Inorganic Chemistry - Exam

Aufgabe 1)

Das Periodensystem der Elemente stellt eine systematische Anordnung aller bekannten chemischen Elemente dar, basierend auf ihrem Ordnungszahlen, Elektronenkonfigurationen und wiederkehrenden chemischen Eigenschaften. Ursprünglich 1869 von Dmitri Mendelejew vorgeschlagen, hat das Periodensystem seitdem zahlreiche Erweiterungen und Modifikationen erfahren, insbesondere durch die Arbeit von Henry Moseley, der die Elemente basierend auf ihren Ordnungszahlen ordnete. In seiner modernen Form ist das Periodensystem in 18 Gruppen und 7 Perioden unterteilt, wobei Lanthanide und Actinide Sondergruppen bilden. Mit dem Fortschritt der Wissenschaft und der quantenphysikalischen Erkenntnisse wurden weitere synthetische Elemente hinzugefügt, wodurch das System ständig aktualisiert und erweitert wurde.

a)

Betrachte die historische Entwicklung des Periodensystems und analysiere die Bedeutung der Ordnungszahl in dieser Entwicklung. Diskutiere, warum die Einführung der Ordnungszahl durch Henry Moseley ein entscheidender Fortschritt war im Vergleich zur ursprünglichen Anordnung nach Atommasse durch Mendelejew.

Lösung:

Die historische Entwicklung des Periodensystems der Elemente ist eine faszinierende Reise durch die Wissenschaftsgeschichte, die sich auf die Entdeckung und Klassifizierung der vielen chemischen Elemente erstreckt. Hier sind die wichtigsten Punkte, die die Entwicklung und Bedeutung der Ordnungszahl in diesem Kontext beleuchten:

• Ursprüngliche Anordnung nach Mendelejew: Dmitri Mendelejew entwickelte 1869 das erste Periodensystem, indem er die Elemente basierend auf ihren Atommassen und ähnlichen chemischen Eigenschaften anordnete. Dies führte zur Vorhersage der Existenz und Eigenschaften von damals unbekannten Elementen. Allerdings gab es einige Unstimmigkeiten, wie zum Beispiel bei den Positionen der Elemente Iod (I) und Tellur (Te), deren Atommasse nicht streng monoton anstieg, was die Anordnung erschwerte.
• Einführung der Ordnungszahl durch Henry Moseley: Henry Moseley (1913) führte das Konzept der Ordnungszahl ein, basierend auf der Anzahl der Protonen im Atomkern. Mithilfe von Röntgenspektren konnte er zeigen, dass die physikalischen und chemischen Eigenschaften der Elemente klarer verstanden werden können, wenn sie nach ihrer Ordnungszahl und nicht nach ihrer Atommasse geordnet werden. Dies schuf folgende Vorteile:
  • Korrekte Positionierung der Elemente: Elemente wie Iod und Tellur konnten korrekt nach ihrer Ordnungszahl platziert werden, wodurch die Unstimmigkeiten beseitigt wurden.
  • Vorhersage von Elementen: Die Lücken im Periodensystem ließen sich nun klarer definieren und das Konzept der Ordnungszahl ermöglichte die Vorhersage von physikalischen und chemischen Eigenschaften unbekannter Elemente präziser.
  • Klarere Systematik: Die Anordnung nach Ordnungszahl führte zu einer klareren Periodizität und Systematik im Periodensystem. Chemische Eigenschaften und Trends konnten besser verstanden und vorhergesagt werden.
  • Bestätigung durch experimentelle Beweise: Moseleys Gesetz, das eine lineare Beziehung zwischen der Frequenz der charakteristischen Röntgenstrahlung und der Ordnungszahl aufzeigt, bestätigte experimentell die Bedeutung der Ordnungszahl und stärkte die wissenschaftliche Akzeptanz dieses Konzepts.

Zusammenfassend lässt sich sagen, dass die Einführung der Ordnungszahl durch Henry Moseley ein entscheidender Fortschritt war, da sie eine präzisere und logischere Anordnung der Elemente ermöglichte und viele der zuvor bestehenden Unstimmigkeiten löste. Daraus ergab sich nicht nur ein besseres Verständnis der chemischen Eigenschaften der Elemente, sondern auch präzisere Vorhersagen und eine tiefere Einsicht in die Struktur der Materie.

b)

Angenommen, Du hast ein Element X in der 4. Periode und der 15. Gruppe des Periodensystems. Bestimme die Elektronenkonfiguration dieses Elements und erkläre, wie die Position im Periodensystem seine chemischen Eigenschaften beeinflusst.

