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Das Auffüllen der Elektronenzustände im Periodensystem

Die Symbolik zur Bezeichnung von Elektronenkonfigurationen

(Elektronenverteilungen in Atomen und Ionen enthält :

Während das Auffüllen der Elektronenzahl bei den Hauptgruppenelementen einfach ist, gibt es bei den Übergangs- und bei den Seltenerdmetallen einige Unregelmässigkeiten:
Tabelle 4: Elektronenauffüllschema der freien Atome
Übergangselemente Gruppen 3 bis 12
Orbital/Atom Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn
4s 2 2 2 1 2 2 2 2 1 2
3d 1 2 3 5 5 6 7 8 10 10
4p 0 0 0 0 0 0 0 0 0 0
Orbital/Atom Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd
5s 2 2 2 1 2 2 2 2 1 2
4d 1 2 3 5 5 6 7 8 10 10
5p 0 0 0 0 0 0 0 0 0 0
Orbital/Atom La Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg
6s 2 2 2 2 2 2 2 1 1 2
5d 1 2 3 4 5 6 7 9 10 10
6p 0 0 0 0 0 0 0 0 0 0

Generell gilt für die neutralen d-Elemente die Elektronenkonfiguration

$\displaystyle (n-1)d^m ns^2, $

kurz vor Erreichen der halbvollen bzw. vollen Schale $ (n-1)d^{m+1} ns^1 $ und für $ Pt^0$ $(n-1)d^{m+1} ns^1. $

In einigen Fällen liegt eine äusserst delikate Balance vor, zwischen den s-, d- und f-Orbitalen, die ihre energetische Abfolge mit steigender Kernladung mehrfach ändern können.

Generell gilt für die neutralen f-Elemente die Elektronenkonfiguration

$\displaystyle (n-2)f^m (n-1)d^0 ns^2, $

kurz nach Erreichen der halbvollen bzw. vollen Schale

$\displaystyle (n-2)f^m (n-1)d^{1} ns^2. $

La gehört zu den Übergangselementen, Gd und Lu können einen gewissen Charakter der d-Elemente zeigen.

O/A La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu
6s 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2
5d 1 0 0 0 0 0 0 1 0 0 0 0 0 0 1
4f 0 2 3 4 5 6 7 7 9 10 11 12 13 14 14

Abbildung 10: links: Darstellungen des Elektronenauffüllschemas der freien Atome. rechts: Reaktionsenergie der Atomorbitale als Funktion der Kernladung.
\includegraphics[width=.45\textwidth]{/usr/edu/lector/vorlesung_ac1/pic/ac1_2_Auffuellschem-a} \includegraphics[width=.45\textwidth]{/usr/edu/lector/vorlesung_ac1/pic/ac1_2_Auffuellschem-b}


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letzte Änderung: 2001-11-07