Grundlagen der Atomstruktur und chemischen Bindung

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Geschrieben am 15. Mai 2025 in Deutsch mit einer Größe von 4,13 KB

Orbitale und Quantenzahlen

Ein Orbital ist der Raumbereich um den Atomkern, in dem die Wahrscheinlichkeit, ein Elektron einer bestimmten Energie zu finden, hoch ist.

n (Hauptquantenzahl): Nimmt ganzzahlige Werte (1, 2, 3, ...) an und bestimmt die Größe und Energie des Orbitals.
l (Nebenquantenzahl oder Azimutalquantenzahl): Nimmt Werte von 0 bis n-1 an und steht im Zusammenhang mit dem Bahndrehimpuls und der Form des Orbitals (l=0: s-Orbital, l=1: p-Orbital, l=2: d-Orbital, l=3: f-Orbital).
m_l (Magnetquantenzahl): Nimmt Werte von -l bis +l an (einschließlich 0) und steht im Zusammenhang mit der räumlichen Orientierung des Orbitals.
m_s (Spinquantenzahl): Nimmt Werte von +½ und -½ an und steht im Zusammenhang mit dem Elektronenspin.

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

Aufbauprinzip (Energie-Minima): Die Orbitale werden in der Reihenfolge steigender Energie besetzt.
Pauli-Prinzip (Ausschließungsprinzip): Zwei Elektronen in einem Atom können nicht in allen vier Quantenzahlen übereinstimmen. Jedes Orbital kann maximal zwei Elektronen aufnehmen, die sich im Spin unterscheiden müssen.
Hund'sche Regel der maximalen Multiplizität: Wenn mehrere energieentartete Orbitale zur Verfügung stehen, werden diese zunächst einzeln mit Elektronen gleichen Spins besetzt, bevor Elektronen gepaart werden.

1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ 4p⁶ 5s² 4d¹⁰ 5p⁶ 6s² 4f¹⁴ 5d¹⁰ 6p⁶ 7s² 5f¹⁴ 6d¹⁰ 7p⁶

Wichtige Eigenschaften von Atomen, die sich im Periodensystem periodisch ändern:

Atomradius: Die Hälfte des Abstands zwischen den Kernen zweier identischer, miteinander verbundener Atome. (Tendenz im Periodensystem: nimmt nach links und unten zu)
Ionenradius: Der Radius eines Ions. Kationen sind kleiner als die entsprechenden Atome, Anionen sind größer.
Ionisierungsenergie: Die Energie, die benötigt wird, um einem neutralen Atom im Grundzustand ein Elektron aus der äußersten Schale zu entfernen und ein Kation zu bilden. (Tendenz im Periodensystem: nimmt nach oben und rechts zu)
Elektronenaffinität: Die Energie, die freigegeben oder benötigt wird, wenn ein neutrales Atom im Grundzustand ein Elektron aufnimmt und zu einem Anion wird. (Tendenz im Periodensystem: nimmt nach oben und rechts zu)
Elektronegativität: Die Tendenz eines Atoms, Elektronen in einer chemischen Bindung an sich zu ziehen. (Tendenz im Periodensystem: nimmt nach oben und rechts zu)

Grundlegende Konzepte der chemischen Bindung:

Gitterenergie: Die Energie, die bei der Bildung eines Mols eines festen Ionenkristalls aus seinen gasförmigen Ionen freigesetzt wird. Sie ist direkt proportional zur Ladung der Ionen und umgekehrt proportional zum Abstand zwischen den Ionen.
Kovalenz: Die Anzahl der kovalenten Bindungen, die ein Element typischerweise bilden kann, oft basierend auf der Anzahl der ungepaarten Elektronen. Beispiele: H (1), O (2).
Resonanzstruktur: Eine von mehreren möglichen Lewis-Strukturen für ein Molekül oder Ion, bei denen sich nur die Verteilung der Elektronen unterscheidet.
Dativbindung (Koordinative Bindung): Eine kovalente Bindung, bei der ein Atom (Donator) ein Elektronenpaar zur Verfügung stellt und das andere Atom (Akzeptor) ein leeres Orbital bereitstellt. Beispiel: NH₄⁺.