Lösung:

Um die Elektronenkonfiguration eines Elements X in der 4. Periode und der 15. Gruppe des Periodensystems zu bestimmen, gehen wir wie folgt vor:

• Identifiziere das Element: Das Element in der 4. Periode und der 15. Gruppe (Gruppe 15 nach der IUPAC-Nomenklatur, auch als Gruppe 5A bekannt) ist Arsen (As).
• Schreibe die Elektronenkonfiguration: Da Arsen in der 4. Periode ist, hat es die Elektronenkonfiguration der vorhergehenden Edelgase bis Argon (Ar) und füllt dann die Elektronenschalen in der 4. Periode auf. Die Konfiguration lautet somit:

  [Ar] 3d10 4s2 4p3

Diese Konfiguration zeigt, dass Arsen 33 Elektronen hat, die sich wie folgt auf die verschiedenen Orbitale verteilen:

• 1s²
• 2s² 2p⁶
• 3s² 3p⁶ 3d¹⁰
• 4s² 4p³

Einfluss der Position im Periodensystem auf die chemischen Eigenschaften:

• Gruppennummer: Arsen gehört zur 15. Gruppe. Die Elemente dieser Gruppe haben fünf Valenzelektronen (nämlich s²p³). Dies gibt ihnen eine gemeinsame Eigenschaft der Valenzelektronenzahl, was bedeutet, dass sie normalerweise drei Elektronen aufnehmen oder fünf Elektronen abgeben, um eine stabile Elektronenkonfiguration zu erreichen.
• Reaktivität: Aufgrund der fünf Valenzelektronen neigen Mitglieder der Gruppe 15 dazu, in verschiedenen Oxidationszuständen zu existieren. Für Arsen sind die häufigsten +3 und +5. Diese Vielfalt in den Oxidationszuständen macht sie chemisch vielseitig.
• Halbleitereigenschaften: Arsen kann fester Bestandteil von Halbleitermaterialien sein, wie zum Beispiel bei der Herstellung von Galliumarsenid (GaAs), das in der Mikroelektronik verwendet wird. Dies liegt an seiner Position im Periodensystem, wodurch es spezifische elektrische Eigenschaften definiert.
• Allotropie: Arsen zeigt auch verschiedene allotrope Formen aufgrund seines Platzes im Pblock und seiner chemischen Struktur.

Zusammenfassend lässt sich sagen, dass die Position von Arsen im Periodensystem – 4. Periode und 15. Gruppe – nicht nur seine Elektronenkonfiguration und grundlegenden chemischen Eigenschaften bestimmt, sondern auch seine Reaktivität, mögliche Oxidationszustände und spezifische Anwendungen in der Technik beeinflusst.

Aufgabe 2)

Betrachte das Molekül H2 und seine kovalente Bindung. Die beiden Wasserstoffatome gehen eine Bindung ein, indem sie jeweils ein Elektron teilen. Das resultierende Molekülorbital setzt sich aus den 1s-Atomorbitalen der beiden Wasserstoffatome zusammen.

a)

a) Erkläre das Konzept der bindenden und antibindenden Molekülorbitale, die durch die Überlappung der 1s-Atomorbitale der beiden Wasserstoffatome entstehen. Berechne die Elektronendichteverteilung für die bindenden und antibindenden Molekülorbitale.

Lösung:

a) Bindende und Antibindende Molekülorbitale

Wenn zwei Wasserstoffatome eine kovalente Bindung eingehen, überlappen ihre 1s-Atomorbitale und bilden neue Molekülorbitale:

• Bindendes Molekülorbital (σ): Entsteht durch konstruktive Interferenz der Atomorbitale.
• Antibindendes Molekülorbital (σ*): Entsteht durch destruktive Interferenz der Atomorbitale.

