Verteilung von Elektronen in den Umlaufbahnen - eines der grundlegenden Prinzipien in der Quantenmechanik, das die Anordnung von Elektronen in einem Atom oder Ion bestimmt. Orbitale sind Bereiche der Wahrscheinlichkeit, ein Elektron um den Kern eines Atoms herum zu finden. Obwohl sie keine physikalische Struktur darstellen, sondern nur eine mathematische Beschreibung des Verhaltens eines Elektrons darstellen, helfen sie, die chemischen Eigenschaften von Substanzen und ihre Reaktionen zu erklären.
Jedes Atom hat seine eigene einzigartige elektronische Konfiguration, die durch die Energieniveaus und Unterebenen bestimmt wird. Die Orbitale werden in Hauptquantenzahlen (n) und Unterebenen in Azimutquantenzahlen (l) unterteilt. Die Hauptquantenzahlen nehmen ganzzahlige Werte an, und die Azimutquantenzahlen sind Werte von 0 bis n-1. Jedes Orbital kann nicht mehr als zwei Elektronen mit gegenüberliegenden Spins enthalten.
Die Verteilung von Elektronen über Orbitale und Unterebenen folgt dem Prinzip der geringsten Energie, das als Elektronen-Füllprinzip bekannt ist. Es legt Regeln fest, um die Orbitale mit sekundären Elektronen zu füllen. Die Rückseiten der Elektronen werden immer parallel gefüllt, bevor die Paarfüllung beginnt. Dies erklärt, warum normale Atome spezifische elektronische Konfigurationen haben und warum sie chemische Bindungen zu anderen Atomen bilden.
Was sind Orbitale und wie sind Elektronen in sie verteilt?
Die s–Orbitale sind kugelförmig und sind dem Kern eines Atoms am nächsten. Jedes s-Orbital kann maximal 2 Elektronen enthalten.
Die p - Orbitale sind wie eine doppelte Kugelkappe geformt und unterscheiden sich in der Ausrichtung im Raum. Es gibt 3 Orbitale p - px, py und pz, die jeweils 2 Elektronen enthalten können, um schließlich einen gemeinsamen Bereich des Raums zu bilden, der als Unterebene p bezeichnet wird.
D– Orbitale haben eine komplexere Form und können bis zu 10 Elektronen enthalten. Aufgrund ihrer hohen Energie sind sie weiter vom Kern entfernt als die s- und p-Orbitale.
f-Orbitale sind die energiereichsten Orbitale, die bis zu 14 Elektronen enthalten können. Sie befinden sich noch weiter vom Kern entfernt als die d-Orbitale.
Die Verteilung von Elektronen in den Umlaufbahnen folgt den Regeln für die Befüllung mit Elektronenpaaren und dem periodischen System von Elementen. Jeder Orbital kann maximal 2 Elektronen enthalten, die gegenüberliegende Spins haben müssen.
Definition von Orbitalen und deren Funktionen
Die Hauptfunktion von Orbitalen besteht in der Wahrscheinlichkeit, dass ein Elektron in einem bestimmten Bereich in der Nähe des Atomkerns gefunden wird. Die genaue Position und Geschwindigkeit eines Elektrons im Orbitalbereich kann nicht genau bestimmt werden, aber die Wahrscheinlichkeit, dass es in verschiedenen Teilen des Orbitals verbleibt, kann als elektronische Dichte dargestellt werden.
Orbitale haben verschiedene Formen, die durch dreidimensionale grafische Modelle oder Bilder dargestellt werden können. Zum Beispiel haben die Orbitale s die Form einer Kugel, die Orbitale p haben die Form eines sechseckigen Gewirrs und die Orbitale d und f haben komplexere Formen.
Jede Umlaufbahn kann nach dem Pauli-Prinzip nicht mehr als zwei Elektronen mit einem entgegengesetzten Spin enthalten. Die Verteilung von Elektronen in den Umlaufbahnen bestimmt die elektronische Konfiguration eines Atoms und seine chemischen Eigenschaften.
