Elektronenkonfiguration

Erste Frage Aufrufe: 154     Aktiv: 27.11.2022 um 15:52

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Hallo, ich sitze gerade an einer Aufgabe, bei der ich die Elektronenkonfiguration angeben soll. Erstens habt iht Tipps wie ich das schneller machen kann außer es immer aufzuzeichnen? Zweitens (die eigentliche Frage) wie ist die Elektronenkonfiguration von Al3+ (ist das [Ne]?) und wie ist die von Mn2+, mein erster Gedanke war hier [Ar]4s^2 3d^3, aber das ist falsch. Wieso? Ist dort [Ar]3d^5 richtig? Wenn ja, wieso ziehe ich die 2 nicht bei den 3d ab sondern bei 4s? Vielen Dank! :)

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Ich nehme mir immer ein Periodensystem zuhilfe und schaue nach, in welcher Periode und Gruppe das Element steht.

Ja, Al3+ hat die Konfiguration [Ne], denn es hat alle 3 Valenzelektronen abgegeben und ist damit in der Edelgaskonfiguration von Neon.

Bei Mn2+ ist [Ar]3d5 richtig. Der Grund ist, dass es ein Element aus den Nebengruppen ist. Diese haben meistens 2 Elektronen in der 4s-Schale und n Elektronen in der 3d-Schale. 4s und 3d haben fast das gleiche Energieniveau, aber die s-Elektronen liegen etwas weiter außerhalb als die d-Elektronen und können deshalb leichter abgegeben werden. Das ist so eine Besonderheit bei den Nebengruppenelementen.

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Okay dann schonmal danke! Ich verstehe nur nicht genau, wieso man bei Mn2+ [Ar]3d^5 hat und nicht [Ar]4s^2 3d^3? Nach der Hundschen Regel, füllt man das doch so auf, dass die Spins erst einzeln und dann doppelt belegt sind. Wieso entferne ich dann nicht die Elektronen im 3d Oribital sondern die im 4s Orbital, obwohl diese voll aufgefüllt sind?

  ─   chemie18 22.11.2022 um 14:55

Die Hundschen Regeln gelten innerhalb derselben Schale. Bei den Nebengruppenelementen gibt es aber die Besonderheit, dass sich zwei unterschiedliche Schalen energetisch überlappen. Und weil das 4s-Orbital etwas weiter außen liegt, hat dieses Vorrang vor den Hundschen Regeln. (Mit anderen Worten: Die Hundschen Regeln sind auch nicht in Stein gemeißelt, sondern es gibt gewisse Ausnahmen.)

  ─   stefriegel 22.11.2022 um 15:35

Okay, aber wenn das 4s-Orbital Vorrang hat, wieso wird dann genau das entfernt? Oder habe ich gerade einen Denkfehler?

  ─   chemie18 22.11.2022 um 15:36

Du denkst schon richtig, aber es wirklich etwas kompliziert. Das 4s-Orbital wird innerhalb der 4. Periode des PSE von links nach rechts zuerst aufgefüllt, weil es energetisch tiefer als das 3d liegt. Aber bei der Ionisation des Mn zu Mn2+ wird das 4s zuerst geleert, weil das 4s-Orbital räumlich weiter hinaus reicht als das 3d und dadurch von äußeren elektrischen Feldern eine stärkere Coulombanziehung erfährt.

  ─   stefriegel 22.11.2022 um 16:39

Oh okay, hast du da einen Tipp, wie ich mir das merken kann? Weil wenn ich zB N+ habe, ziehe ich ja auch eins vom 2p Orbital ab, sodass ich dann [He]2s^2 2p^2 habe. Also ist das eine Besonderheit von Mg, dass ich da das 4s-Orbital entferne, obwohl das zuerst aufgefüllt wird?

  ─   chemie18 23.11.2022 um 09:43

Die Besonderheit gilt nicht nur für Mg, sondern für alle Elemente der Nebengruppen, weil dort das 3d-Orbital mit dem 4s-Orbital überlappt. Schau dir in einer Formelsammlung die Elektronenkonfigurationen der Nebengruppenelemente an: Es wird zuerst das 4s-Orbital mit max. 2 Elektronen gefüllt und dann wird mit dem 3d-Orbital weitergemacht, bis es voll ist. Ab Gallium ist dann wieder das 4p-Orbital dran.
Beim Ionisieren verlieren die Nebengruppelemente zuerst die 4s-Elektronen, weil die weiter draußen sind.

  ─   stefriegel 23.11.2022 um 12:17

Ah okay alles klar. Heißt also, dass ich bei den Nebengruppenelementen immer erst die Elektronen aus dem 4s Orbital entferne und bei allen Hauptgruppenelementen mache ich es wie "gewohnt" bzw so wie es intuitiver ist (Bsp von N+)?

  ─   chemie18 23.11.2022 um 13:46

yep!

  ─   stefriegel 23.11.2022 um 17:38

super, danke dir! :)

  ─   chemie18 27.11.2022 um 15:52

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