EL-MO Elemente und Moleküle, Schulbuch

Elektronenkonfiguration und Periodensystem KM-5: Modellbildung 21 21 Abweichungen Je größer die Hauptquantenzahl n ist, desto geringer wird der Energieabstand zwischen den Sphären. Das führt zu „Unregelmäßigkeiten“. Bereits in der 3. Sphäre ist das höchste Energieniveau 3d energetisch höher liegend als das tiefste der 4. Sphäre 4s (Abb. 21–1). Daraus ergibt sich, dass das 4s-Orbital vor den 3d-Orbitalen besetzt wird. In den folgenden Sphären gibt es noch weitere Verschiebungen. Das Periodensystem hilft Im Periodensystem beginnt immer eine neue Zeile, wenn eine neue Sphäre mit Elektronen besetzt wird. Es beginnt daher im Periodensystem eine neue Zeile immer mit der Besetzung eines s-Orbitals. Das untenstehende Periodensystem (Abb. 21–2) zeigt die Besetzung der Orbi- tale anhand der Zeilen im PSE. Die d-Orbitale werden immer eine „Zeile“, die f-Orbitale immer zwei „Zeilen“ unter der ihrer Hauptquantenzahl entsprechen- den „Zeile“ besetzt. Durch die maximale Anzahl der Elektronen in den entsprechenden Orbitalen, ergibt sich auch die Form des Periodensystems. Der s-Block umfasst immer zwei Gruppen (pro Sphäre gibt es immer maximal zwei s-Elektronen). Der p- Block umfasst immer sechs Gruppen (pro Sphäre gibt es maximal sechs p- Elektronen). Der d-Block besteht pro Zeile immer aus 10 Elementen, da die d-Orbitale maximal 10 Elektronen fassen. Der f-Block mit 14 Elementen zeigt, dass in den f-Orbitalen maximal 14 Elektronen Platz finden. Eine Merkhilfe für die Besetzung der Orbitale gibt auch die „Schachbrettregel“ (Abb. 21–1). Durch zeilenweises Lesen ergibt sich die Orbitalbezeichnung ent- sprechend dem tatsächlichen Energieschema. Verkürzte Schreibweise der Elektronenkonfiguration Da die Elektronen der inneren Sphäre für die chemische Bindung keine Rolle spielen, wird die Elektronenkonfiguration auch in abgekürzter Form geschrie- ben. Allgemein schreibt man das letzte Element [= Edelgas] der vorherge- henden Periode in eckiger Klammer und führt nur mehr die in der jeweiligen Periode dazukommenden Elektronen an. (Zur Probe zählt man zur Elektro- nenanzahl des Edelgases die Anzahl der Elektronen in den Hochzahlen dazu. Das Ergebnis muss die Gesamtelektronenzahl, also die Ordnungszahl des Ele- ments sein.) Beispiele K: [Ar] 4s 1 Ca: [Ar] 4s 2 Sc: [Ar] 4s 2 3d 1 Ga: [Ar] 4s 2 3d 10 4p 1 I: [Kr] 5s 2 4d 10 5p 5 Pb: [Xe] 6s 2 4f 14 5d 10 6p 2 Die Gesamtelektronenanzahl ergibt sich zB beim Ga mit: 18 e – für Ar + (2+10+1) = 31 e – für Gallium Abb. 021–1: Die Schachbrettregel 1s 2s 3s 4s 5s 6s 7s 8s 2p 3p 4p 5p 6p 7p 3d 4d 5d 6d 4f 5f He Ne Ar Kr Xe Rn Og Lv Ts Fl Mc Cn Nh Rg Ds Mt Hs Bh Sg Db Rf Ra Fr Cs Ba Hf Ta Rb Sr Y Zr Nb V Ti Sc Ca K Na Mg Be Li Cr Mo W Tc Re Mn Fe Co Ni Cu Ag Pd Rh Ru Os Ir Pt Au Zn Cd Hg Ga In Tl Pb Sn Ge As Se Br I Te Sb Bi Po At B Al C Si N P S O F Cl No Md Fm Es Cf Bk Cm Am Pu Np U Pa Th Yb Tm Er Ho Dy Tb Gd Eu Sm Pm Nd Pr Ce Ac La Lr Lu 1 s-Block f-Block p-Block 2 3 4 5 6 7 8 8 8 8 2 3 4 5 6 7 8 2 schwarz: Anzahl der Valenzelektronen blau: Anzahl der maximal genutzten Valenzelektronen Diese Elemente nutzen max. 3 Valenzelektronen d-Block H Abb. 021–2: Das Periodensystem der Elemente mit der entsprechenden Orbitalbelegung Üb Übung 21.2 Bestimme die verkürzte Elektronen- konfiguration von: Mn: Ba: Sb: Tl: Sn: S: Üb Übung 21.1 Füll das folgende Orbitalbesetzungs- schema für das Element Mangan aus und nimm die Abbildungen auf Seite 20 als Hilfe. 1s 2s 3s 2p 3p 4s 4p 3d Nur zu Prüfzwecken – Eigentum des Verlags öbv