Radiale Aufenthaltswahrscheinlichkeit von Elektronen

Allgemeine Chemie
04.11.2002
Radiale Aufenthaltswahrscheinlichkeit von Elektronen
a0 = 53pm (für s1) > 1. Bohrsche Bahn
Quantenzahlen:
1) Hauptquantenzahl: n = 1,2,3,4,…
Bestimmt den größten Teil des Energieinhaltes. Mit steigendem n nehmen Energie und
Größe zu. N entspricht „Elektronenschale“
2) Nebenquantenzahl: l = 0,1,2,…n-1 (Drehimpulsquantenzahl)
Gestalt des Orbitals:
l=0
l=1
l=2
l=3
s
p
d
f
3) Magnetische Quantenzahl: m = -l, -l + 1,…, l-1, l
> räumliche Ausrichtung der Orbitale (für p vergleichbar mit x, y, z Achse)
s-Orbital
p-Orbitale
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d-Orbitale:
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Stern-Gerlach-Experiment:
Beim Stern-Gerlach-Experiment wird Silber verdampft und anschließend durch ein
magnetisches Feld geleitet.
Ergebnis/ Beobachtung:
Der Atomstrahl wird im Magnetfeld aufgespalten. Der Grund dafür ist, dass Silber ein
Element mit ungerader Elektronenzahl ist. Dabei sind 46 der 47 Elektronen jeweils zwei
Elektronen mit entgegen gesetztem Spin gepaart in einem Orbital und somit im Magnetfeld
unbedeutend. Das überbleibende Elektron befindet sich alleine in einem Orbital und macht
somit das Silberatom zu einem Mini-Magneten. In einem Silberschwarm werden 50% der
1
Atome ein ungepaartes Elektron mit s = + die andere Hälfte der Atome wird
2
1
dementsprechend mit s = - besitzen. Aus diesem Grunde wird der Atomstrahl auch
2
gespalten.
1 1
Elektronenspin: ↑+ ↓- > Spinquantenzahl s (ms)
2 2
Aufbauprinzip:
1) Füllung der Atomorbitale beginnt mit dem energetisch tiefsten Atomorbital (1s > 2s
> 2p > 3s…)
2) Zwei Elektronen mit umgekehrtem Spin in jedes Atomorbital
3) Bei entarteten Atomornitalen (z.B. 2p): Regel nach Hund: bis zur Halbfüllung werden
die entarteten Orbitale mit Elektronen gleichen Spins gefüllt
Beispiele:
H: 1s1
He: 1s2
Li: 1s2 2s1
Be: 1s2 2s2
B: 1s2 2s2 2p
C: 1s2 2s2 2p2
N: 1s2 2s2 2p3
F: 1s2 2s2 2p5
Ne: 1s2 2s2 2p6
Ausnahmen:
Cr: [Ar] 4s1 3d5 (nicht 4s2 3d4)
Cu: [Ar] 4s1 3d10 (nicht 4s2 3d9)
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Elektronenkonfiguration von Ionen:
−
Na: 1s2 2s2 2p6 3s1 −e
→ Na+: 1s2 2s2 2p6 > [Ne]
−
Cl: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 +e
→ Cl-: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 > [Ar]
Na + ½ Cl2

→ NaCl
Gang der Atomradien: Kovalenzradien
Cl
Cl
198pm
> d/2 = r (Cl) = 99pm
Bei Elementen einer Periode nehmen die
Kovalenzradien
ab,
aufgrund
der
steigenden Kernladungszahl. Von oben
nach unten steigen die Kovalenzradien. Bei
Übergamgsmetallen tritt ein so genannter
Abschirmungseffekt durch die d-Orbitale
auf, welcher dazu führt, dass der
Kovalenzradius zunimmt.
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Ergänzungen aus der Übung zur Allgemeinen Chemie:
Ionisierungsenergie:
Definition: Die Ionisierungsenergie entspricht der Energie, die nötig ist um einem Atom im
Grundzustand dass schwächste gebundene Elektron zu entreißen. (> erste
Ionisierungenergie)
Symbolhaft dargestellt: A > A+; A>A
Elektronenaffinität:
Definition: Als Elektronenaffinität wird die Energie bezeichnet, die umgesetzt wird wenn
ein Atom im Gaszustand ein Elektron aufnimmt. (>erste Elektronenaffinität)
Symbolhaft dargestellt: A > A-; A+ > A;
A2+ > A+
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