Das Orbitalmodell und Elektronenkonfigurationen

Das Orbitalmodell beschreibt die elektronische Struktur von Atomen und umfasst verschiedene Orbitaltypen:

• s-Orbitale: kugelförmig, maximal 2 Elektronen
• p-Orbitale: hantelförmig, maximal 6 Elektronen in 3 energiegleichen Orbitalen
• d-Orbitale: maximal 10 Elektronen in 5 energiegleichen Varianten
• f-Orbitale: maximal 14 Elektronen in 7 energiegleichen Varianten

Die Besetzung der Schalen folgt bestimmten Regeln:

• K-Schale: 2 Elektronen
• L-Schale: 8 Elektronen
• M-Schale: 18 Elektronen (8 Elektronen bilden ein stabiles Energieniveau)
• N-Schale: 32 Elektronen

Vocabulary: Orbitale sind Bereiche im Atom, in denen sich Elektronen mit hoher Wahrscheinlichkeit aufhalten.

Example: Die Elektronenkonfiguration von Aluminium (Al) lautet [Ne] 3s² 3p¹, was die Verteilung der 13 Elektronen auf die verschiedenen Orbitale zeigt.

Für die Besetzung der Orbitale gelten zwei wichtige Regeln:

1. Pauli-Prinzip: Ein Orbital kann maximal von 2 Elektronen mit entgegengesetztem Spin besetzt werden.
2. Hundsche Regel: Orbitale gleicher Energie werden zunächst einfach und dann erst doppelt besetzt.

Definition: Die Elektronenkonfiguration beschreibt die Verteilung der Elektronen auf die verschiedenen Orbitale eines Atoms.

Highlight: Ausnahmen in der Elektronenkonfiguration treten bei Elementen wie Chrom (Cr) und Kupfer (Cu) auf, wo halbbesetzte oder vollbesetzte d-Orbitale energetisch bevorzugt sind.

Das Orbitalmodell bietet eine grundlegende Erklärung für die chemischen Eigenschaften der Elemente und ist entscheidend für das Verständnis chemischer Bindungen und Reaktionen.