Bindendes Molekülorbital (σ)

Beim bindenden Molekülorbital addieren sich die Wellenfunktionen der beiden 1s-Orbitale konstruktiv:

• Wellenfunktion:

  Ψ_{σ} = \frac{1}{\sqrt{2}}(Ψ_{1s_A} + Ψ_{1s_B})

Durch diese Überlappung entsteht eine erhöhte Elektronendichte zwischen den beiden Kernen, was eine stabilisierende Wirkung hat:

• Elektronendichteverteilung:

  |Ψ_{σ}|^2

  Es zeigt maximale Elektronendichte zwischen den beiden Kernen.

Antibindendes Molekülorbital (σ*)

Beim antibindenden Molekülorbital subtrahieren sich die Wellenfunktionen der beiden 1s-Orbitale, was zu einer destruktiven Interferenz führt:

• Wellenfunktion:

  Ψ_{σ*} = \frac{1}{\sqrt{2}}(Ψ_{1s_A} - Ψ_{1s_B})

Diese Überlappung führt zu einer verringerten Elektronendichte zwischen den Kernen und einer erhöhten Elektronendichte außerhalb der Bindungsachse:

• Elektronendichteverteilung:

  |Ψ_{σ*}|^2

  Es zeigt minimale Elektronendichte zwischen den beiden Kernen (Knotenebene).

b)

b) Berechne die Energiedifferenz zwischen dem bindenden und dem antibindenden Molekülorbital in H2. Nutze dabei die Näherung, dass das bindende Molekülorbital \(\frac{1}{\sqrt{2}}(\text{AO}_1 + \text{AO}_2)\) und das antibindende Molekülorbital \(\frac{1}{\sqrt{2}}(\text{AO}_1 - \text{AO}_2)\) ist. Setze die Energie der Atomorbitale auf \(E_{AO}\).

Lösung:

b) Berechnung der Energiedifferenz zwischen dem bindenden und antibindenden Molekülorbital in H₂

Um die Energiedifferenz zwischen dem bindenden (\textbf{σ}) und dem antibindenden (\textbf{σ*}) Molekülorbital in H₂ zu berechnen, verwenden wir die Annahme, dass die Wellenfunktion des bindenden Molekülorbitals durch \(\frac{1}{\sqrt{2}}(\text{AO}_1 + \text{AO}_2)\) und die des antibindenden Molekülorbitals durch \(\frac{1}{\sqrt{2}}(\text{AO}_1 - \text{AO}_2)\) beschrieben wird. Setzen wir die Energie des Atomorbitals auf \(E_{AO}\).

Bindendes Molekülorbital (σ)

Die Energie des bindenden Molekülorbitals kann als Summe der Energien der Atomorbitale mit einer zusätzlichen stabilisierenden Interaktion dargestellt werden:

• Wellenfunktion:

  Ψ_{σ} = \frac{1}{\sqrt{2}}(Ψ_{AO_1} + Ψ_{AO_2})

• Energie:

  E_σ = E_{AO} + E_{AO} + \text{stabilisierende Interaktion}

  Für einfache Modelle kann die Energie vereinfacht werden, wobei die Interaktion als -β beschrieben wird:

  E_σ = 2E_{AO} - β

Antibindendes Molekülorbital (σ*)

Die Energie des antibindenden Molekülorbitals kann als Summe der Energien der Atomorbitale mit einer zusätzlichen destabilisierten Interaktion dargestellt werden:

• Wellenfunktion:

  Ψ_{σ*} = \frac{1}{\sqrt{2}}(Ψ_{AO_1} - Ψ_{AO_2})

• Energie:

  E_{σ*} = E_{AO} + E_{AO} + \text{destabilisierende Interaktion}

  Für einfache Modelle kann die Energie vereinfacht werden, wobei die Interaktion als +β beschrieben wird:

  E_{σ*} = 2E_{AO} + β

Energiedifferenz

Die Energiedifferenz zwischen dem bindenden (σ) und dem antibindenden (σ*) Molekülorbital ist dann:

• ΔE = E_{σ*} - E_σ

• ΔE = (2E_{AO} + β) - (2E_{AO} - β)

• ΔE = 2β

Die Energiedifferenz zwischen dem bindenden und antibindenden Molekülorbital beträgt also \(2β\), wobei \(β\) die Wechselwirkungsenergie der beiden Atomorbitale beschreibt.

c)

c) Bestimme die Anzahl der Elektronen im HOMO und LUMO des H2-Moleküls und erkläre, wie diese Zustände zum chemischen Verhalten des Moleküls beitragen.

