WAS SIND ENERGIE-UNTEREBENEN UND WIE WERDEN SIE DARGESTELLT? - WISSENSCHAFT - 2025

Die Unterebenen der Energie im Atom sind die Art und Weise, wie die Elektronen in den elektronischen Schalen organisiert sind, ihre Verteilung im Molekül oder Atom. Diese Energieebenen werden Orbitale genannt.

Die Organisation von Elektronen in Unterebenen ermöglicht die chemische Kombination verschiedener Atome und definiert auch deren Position innerhalb des Periodensystems der Elemente.

Elektronen sind in gewisser Weise durch eine Kombination von Quantenzuständen in den elektronischen Schalen des Atoms angeordnet. In dem Moment, in dem einer dieser Zustände von einem Elektron besetzt ist, müssen sich die anderen Elektronen in einem anderen Zustand befinden.

Einführung

Jedes chemische Element im Periodensystem besteht aus Atomen, die wiederum aus Neutronen, Protonen und Elektronen bestehen. Elektronen sind negativ geladene Teilchen, die sich um den Kern eines Atoms befinden und in den Orbitalen der Elektronen verteilt sind.

Elektronenorbitale sind das Raumvolumen, in dem ein Elektron eine 95% ige Chance hat, sich zu treffen. Es gibt verschiedene Arten von Orbitalen mit unterschiedlichen Formen. In jedem Orbital können maximal zwei Elektronen lokalisiert sein. Im ersten Orbital eines Atoms besteht die größte Wahrscheinlichkeit, Elektronen zu finden.

Die Orbitale werden mit den Buchstaben s, p, d und f bezeichnet, dh scharf, prinzipiell, diffus und grundlegend, und sie verbinden sich, wenn sich die Atome zu einem größeren Molekül verbinden. In jeder Hülle des Atoms befinden sich diese Kombinationen von Orbitalen.

Zum Beispiel gibt es in Schicht 1 des Atoms die S-Orbitale, in Schicht 2 S- und P-Orbitale, in Schicht 3 des Atoms S-, P- und D-Orbitale und schließlich in Schicht 4 des Atoms alle S-, P-, D- und F-Orbitale.

Auch in den Orbitalen finden wir verschiedene Unterebenen, die wiederum mehr Elektronen speichern können. Orbitale mit unterschiedlichen Energieniveaus sind einander ähnlich, nehmen jedoch unterschiedliche Bereiche im Raum ein.

Das erste Orbital und das zweite Orbital haben die gleichen Eigenschaften wie ein S-Orbital, sie haben radiale Knoten, sie haben eine höhere Wahrscheinlichkeit für ein sphärisches Volumen und sie können nur zwei Elektronen aufnehmen. Sie befinden sich jedoch auf unterschiedlichen Energieniveaus und nehmen somit unterschiedliche Räume um den Kern ein.

Position im Periodensystem der Elemente

Jede der elektronischen Konfigurationen der Elemente ist einzigartig, weshalb sie ihre Position im Periodensystem der Elemente bestimmen. Diese Position wird durch die Periode jedes Elements und seine Ordnungszahl durch die Anzahl der Elektronen definiert, die das Atom des Elements hat.

Daher ist die Verwendung des Periodensystems zur Bestimmung der Konfiguration von Elektronen in Atomen der Schlüssel. Die Elemente werden gemäß ihrer elektronischen Konfiguration wie folgt in Gruppen unterteilt:

Jedes Orbital wird in bestimmten Blöcken innerhalb des Periodensystems der Elemente dargestellt. Zum Beispiel ist der Block der S-Orbitale die Region der Alkalimetalle, die erste Gruppe in der Tabelle, in der sechs Elemente gefunden werden: Lithium (Li), Rubidium (Rb), Kalium (K), Natrium (Na), Francium ( Fr) und Cäsium (Cs) sowie Wasserstoff (H), der kein Metall, sondern ein Gas ist.

Diese Gruppe von Elementen hat ein Elektron, das oft leicht verloren geht, um ein positiv geladenes Ion zu bilden. Sie sind die aktivsten Metalle und die reaktivsten.

Wasserstoff ist in diesem Fall ein Gas, gehört jedoch zur Gruppe 1 des Periodensystems der Elemente, da er auch nur ein Elektron enthält. Wasserstoff kann mit einer einzigen positiven Ladung Ionen bilden, aber das Herausziehen seines einzelnen Elektrons erfordert viel mehr Energie als das Entfernen von Elektronen aus den anderen Alkalimetallen. Bei der Bildung von Verbindungen erzeugt Wasserstoff normalerweise kovalente Bindungen.

Unter extrem hohen Drücken wird Wasserstoff jedoch metallisch und verhält sich wie die übrigen Elemente in seiner Gruppe. Dies geschieht beispielsweise im Kern des Planeten Jupiter.

Gruppe 2 entspricht den Erdalkalimetallen, da ihre Oxide alkalische Eigenschaften haben. Unter den Elementen dieser Gruppe finden wir Magnesium (Mg) und Calcium (Ca). Seine Orbitale gehören ebenfalls zur S-Ebene.

Die Übergangsmetalle, die den Gruppen 3 bis 12 im Periodensystem entsprechen, haben Orbitale vom D-Typ.

Die Elemente, die in der Tabelle von Gruppe 13 bis 18 reichen, entsprechen P-Orbitalen. Schließlich haben die als Lanthaniden und Actiniden bekannten Elemente Orbitale mit dem Namen F.

Elektronenortung in Orbitalen

In den Orbitalen des Atoms befinden sich Elektronen, um die Energie zu verringern. Wenn sie also versuchen, die Energie zu erhöhen, füllen die Elektronen die Hauptorbitalebenen und bewegen sich vom Atomkern weg.

Es muss berücksichtigt werden, dass Elektronen eine intrinsische Eigenschaft haben, die als Spin bekannt ist. Dies ist ein Quantenkonzept, das unter anderem den Spin des Elektrons im Orbital bestimmt. Was ist wichtig, um Ihre Position in den Energie-Unterebenen zu bestimmen?

Die Regeln, die die Position von Elektronen in den Orbitalen des Atoms bestimmen, lauten wie folgt:

• Aufbau-Prinzip: Elektronen treten zuerst in die Orbitale mit der niedrigsten Energie ein. Dieses Prinzip basiert auf Diagrammen der Energieniveaus bestimmter Atome.

• Pauli-Ausschlussprinzip: Ein Atomorbital kann mindestens zwei Elektronen beschreiben. Dies bedeutet, dass nur zwei Elektronen mit unterschiedlichem Elektronenspin ein Atomorbital besetzen können.

Dies impliziert, dass ein Atomorbital ein Energiezustand ist.

• Hunds Regel: Wenn Elektronen Orbitale derselben Energie besetzen, treten Elektronen zuerst in die leeren Orbitale ein. Dies bedeutet, dass Elektronen parallele Spins in getrennten Bahnen der Energieebenen bevorzugen.

Die Elektronen füllen alle Orbitale in den Unterebenen, bevor sie auf entgegengesetzte Spins treffen.

Spezielle elektronische Konfigurationen

Es gibt auch Atome mit Sonderfällen von Energie-Unterebenen. Wenn zwei Elektronen dasselbe Orbital besetzen, müssen sie nicht nur unterschiedliche Spins haben (wie durch das Pauli-Ausschlussprinzip angezeigt), sondern die Kopplung der Elektronen erhöht die Energie geringfügig.

Bei Energie-Unterebenen reduzieren eine halb volle und eine volle volle Unterebene die Energie des Atoms. Dies führt zu einer größeren Stabilität des Atoms.

Verweise

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