hallo!
Helium hat ein vollbesetztes 1S-Orbital und ist ein Edelgas. Beryllium hat ein vollbesetztes 2S-Orbital und ist nicht edelgasähnlich. Wieso sind die Erdalkalimetalle nicht edelgasähnlich? Wo liegt der Unterschied zwischen vollbesetzten 1S- und vollbesetzten 2S-/3S-/4S-/5S-/6S-/7S-Orbitalen?
Gruß
Paul
Moin auch,
warum ist Chlor nicht edelgasaehnlich? Es hat doch ein vollbesetztes 3s-Orbital! Denk mal drueber nach, was Chlor (und Beryllium) noch hat in Bezug auf Elektronen.
Ralph
Moin,
Beryllium hat ein vollbesetztes 2S-Orbital und ist nicht
edelgasähnlich.
dann überleg mal was Beryllium, Natrium, aber auch Chlor, Sauerstoff und andere Elemente anstellen, um eine Edelgaskonfiguration zu erreichen.
Gandalf
warum ist Chlor nicht edelgasaehnlich? Es hat doch ein vollbesetztes 3s-Orbital!
Gut, meine Frage war nicht präzise formuliert:
Es geht natürlich um vollbesetzte äußere Orbitale. Chlor ist deshalb nicht edelgasähnlich, weil sein äußeres Orbital nicht vollbesetzt ist. Wobei das ja nur die halbe Wahrheit zu sein scheint. Denn auch das äußere Orbital von Beryllium ist vollbesetzt, es sollte also auch edelgasähnlich sein.
Gruß
Paul
dann überleg mal was Beryllium, Natrium, aber auch Chlor, Sauerstoff und andere Elemente anstellen, um eine Edelgaskonfiguration zu erreichen.
Sie geben Elektronen formal ab oder nehmen welche formal auf. Wieso Chlor, Natrium und Sauerstoff das tun, leuchtet mir ein: Vollbesetzte Orbitale sind stabiler und so versucht Chlor, sein 3p-Orbital formal zu füllen, Sauerstoff sein 2p-Orbital und Natrium versucht, sein 3s-Orbital formal zu leeren.
Doch wieso sollte Beryllium sich ändern? Sein äußerstes Orbital ist doch schon vollbesetzt und es sollte doch somit besonders stabil sein.
Wieso ist ein vollbesetztes 1s-Orbital als äußerstes Orbital stabiler als ein vollbesetztes 2s-Orbital als äußerstes Orbital?
Gruß
Paul
Hallo!
Dein Gedanke ist auch nicht ganz falsch. Wenn man sich mal die Ionisierungsenergien der Elemente anschaut, dann hat auch Beryllium ein lokales Maximum, weil eben eine Teilschale abgeschlossen ist.
Allerdings werden diese beiden Elektronen relativ schwach an den Kern gebunden, weil die Elektronen der K-Schale einiges der Anziehungskraft abschirmen. Naiv betrachtet, werden durch die K-Schale 2 der vier Protonen abgeschirm, also ist die Anziehungskraft auf die 2 2s-Elektronen ähnlich wie beim He-Atom. Allerdings dürfen (wegen des Pauli-Prinips) die Elektronen im Be-Atom (im Gegensatz zum He-Atom) nicht alle ihren energetisch günstigsten Zustand einnehmen. Deshalb lassen sie sich leichter als im He-Atom vom Kern lösen. Wenn also ein gieriger Elektronenakzeptor in der Nähe ist, der den beiden Elektronen ein Zuhause anbietet (z. B. Sauerstoff), dann werden diese sich leicht überreden lassen, sich wohnungstechnisch zu verändern.
Michael
achso, stimmt ja, Unterschalen
Dein Gedanke ist auch nicht ganz falsch. Wenn man sich mal die Ionisierungsenergien der Elemente anschaut, dann hat auch Beryllium ein lokales Maximum, weil eben eine Teilschale abgeschlossen ist.
Ah, richtig, das mit den Teilschalen hatte ich vergessen. Edelgasähnlich sind Atome also nur, wenn die komplette durch die Hauptquantenzahl bestimmte Schale voll ist. Also im Fall des Berylliums nicht nur das 2s- sondern auch das 2p-Orbital. Ob Unterschalen komplett besetzt sind, sagt nichts über einen edelgasähnlichen Zustand aus.
Allerdings dürfen (wegen des Pauli-Prinips) die Elektronen im Be-Atom (im Gegensatz zum He-Atom) nicht alle ihren energetisch günstigsten Zustand einnehmen.
Das verstehe ich nicht.
Helium: im 1s-Orbital je ein Elektron mit Spin +1/2 und eins mit -1/2
Beryllium: im 1s-Orbital genauso wie bei Helium, im 2s-Orbtial je ein Elektron mit Spin +1/2 und eins mit -1/2.
Inwiefern unterscheidet sich jetzt Beryllium von Helium in Bezug auf die Spin-Verteilung?
Deshalb lassen sie sich leichter als im He-Atom vom Kern lösen.
Ich habe noch nichts davon gehört, dass die Spin-Verteilung der Elektronen einen Bezug auf ihre Bindungsstärke hat.
danke für deine Antwort,
Gruß
Paul
Hallo!
Allerdings dürfen (wegen des Pauli-Prinips) die Elektronen im Be-Atom (im Gegensatz zum He-Atom) nicht alle ihren energetisch günstigsten Zustand einnehmen.
Das verstehe ich nicht.
Damit meinte ich, dass nicht alle Elektronen im 1s-Zustand sein dürfen, weil der schon voll ist. Folglich sind das 3. und das 4. Elektron im 2s-Zustand, der energetisch höher liegt. Also lassen sich die 2s-Elektronen leichter vom Atomrumpf lösen als die 1s-Elektronen des Heliums.
Über den Spin wollte ich gar nichts sagen.
Michael