Lösung:

c) Anzahl der Elektronen im HOMO und LUMO des H₂-Moleküls und deren Beitrag zum chemischen Verhalten

Im Kontext des H₂-Moleküls betrachten wir die Molekülorbitale, die durch die Überlappung der 1s-Atomorbitale der beiden Wasserstoffatome entstehen:

• Das HOMO (Highest Occupied Molecular Orbital) ist das bindende Molekülorbital (σ).
• Das LUMO (Lowest Unoccupied Molecular Orbital) ist das antibindende Molekülorbital (σ*).

Anzahl der Elektronen im HOMO und LUMO

• Das bindende Molekülorbital (σ) ist das niedrigste Energiezustand und wird durch die beiden Elektronen der Wasserstoffatome besetzt.
• Das antibindende Molekülorbital (σ*) bleibt unbesetzt, da das H₂-Molekül nur zwei Elektronen hat, die das bindende Orbital vollständig besetzen.

Daher ist die Anzahl der Elektronen im:

• HOMO (σ): 2 Elektronen
• LUMO (σ*): 0 Elektronen

Beitrag zum chemischen Verhalten des Moleküls

Die Besetzung der Molekülorbitale hat einen direkten Einfluss auf das chemische Verhalten des H₂-Moleküls:

• HOMO: Da das HOMO vollständig besetzt ist (zwei Elektronen im bindenden Molekülorbital), trägt dies maßgeblich zur Stabilität des H₂-Moleküls bei. Die hohe Elektronendichte zwischen den beiden Kernen führt zu einer starken kovalenten Bindung.
• LUMO: Da das LUMO unbesetzt ist, ist es das niedrigste unbesetzte Orbital, das an chemischen Reaktionen teilnehmen kann. Wenn das H₂-Molekül in eine chemische Reaktion eintritt, könnte das LUMO ein Elektron aufnehmen und somit zu einer Reaktion führen, wie z.B. in einer Reduktionsreaktion.

Insgesamt führt die Besetzung des bindenden Molekülorbitals zur Stabilität des Moleküls, während das unbesetzte antibindende Orbital potentielle Reaktivität ermöglicht.

d)

d) Betrachte das Konzept der Doppelbindung im Ethen-Molekül (C2H4). Erkläre, welche Orbitale zur Bildung der \(σ\)-Bindungen und welche zur Bildung der \(π\)-Bindungen beitragen. Zeichne die Molekülorbitaldiagramme für das Ethen-Molekül und beschreibe die Bedeutung der \(π\)-Bindung für die Stabilität und Reaktivität des Moleküls.

Lösung:

d) Doppelbindung im Ethen-Molekül (C₂H₄)

Das Ethen-Molekül (C₂H₄) hat die Summenformel C₂H₄ und enthält eine Doppelbindung zwischen den beiden Kohlenstoffatomen.

Orbitale und Bindungen im Ethen-Molekül

• σ-Bindungen (Sigma-Bindungen): Diese entstehen durch die Überlappung von sp²-hybridisierten Orbitalen. Jede Kohlenstoffatom bildet drei sp²-Hybridisierungen, von denen:
• eine sp²-Hybridisierung mit einem sp²-Orbital des anderen Kohlenstoffatoms zu einer C-C-σ-Bindung führt, und
• zwei sp²-Hybridisierungen mit den 1s-Orbitalen der Wasserstoffatome zu zwei C-H-σ-Bindungen führen.
• π-Bindung (Pi-Bindung): Diese entsteht durch die seitliche Überlappung der nicht-hybridisierten p-Orbitale der zwei Kohlenstoffatome. Jedes Kohlenstoffatom trägt, zusätzlich zu den sp²-Hybridisierungen, ein nicht-hybridisiertes p-Orbital bei, die sich überlappen und die π-Bindung bilden.

Molekülorbitaldiagramm für Ethen

Das Molekülorbitaldiagramm für Ethen wird durch die Kombination der sp²-Hybridisierungen und der p-Orbitale der Kohlenstoffatome erzeugt:

• σ-Bindungsorbitale:
• Drei sp²-Orbitale jedes Kohlenstoffatoms formen jeweils ein σ-Bindungsorbital durch Überlappung mit:
• einem sp²-Orbital des anderen Kohlenstoffatoms für die C-C-σ-Bindung und
• drei sp²-Orbitalen und zwei 1s-Orbitalen der Wasserstoffatome für die C-H-σ-Bindungen.
• π-Bindungsorbitale:
• Jedes Kohlenstoffatom hat ein nicht-hybridisiertes p-Orbital.
• Die seitliche Überlappung dieser p-Orbitale bildet eine π-Bindung oberhalb und unterhalb der Ebene der C-C-σ-Bindung.

