Elektronenkonfiguration < Chemie < Naturwiss. < Vorhilfe
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(Frage) beantwortet  | | Datum: | 22:17 Mi 22.12.2010 | | Autor: | lexjou |
| Aufgabe | | 3.6. Welche Unregelmäßigkeiten gibt es bei den Elektronenkonfigurationen von Cr und Cu (Begründung)? |
Ich habe leider überhaupt keine Ahnung von Chemie und muss es aber als Nebenfach dieses Semester belegen. Komme erstaunlicherweise ganz gut durch, aber jetzt fängt es so langsam an, kompliziert zu werden.
Also ich habe das mit den Orbitalen so zum halben Teil verstanden (glaube ich zu hoffen...).
Aber ich habe überhaupt keine Ahnung, was ich auch nur ansatzweise hier machen soll!
Also bitte helft mir! Aber bitte nicht mit komplizierten Fachausdrücken rumsimpeln! Ich hab Chemie nicht ohne Grund abgewählt und es hilft mir nichts, wenn mir jemand helfen will, der mit den "Fremdwörter" nur so um sich schmeißt!
Es wäre super wenn mir jemand total simpel erklären könnte, was es damit auf sich hat.
Also ein bisschen habe ich schon gemacht und so ein winzig kleines bisschen verstehe ich das auch mit den Quantenzahlen und Belegung der Unterschalen etc. Aber wirklich NUR EIN BISSCHEN!
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(Antwort) fertig  | | Datum: | 22:30 Mi 22.12.2010 | | Autor: | ONeill |
Hi!
> 3.6. Welche Unregelmäßigkeiten gibt es bei den
> Elektronenkonfigurationen von Cr und Cu (Begründung)?
Hast Du Dir mal die Elektronenkonfiguration angesehen, also ins PSE geguckt? Dann sollte Dir auffallen, dass aus irgendeinem Grund von Scandium nach Vanadium das 3d-Orbital mit weiteren Elektronen gefüllt wird. Beim Chrom ist das plötzlich ganz anders. Zu Kupfer hin kann das analog beobachtet werden. Grund dafür halb und vollbesetzte "Schalen" sind energetisch besonders günstig.
Gruß Christian
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(Frage) beantwortet | | Datum: | 01:50 Do 23.12.2010 | | Autor: | lexjou |
Also erstmal Danke für Deine Antwort. Wie schon erwähnt: 10. Klasse Chemie abgewählt und ist jetzt auch schon 10 Jahre her!!
Ich versteh das mit den Schalen nicht so ganz und den energetisch günstigen Zuständen...
Auf den Folien von der Vorlesung sind immer nur kleine Pfeile nach oben oder unten und dann in verschiedenen Schalen. K, L, M und N oder so.
Wie musss ich mir das vorstellen?
Ich schätze mal, ich habe da gerade so Schwierigkeiten, weil ich mir wirklich bildlich Schalen vorstelle, in denen etwas drin ist! Aber es geht ja um Teilchen!
Könntest Du versuchen, mir das anhand eines Beispiels näher zu bringen? Zum Beispiel irgendwas alltägliches? Ist bestimmt schwer... ich weiß! Aber ich komm noch nicht ganz zurande mit dem Thema.
Was genau sind diese Schalen? Sind das verschiedene "Hüllen" eines Elements? Oder irgendwie sowas?
Also wie schon geschrieben: ich komme so an sich ganz gut durch mit den Seminarblättern ( ob ich mir das bis zur Prüfung alles merken kann ist eine andere Fragen...) aber dieses Orbital-Thema ist mir noch nicht ganz klar!
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Die Elektronkonfiguration gibt die Verteilung deiner Elektronen in der Atomhülle an >>> das Bohrsche Atommodell verwendet hierfür, die dir bekannten Schalen. Und jede dieser Schalen weisen unterschiedliche Energieniveaus auf. Diese unterschiedlichen Energieniveaus innerhalb einer Schale werden Orbitale genannt.
Jedoch ist die Sache mit den Orbitalen ein wenig komplizierter.
Jedes Orbital kann nur 2 Elektronen aufnehmen.
Dabei dürfen diese 2 elektronen niemals den selben Spin (also in die gleiche Richtung zeigen) aufweisen >>> Pauli-Prinzip. Um das überhaupt zu schaffen muss man die Spinpaarungsenergie überwinden.
Bei der Befüllung der Orbitale ist darauf zu achten, dass Orbitale mit dem selben Energieniveau erst einzelnd besetzt werden >>> Hundsche Regel.
So sieht das alles aus mit dem Schema [mm] xA^{p} [/mm]
x - Schalennummer (1, ..., 7)
A - Orbitalform/ -art
p - Anzahl der Elektronen in diesem Orbital
[mm]1s^{2}[/mm]
[mm]2s^{2}[/mm]
[mm]2p^{6}[/mm]
[mm]3s^{2}[/mm]
[mm]3p^{6}[/mm]
[mm]3d^{10}[/mm]
[mm]4s^{2}[/mm]
[mm]4p^{6}[/mm]
[mm]4d^{10}[/mm]
[mm]4f^{14}[/mm]
...usw.
Da aber die einzelnen Orbitale ebenfalls noch "Energieüberschneidungen" aufweisen werden diese nach steigender Energie wie folgt befüllt...
![[]](/images/popup.gif) Orbitale und deren Energieniveaus
Das heißt also, ein 4s Orbital, wird vor einem 3d Orbital befüllt...
Bei Kupfer und Chrom wechselt ein Elektron des 4s Orbitals in das 3d Orbital, sodass das 4s Orbital trotz seines niedrigeren Energieniveaus nur einfach besetzt ist. Allerdings sind so die d-Orbitale halb (Chrom) bzw. vollständig (Kupfer) besetzt, welches ebenfalls "energetisch stabil" ist.
Halb besetzte und vollbesetzte Orbitale sind stabiler als unvollständig besetzte Orbitale...
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(Antwort) fertig | | Datum: | 10:58 Do 23.12.2010 | | Autor: | ONeill |
Hi!
Wenn Du schon mit dem Begriff der Schale überfordert bist (das meine ich jetzt nicht böse), dann solltest Du dir zunächst mal das Bohrsche Atommodell zu Gemüte führen.
Gruß Christian
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(Mitteilung) Reaktion unnötig  | | Datum: | 19:57 Do 23.12.2010 | | Autor: | lexjou |
Na was heißt hier überfordert??
Ich hab doch ausdrücklich geschrieben, dass ich seit 10 Jahren kein Chemie mehr hatte und genau die Frage mit den Schalen geklärt haben wollte!
Wenn ich damit nicht überfordert wäre, dann hätte ich die Frage doch wohl nicht gestellt, oder?
@wattwurm83:
Danke! So wollte ich das erklärt haben! Das ist die Art Antwort, die mir auch weiter hilft. :)
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![[]](http://www.scientific-multimedia.com/gallery/vektor/Energieniveauschema_634.jpg){kind=small}
Orbitale und deren Energieniveaus