Elektronenstruktur und Orbitalbewegung
Orbitale sind Bereiche des Raums, in denen die maximale Wahrscheinlichkeit besteht, ein Elektron zu finden. Sie haben eine bestimmte Form und Energie, die durch Quantenzahlen bestimmt wird. Es gibt vier Arten von Orbitalen: s, p, d und f.
Die Umlaufbewegung eines Elektrons ist durch Quantenzahlen gekennzeichnet, die das Energieniveau, das Momentum des Impulses und die Orientierung des Orbitals im Raum bestimmen.
Quantenzahlen zur Beschreibung von Orbitalen umfassen:
- Die Hauptquantenzahl (n), die das Energieniveau des Orbitals bestimmt und ganzzahlige Werte zwischen 1 und höher annehmen kann.
- Eine umlaufende Quantenzahl (l), die die Form des Orbitals bestimmt und Werte von 0 bis (n-1) annehmen kann. Zum Beispiel für die Orbitale s, p, d und f, jeweils l=0, 1, 2 und 3.
- Eine magnetische Quantenzahl (m), die die Orientierung des Orbitals im Raum bestimmt. Es kann Werte von -l bis +l annehmen.
Die Struktur des Elektrons und seine Orbitalbewegung werden daher durch Quantenzahlen bestimmt, die die Energie, Form und Ausrichtung der Orbitale beschreiben.
Tabelle mit Elektronenverteilung in Orbitalen:
Die Verteilung der Elektronen in den Umlaufbahnen erfolgt nach den Prinzipien des KPT (des Konfigurationsprinzips des Tozers). Diese Prinzipien bestimmen die Reihenfolge, in der die Energieniveaus und Unterebenen in einem Atom gefüllt werden.
Die folgende Tabelle zeigt die wichtigsten Orbitale (Energieniveaus und Unterebenen) und ihre maximale Anzahl an Elektronen, die sie aufnehmen können:
- 1s - 2 Elektronen
- 2s - 2 Elektronen
- 2p - 6 Elektronen
- 3s - 2 Elektronen
- 3p - 6 Elektronen
- 3d - 10 Elektronen
- 4s - 2 Elektronen
- 4p - 6 Elektronen
- 4d - 10 Elektronen
- 4f - 14 Elektronen
- 5s - 2 Elektronen
- 5p - 6 Elektronen
- 5d - 10 Elektronen
- 5f - 14 Elektronen
- 6s - 2 Elektronen
- 6p - 6 Elektronen
- 6d - 10 Elektronen
- 7s - 2 Elektronen
- 7p - 6 Elektronen
- 7d - 10 Elektronen
- 7f - 14 Elektronen
Mit dieser Tabelle können Sie sich vorstellen, welche Orbitale sich bei der Elektronenverteilung in einem Atom füllen, und die maximale Anzahl von Elektronen ermitteln, die sich auf jeder Energieebene oder Unterebene befinden kann.
Prinzipien der Orbitalfüllung
Es gibt mehrere Prinzipien, die die Reihenfolge beschreiben, in der Orbitale mit Elektronen gefüllt werden. Sie helfen zu erklären, wie genau die Elektronenverteilung in einem Atom erfolgt.
1. Das Prinzip des Füllens der Schalen: Zuerst werden die Orbitale mit weniger Energie gefüllt und dann mit mehr Energie. Das Niveau s füllt sich also früher als p und das Niveau p ist früher als d und f.
2. Das Pauli-Verbotsprinzip: In jedem Orbit können maximal zwei Elektronen mit entgegengesetzten Spins sein. Dies bedeutet, dass zwei Elektronen in derselben Umlaufbahn entgegengesetzte Richtungen von magnetischen Momenten haben müssen.