Molekülorbitaldiagramm

Hier ein vereinfachtes Diagramm:

• Orbitale Übersicht:

•     |p (π*)               p (π*)|    |     |     |     |     p (π) ------------|            p (π)|    |sp2-sp2 ------------- sp2-sp2|    |---------------------------|    |         |                   |    |         |                   |    |     C(sp2)-C(sp2)           |    |     H(1s)-C(sp2)   C(sp2)-H(1s)|    

Bedeutung der π-Bindung für Stabilität und Reaktivität

• Stabilität: Die σ-Bindungen durch die sp²-Hybridisierung bilden die Struktur des Moleküls und geben ihm seine grundlegende Stabilität.
• Reaktivität: Die π-Bindungen sind weniger stark als die σ-Bindungen und sind damit reaktiver. Sie können leichter an chemischen Reaktionen teilnehmen, wie z.B. durch Addition an die Doppelbindung.

Zusammenfassend erlaubt die π-Bindung die stabile Struktur des Ethen-Moleküls, während sie gleichzeitig eine wichtige Rolle bei der Reaktivität des Moleküls spielt, da sie Zielort für Reaktionen sein kann.

Aufgabe 3)

Punktgruppen und Raumgruppen in der KristallstrukturPunktgruppen und Raumgruppen sind grundlegende Konzepte der Kristallographie und beschreiben die Symmetrieelemente von Kristallen.

• Punktgruppen: Beschreiben die Symmetrien eines Kristalls ohne Translationen, also nur mit Hilfe von Rotation und Spiegelung.
• Raumgruppen: Kombinieren Punktgruppen mit Translationen und definieren die vollständige 3D-Symmetrie von Kristallen.
• Es gibt insgesamt 32 Punktgruppen und 230 Raumgruppen.
• Punktgruppen bestimmen die physikalischen Eigenschaften wie Optik und Magnetismus eines Kristalls.
• Raumgruppen spielen eine entscheidende Rolle bei der Identifikation und Klassifikation von Kristallstrukturen.

a)

Beschreibe die Bedeutung von Punktgruppen und Raumgruppen in der Kristallographie. Erläutere, wie sie zur Bestimmung der Symmetrieelemente eines Kristalls verwendet werden und warum sie für die physikalischen Eigenschaften eines Materials wichtig sind.

Lösung:

Bedeutung von Punktgruppen und Raumgruppen in der Kristallographie

In der Kristallographie spielen Punktgruppen und Raumgruppen eine zentrale Rolle bei der Bestimmung und Beschreibung der Symmetrieelemente von Kristallen. Hierbei sind folgende Punkte besonders hervorzuheben:

• Punktgruppen
• Punktgruppen beschreiben die Symmetrien eines Kristalls, die sich ohne Berücksichtigung von Translationen ergeben. Hierzu zählen Symmetrieelemente wie Rotationen und Spiegelungen.
• Es gibt insgesamt 32 verschiedene Punktgruppen, die die möglichen Symmetrien in einem Kristall definieren.
• Punktgruppen sind maßgeblich für die physikalischen Eigenschaften eines Kristalls verantwortlich. Dazu gehören Eigenschaften wie Optik (Lichtbrechung, Lichtstreuung) und Magnetismus.
• Raumgruppen
• Raumgruppen kombinieren die Symmetrien der Punktgruppen mit Translationen. Sie definieren die vollständige 3D-Symmetrie eines Kristalls.
• Insgesamt gibt es 230 Raumgruppen, die zur Klassifikation und Identifikation von Kristallstrukturen genutzt werden.
• Die Raumgruppe eines Kristalls gibt detailliert Auskunft über dessen atomare Anordnung im Raum und ist entscheidend für die Bestimmung der kristallinen Struktur.
• Wichtigkeit für die physikalischen Eigenschaften
• Die Symmetrieelemente, die durch Punkt- und Raumgruppen beschrieben werden, beeinflussen direkt die physikalischen Eigenschaften eines Materials.
• Optische Eigenschaften wie Transparenz, Lichtbrechung und polarisation hängen stark von den Symmetrieelementen ab.
• Magnetische Eigenschaften, wie sie in Ferromagneten und Antiferromagneten vorkommen, werden ebenfalls durch die Symmetrie der Kristalle beeinflusst.

