung von d-Block
• besonders Stabil = Vollbesetzung (nd10) →
Edelgaskonfiguration & die Halbbesetzung (nd5) Eigenschaften
aufgrund der für das sechste Elektron • geringe Energieunterschiede der d- & s-Orbitale →
aufzuwendenden Spinpaarungsenergie Eigenschaftsunterschiede innerhalb der d-Block-
Elemente geringer
Beispiel: Eisen(II)-Ion • leichte Abgabe von Valenzelektronen → alle d-Block-
Elemente sind Metalle
Fe2+ • 4s-Elektronen werden stärker abgeschirmt gg.
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d Atomkern & deswegen zuerst abgegeben, NG-
Elemente deswegen häufig zweiwertig
zuerst Abgabe von 4s-Elektronen bei • aufgrund d. geringen Energieunterschiede zw. 4s- &
Ionisierung 3d-Block-Elementen werden Elektronen beider
stabil, da Niveaus als Valenzelektronen genutzt → Entstehung
halbbesetzt einer Variabilität in den Ionenladungen
• besonders stabil,wenn voll oder halb besetzt
