Quantenzahlen und Orbitalmodell

Die moderne Atomtheorie basiert auf dem Konzept der Quantenzahlen, die den Zustand jedes Elektrons im Atom präzise beschreiben. Es gibt vier Quantenzahlen:

1. Die Hauptquantenzahl n beschreibt die Hauptenergieschale des Atoms.
2. Die Nebenquantenzahl l definiert die Form der Orbitale.
3. Die Magnetquantenzahl m gibt die räumliche Ausrichtung der Orbitale an.
4. Die Spinquantenzahl s beschreibt die Eigenrotation des Elektrons.

Definition: Orbitale sind Bereiche um den Atomkern, in denen sich Elektronen mit einer Wahrscheinlichkeit von 90% aufhalten.

Das Bohr-Sommerfeld Modell erweiterte Bohrs Vorstellung durch die Aufspaltung der Energieniveaus in Unterniveaus. Das Orbitalmodell verfeinerte dies weiter und beschreibt die Energiezustände der Elektronen mithilfe von Quantenzahlen.

Die Elektronenkonfiguration folgt bestimmten Regeln:

1. Das Pauli-Prinzip besagt, dass sich Elektronen in mindestens einer Quantenzahl unterscheiden müssen.
2. Das energetische Aufbauprinzip bestimmt die Reihenfolge der Besetzung.
3. Die Hund'sche Regel erklärt die Verteilung von Elektronen in Orbitalen gleicher Energie.

Example: Die Elektronenkonfiguration von Stickstoff (N) ist 1s² 2s² 2p³ oder [He] 2s² 2p³.

Highlight: Voll und halb besetzte Niveaus sind besonders stabil, was zu Ausnahmen in der Elektronenkonfiguration führen kann, wie bei Kupfer (Cu) und Chrom (Cr).

Das Verständnis der Elektronenkonfiguration ist entscheidend für die Erklärung chemischer Bindungen und die Vorhersage von Elementeigenschaften im Periodensystem.