Zusammenfassend lässt sich sagen, dass das Verständnis von Punktgruppen und Raumgruppen essentiell ist, um die Symmetrie eines Kristalls zu bestimmen. Diese Symmetrieelemente sind wiederum entscheidend für die physikalischen Eigenschaften der Materialien, die vielfältige Anwendungen in der Technik und Forschung haben.

b)

Gegeben sei eine Kristallstruktur, die durch die Raumgruppe P2₁/c beschrieben wird. Identifiziere die mögliche Punktgruppe dieser Raumgruppe und beschreibe die Symmetrieelemente, die darin enthalten sind. Berechne die Anzahl der Symmetrieoperationen und diskutiere, wie diese die Eigenschaften des Kristalls beeinflussen könnten.

Lösung:

Gegebene Kristallstruktur mit Raumgruppe P2₁/c

Bei der Raumgruppe P2₁/c handelt es sich um eine spezifische Raumgruppe, die in der Kristallographie häufig vorkommt. Um die mögliche Punktgruppe dieser Raumgruppe zu identifizieren und die Symmetrieelemente zu beschreiben, gehen wir wie folgt vor:

• Identifikation der Punktgruppe
• Die Raumgruppe P2₁/c gehört zu den monoklinen Kristallsystemen. Dies bedeutet, dass sie eine 2-fache Drehachse (2) und eine Spiegelebene (c) besitzt.
• Die Punktgruppe, die aus dieser Raumgruppe resultiert, ist die 2/m-Gruppe (monoklin-prismatisch).
• Symmetrieelemente der Punktgruppe 2/m
• Eine 2-fache Drehachse: Diese Achse erlaubt eine Drehung von 180° um eine bestimmte Achse im Kristall.
• Eine Spiegelebene: Diese Ebene teilt den Kristall in zwei Hälften, die Spiegelbilder voneinander sind.
• Die Kombination dieser beiden Symmetrieelemente erlaubt es, die vollständige Symmetrie der Punktgruppe zu bestimmen.
• Anzahl der Symmetrieoperationen
• Die Punktgruppe 2/m hat insgesamt vier Symmetrieoperationen:
  1. Identität (E)
  2. 180°-Drehung um die 2-fache Drehachse (C₂)
  3. Spiegelung an der Ebene (σ)
  4. Kombination aus 180°-Drehung und anschließender Spiegelung (C₂σ)
• Einfluss auf die Eigenschaften des Kristalls
• Die Symmetrieoperationen der Punktgruppe beeinflussen die physikalischen Eigenschaften des Kristalls.
• Optische Eigenschaften: Die 2-fache Drehachse und Spiegelebene können Doppelbrechung und Polarisationseffekte verursachen.
• Mechanische Eigenschaften: Symmetrieelemente können bestimmte Gleit- und Zwillingssysteme einschränken.
• Magnetische Eigenschaften: Die Symmetrie beeinflusst die Ausrichtung magnetischer Momente und kann zur Ausbildung von komplexen magnetischen Strukturen führen.

Zusammenfassend zeigt die Analyse der Raumgruppe P2₁/c, dass die Punktgruppe 2/m die relevanten Symmetrieelemente enthält. Diese Symmetrieoperationen bestimmen die optischen, mechanischen und magnetischen Eigenschaften des Kristalls und spielen somit eine entscheidende Rolle bei der Charakterisierung und Anwendung von kristallinen Materialien.

