Ausnahme bei der Elektronenkonfiguration
Wieso haben Kupfer und Chrom eine andere Elektronenkonfiguration als erwartet? Und wieso ist das bei direkt daneben stehenden Elementen (z.B. Eisen, Mangan) nicht der Fall? Danke schon im Voraus :-)
1 Antwort
Oooh mit diesen Ausnahmen wurden wir im Studium, 1. Semester gequält...
Kupfer hat ja 11 Valenzelektronen (siehst du ja an der Gruppennummer). Normalerweise wird erst das 4s - Orbital und dann das 3d-Orbital aufgefüllt.
Doch es gilt auch die Regel, dass vollständig besetzte Orbitale stabiler sind als nicht vollbesetzte. (damit meine ich jetzt nicht die einzelnen Orbitale, da ist es ja aufgrund der Spinpaarungsenergie andersrum, sondern es ist stabiler alle d-Orbitale zu füllen...)
Allgemein gibt es ja 2 Möglichkeiten:
[Ar]3d^9 4s^2 (die erwartete Konfiguration)
oder
[Ar]3d^10 4s^1
Hier ist aufgrund der vollbesetzten d-Orbitale die 2. Elektronenkonfiguration stabiler.
Bei Cr lässt sich das auf die Hundsche Regel beziehen... die Spinpaarungsenergie, die aufgebracht wird, wenn sich (wie erwartet) 2 Elektronen im 4s Orbital befinden, ist ausnahmsweise kleiner, da eine vollständige Halb-Besetzung der d-Orbitale günstiger ist (aus gleichem Grund wie oben)
Deswegen liegt Cr als 4s^1 3d^5 vor...
Eine genaue Erklärung warum die vollständige Halb/Vollbesetzung der d-Orbitale günstiger ist, gibt es soweit ich weiß noch nicht, besonders auch, weil es einige extrem exotische Ausnahmen gibt (Pd z.B. lässt das 5s-Orbital komplett leer....)
Bei den f-Orbitalen der Lanthanoiden ist das mit den Ausnahmen noch viel schlimmer...
Am besten ist einfach, du merkst dir das auffüllprinzip (4s -> 3d ->4p) und lernst einfach die Ausnahmen (der Name des Elementes reicht, außer Pd haben alle Ausnahmen 4s^1)...
Hoffe ich konnte helfen ;)