3. Gunda-Prinzip: im Grundzustand eines Atoms besetzen Elektronen Orbitale mit minimalen Werten des gesamten Spin- und Orbitalmoments.
Diese Prinzipien, kombiniert mit der Orbitalstruktur, ermöglichen es Ihnen, zu bestimmen, wie viele Elektronen sich in jeder Hülle befinden können, und die richtigen Bezeichnungen für Orbitale auszuwählen.
Orbitale und chemische Bindungen
Orbitale spielen eine wichtige Rolle bei der Bildung chemischer Bindungen zwischen Atomen. Eine chemische Bindung entsteht, wenn Elektronen, die sich in den Umlaufbahnen der Atome befinden, interagieren und elektronische Wolken bilden, die die Atome an ein Molekül binden.
Es gibt verschiedene Arten von chemischen Bindungen, die sich abhängig von den von Elektronen belegten Orbitalen bilden können:
| Bindungstyp | Die Beschreibung |
|---|---|
| Ionenbindung | Es wird gebildet, wenn sich Atome stark in der Elektronegativität unterscheiden und ein Atom Elektronen an ein anderes Atom abgibt. Dadurch entstehen positive und negative Ionen, die durch elektrostatische Kräfte aneinander angezogen werden. |
| Kovalente Bindung | Es wird durch die gemeinsame Verwendung von elektronischen Wolken durch zwei Atome gebildet. Die Umlaufbahnen der Atome überlappen sich und bilden gemeinsame elektronische Paare, die die Atome an ein Molekül binden. |
| metallische Bindung | Charakteristisch für Metalle. In Metallen bilden Atome ein Gitter, in dem sich Elektronen frei zwischen den Atomen bewegen können und eine elektronische Wolke bilden. Dies bietet Metallen die Eigenschaft, Strom zu leiten. |
Daher sind Orbitale ein Schlüsselelement beim Verständnis der Bildung und der Arten chemischer Bindungen zwischen Atomen. Sie bestimmen, wie Elektronen um Atome verteilt sind und interagieren, um Bindungen zu bilden, die die Eigenschaften und chemischen Reaktionen einer Substanz bestimmen.
Merkmale der Elektronenverteilung in verschiedenen Elementen
Die Verteilung von Elektronen in den Umlaufbahnen kann aufgrund ihrer Struktur und Konfiguration bei verschiedenen Elementen variieren. Jedes Element hat eine bestimmte Anzahl von Elektronen, die zuerst die Umlaufbahnen der unteren Energieniveaus füllen und dann in die Umlaufbahnen der höheren Energieniveaus übergehen.
Zum Beispiel hat das Element Wasserstoff (H) nur ein Elektron, das auf der ersten Energiehülle (K-Orbitale) verteilt ist. Das Helium (He) -Element hat auch nur zwei Elektronen, die die erste Energiehülle (K-Orbitale) füllen.
Für Elemente mit einer großen Anzahl von Elektronen, wie Sauerstoff (O) oder Kohlenstoff (C), wird die Elektronenverteilung komplexer. Zum Beispiel hat ein Sauerstoffatom 8 Elektronen, die sich wie folgt verteilen: zwei an der ersten Energiehülle (K-Orbitale) und sechs an der zweiten Hülle (L-Orbitale).
Einige Elemente haben Eigenschaften in der Elektronenverteilung. Zum Beispiel hat eine Gruppe von inerten Gasen (Helium (He), Neon (Ne) usw.) eine vollständig gefüllte letzte Energiehülle, die sie stabil macht. Dies erklärt ihre geringe Reaktivität.
Bei Elementen mit einer großen Ordnungszahl (über 20) wird die Elektronenverteilung aufgrund des Vorhandenseins zusätzlicher Energieniveaus und Unterebenen komplizierter. Einige Elemente haben vollständig gefüllte Unterebenen, was sich auf ihre chemischen Eigenschaften und Reaktivität auswirkt.