Aufgabe 4)

Elektronenkonfiguration der ÜbergangsmetalleÜbergangsmetalle sind Elemente der Gruppen 3 bis 12, deren Elektronen typischerweise das Muster (n-1)d^x ns^2 folgen. Ein klassisches Beispiel ist Scandium (Sc) mit der Konfiguration [Ar] 3d^1 4s^2. Die Konfiguration der Übergangsmetalle ist oft komplex, da die Energieniveaus der d- und s-Orbitale ähnlich sind. Eine Besonderheit ist der Fall, dass sich im s-Orbital oft nur ein Elektron befindet, wenn das d-Orbital halb- oder vollbesetzt ist, wie bei Chrom (Cr: [Ar] 3d^5 4s^1) oder Kupfer (Cu: [Ar] 3d^10 4s^1).

a)

Schreibe die Elektronenkonfiguration der folgenden Übergangsmetalle auf:

• Eisen (Fe)
• Kobalt (Co)
• Nickel (Ni)
• Zink (Zn)

Lösung:

Elektronenkonfiguration der ÜbergangsmetalleLass uns die Elektronenkonfiguration für die angegebenen Übergangsmetalle aufschreiben:

• Eisen (Fe):Eisen hat die Ordnungszahl 26. Daher lautet seine Elektronenkonfiguration: [Ar] 3d⁶ 4s²
• Kobalt (Co):Kobalt hat die Ordnungszahl 27. Daher lautet seine Elektronenkonfiguration: [Ar] 3d⁷ 4s²
• Nickel (Ni):Nickel hat die Ordnungszahl 28. Daher lautet seine Elektronenkonfiguration: [Ar] 3d⁸ 4s²
• Zink (Zn):Zink hat die Ordnungszahl 30. Daher lautet seine Elektronenkonfiguration: [Ar] 3d¹⁰ 4s²

b)

Erkläre, warum Chrom und Kupfer von der allgemeinen Regel (n-1)d^x ns^2 abweichen und stattdessen die Konfiguration [Ar] 3d^5 4s^1 bzw. [Ar] 3d^10 4s^1 haben.

Lösung:

Die Elektronenkonfiguration von Chrom und Kupfer weicht von der allgemeinen Regel \textit{(n-1)d^x ns²} ab, um zusätzliche Stabilität zu erreichen. Dies hängt mit der besonderen Stabilität von halb- und vollständig besetzten d-Orbitalen zusammen.Hier sind die Erklärungen für beide Elemente:

• Chrom (Cr):Die Konfiguration von Chrom lautet [Ar] 3d⁵ 4s¹ anstelle von [Ar] 3d⁴ 4s². Das liegt daran, dass eine halb besetzte d-Schale (3d⁵) stabiler ist als eine Konfiguration, bei der weniger als fünf Elektronen in der d-Schale vorhanden sind. Durch das Auffüllen der 3d-Orbitale bis zu einer halb besetzten Schale und nur ein Elektron ins 4s-Orbital zu setzen, erreicht Chrom eine energetisch günstige und stabilere Konfiguration.

• Kupfer (Cu):Die Konfiguration von Kupfer lautet [Ar] 3d¹⁰ 4s¹ anstelle von [Ar] 3d⁹ 4s². Das liegt daran, dass eine vollständig besetzte d-Schale (3d¹⁰) stabiler ist als eine Konfiguration, bei der nur neun Elektronen in der d-Schale vorhanden sind. Durch das Auffüllen der 3d-Orbitale bis zu einer vollständig besetzten Schale und nur ein Elektron im 4s-Orbital zu lassen, erreicht Kupfer eine energetisch günstigere und stabilere Konfiguration.

Zusammengefasst bedeutet dies, dass die Energiegewinne durch das Erreichen von halb- oder vollbesetzten d-Orbitalen die energetischen Kosten des zusätzlichen Elektrons im 4s-Orbital überwiegen. Daher präferieren Chrom und Kupfer diese spezifischen Elektronenkonfigurationen.

c)

Berechne die Gesamtelektronenzahl für die d- und s-Orbitale der Übergangsmetalle Vanadium (V), Mangan (Mn) und Zink (Zn) in ihrem Grundzustand. Folge dabei der allgemeinen Konfiguration (n-1)d^x ns^2, es sei denn, das Element weicht davon ab wie im Fall von Chrom oder Kupfer.

Lösung:

Gesamtelektronenzahl für die d- und s-Orbitale der Übergangsmetalle Vanadium (V), Mangan (Mn) und Zink (Zn)Um die Gesamtelektronenzahl für die d- und s-Orbitale dieser Übergangsmetalle zu berechnen, müssen wir zunächst ihre Elektronenkonfigurationen im Grundzustand bestimmen. Hierbei folgen wir der allgemeinen Konfiguration \( (n-1)d^x ns^2 \), es sei denn, das Element weicht wie im Fall von Chrom oder Kupfer davon ab.

• Vanadium (V):Ordnungszahl: 23Elektronenkonfiguration: [Ar] 3d³ 4s²Gesamtelektronenzahl in den 3d- und 4s-Orbitalen: 3 + 2 = 5
• Mangan (Mn):Ordnungszahl: 25Elektronenkonfiguration: [Ar] 3d⁵ 4s²Gesamtelektronenzahl in den 3d- und 4s-Orbitalen: 5 + 2 = 7
• Zink (Zn):Ordnungszahl: 30Elektronenkonfiguration: [Ar] 3d¹⁰ 4s²Gesamtelektronenzahl in den 3d- und 4s-Orbitalen: 10 + 2 = 12

Damit haben wir die Gesamtelektronenzahl für die angegebenen Übergangsmetalle wie folgt berechnet:

• Vanadium (V): 5
• Mangan (Mn): 7
• Zink (Zn): 12

d)

Vergleiche und diskutiere die elektronische Stabilität und Reaktivität von Halb- und Vollbesetzungen d-Orbitale bei den Übergangsmetallen. Wie wirkt sich dies auf ihre chemischen Eigenschaften aus?

Lösung:

Vergleich und Diskussion der elektronischen Stabilität und Reaktivität von Halb- und Vollbesetzungen d-Orbitale bei den ÜbergangsmetallenÜbergangsmetalle haben eine komplexe Elektronenkonfiguration, und die Stabilität ihrer d-Orbitale spielt eine wichtige Rolle bei ihren chemischen Eigenschaften.

• Halbbesetzte d-Orbitale:Ein halbbesetztes d-Orbital tritt auf, wenn fünf Elektronen in einem d-Orbital vorhanden sind (zum Beispiel 3d⁵ bei Mangan). Diese Konfiguration ist besonders stabil aufgrund der symmetrischen Verteilung der Elektronen und der maximalen Anzahl ungepaarter Elektronen. Diese Stabilität wird durch den verminderten Elektronenelektronrepulsions-Effekt und die damit verbundene symmetrische Verteilung erreicht. Ein Beispiel ist Chrom mit der Konfiguration [Ar] 3d⁵ 4s¹ anstelle von [Ar] 3d⁴ 4s².
• Vollbesetzte d-Orbitale:Ein vollbesetztes d-Orbital tritt auf, wenn zehn Elektronen in einem d-Orbital vorhanden sind (zum Beispiel 3d¹⁰ bei Zink). Diese Konfiguration ist ebenfalls sehr stabil, da alle d-Orbitale vollständig gefüllt sind, was zu geringer Elektronenrepulsion und hochgeordneter Elektronenverteilung führt. Ein Beispiel ist Kupfer mit der Konfiguration [Ar] 3d¹⁰ 4s¹ anstelle von [Ar] 3d⁹ 4s².

Einfluss auf chemische Eigenschaften:

• Stabilität:Halb- und vollbesetzte d-Orbitale verleihen den Atomen zusätzliche Stabilität. Diese Stabilität beeinflusst die Elektronenaffinität und Ionisierungsenergie der Elemente. Übergangsmetalle mit halb- oder vollbesetzten d-Orbitalen haben oft höhere Ionisierungsenergien.
• Reaktivität:Die zusätzliche Stabilität halb- und vollbesetzter d-Orbitale beeinflusst auch die chemische Reaktivität. Elemente mit diesen Konfigurationen sind oft weniger reaktiv im Vergleich zu denen mit teilweise gefüllten d-Orbitalen. Dies liegt daran, dass stabile Elektronenkonfigurationen weniger dazu neigen, Elektronen abzugeben oder aufzunehmen, um chemische Bindungen zu bilden.

Zusammenfassend lässt sich sagen, dass die elektrische Stabilität von halb- und vollbesetzten d-Orbitalen die chemischen Eigenschaften der Übergangsmetalle erheblich beeinflusst. Diese Metalle zeigen oft geringere Reaktivität und höhere Stabilität, was ihre Neigung zur Teilnahme an chemischen Reaktionen verringert. Solche Eigenschaften sind wesentlich für das Verständnis der Chemie der Übergangsmetalle und ihrer Anwendungen in verschiedenen industriellen und biochemischen Prozessen.