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Wenn sich ein Planet um die Sonne bewegt, kann seine genaue Bahn, Umlaufbahn genannt, verfolgt werden. Eine stark vereinfachte Ansicht des Atoms sieht ähnlich aus, wobei Elektronen den Kern umkreisen. Die Wahrheit sieht jedoch anders aus. Elektronen leben tatsächlich in Regionen des Weltraums, die Orbitale genannt werden. Orbitale und Umlaufbahnen sind ähnliche Wörter, deren Konzepte jedoch sehr unterschiedlich sind und nicht verwechselt werden sollten.
Bohrs Modell
In der Atomphysik beschreibt das Bohr-Modell ein Atom als einen kleinen, positiv geladenen Kern, der von Elektronen umgeben ist. Diese Elektronen bewegen sich auf Kreisbahnen um den Kern; Es ist eine ähnliche Struktur wie das Sonnensystem, außer dass es elektrostatische Kräfte und nicht die Schwerkraft sind, die die Anziehungskraft ausüben.
Obwohl Bohrs Atommodell nützlich ist, um die Reaktivität und chemische Bindung einiger Elemente zu erklären, gibt es nicht genau wieder, wie Elektronen im Raum um den Kern herum verteilt sind. Denn die Atome kreisen nicht um den Atomkern wie die Erde um die Sonne, sondern befinden sich in den Orbitalen der Elektronen. Diese relativ komplexen Formen sind darauf zurückzuführen, dass sich Elektronen nicht nur wie Teilchen, sondern auch wie Wellen verhalten. Die mathematischen Gleichungen der Quantenmechanik, bekannt als Wellenfunktionen, können mit einer bestimmten Wahrscheinlichkeit vorhersagen, wo sich ein Elektron zu einem bestimmten Zeitpunkt befindet. Daher wird der Bereich, in dem sich ein Elektron am wahrscheinlichsten aufhält, seine Umlaufbahn genannt.
Atomorbitale
Atomorbitale haben unterschiedliche Formen , aber sie sind alle auf den Atomkern zentriert. Die häufigsten Orbitale in der elementaren Quantenchemie sind die Orbitale, die den s-, p- und d-Unterschalen entsprechen. Aber auch in den Grundzuständen der schwereren Atome finden sich f-Orbitale. Die Reihenfolge, in der Elektronen Atomorbitale füllen, und die Form der Orbitale sind entscheidende Faktoren für das Verständnis des chemischen Verhaltens von Atomen und ihrer Reaktionen.
erste Elektronenhülle
Das Orbital, das dem Kern am nächsten liegt, das sogenannte 1s-Orbital, kann bis zu zwei Elektronen aufnehmen. Es wird als 1s-Orbital bezeichnet, weil es rund um den Kern kugelförmig ist. Das 1s-Orbital wird immer vor jedem anderen Orbital gefüllt.
Wasserstoff hat zum Beispiel ein Elektron. Daher ist nur ein Punkt im 1s-Orbital besetzt. Dieser Punkt wird als 1s1 bezeichnet, wobei sich die hochgestellte 1 auf das Elektron im 1s-Orbital bezieht. Helium hingegen hat zwei Elektronen, kann also mit seinen zwei Elektronen das 1s-Orbital vollständig ausfüllen. Dies wird 1s2 genannt und bezieht sich auf die zwei Elektronen im Helium im 1s-Orbital.
Im Periodensystem sind Wasserstoff und Helium die einzigen beiden Elemente in der ersten Reihe (Periode), weil sie die einzigen sind, die Elektronen nur in ihrer ersten Schale, dem 1s-Orbital, haben.
zweite Elektronenhülle
Die zweite Elektronenschale kann acht Elektronen enthalten. Diese Schale enthält ein weiteres kugelförmiges s-Orbital und drei glockenförmige p-Orbitale, die jeweils zwei Elektronen aufnehmen können. Sobald das 1s-Orbital gefüllt ist, wird die zweite Elektronenhülle gefüllt, wobei zuerst ihr 2s-Orbital und dann ihre drei p-Orbitale gefüllt werden. Das Füllen der p-Orbitale nimmt jeweils ein einzelnes Elektron auf; Wenn jedes p-Orbital ein Elektron hat, kann ein zweites hinzugefügt werden.
Als Beispiel können wir Lithium (Li) verwenden, das drei Elektronen enthält, die die erste und zweite Schale besetzen. Zwei Elektronen füllen das 1s-Orbital und das dritte Elektron füllt das 2s-Orbital. Somit ist die elektronische Konfiguration von Lithium 1s22s1.
Neon (Ne) hat seinerseits insgesamt zehn Elektronen: zwei befinden sich im innersten 1s-Orbital und acht füllen seine zweite Schale (zwei im 2s-Orbital und drei im p-Orbital). Daher ist es ein inertes und energetisch stabiles Gas, weshalb es selten eine chemische Bindung mit anderen Atomen eingeht.
dritte Elektronenhülle
Die größeren Elemente haben zusätzliche Orbitale, die die dritte Elektronenhülle bilden. Die d- und f-Teilstränge haben komplexere Formen und enthalten fünf bzw. sieben Orbitale. Die 3n Hauptschale hat s Unterschalen, pyd kann 18 Elektronen aufnehmen. Die 4n-Hauptschale hat s-, p-, d- und f-Orbitale und kann 32 Elektronen aufnehmen.
Wenn wir uns weiter vom Kern entfernen, nimmt die Anzahl der Elektronen und Orbitale in den Energieniveaus zu. Beim Wechsel von einem Atom zum anderen im Periodensystem kann die elektronische Struktur aufgebaut werden, indem ein weiteres Elektron in das nächste verfügbare Orbital platziert wird.
Eigenschaften von Elektronen in Orbitalen
Elektronen zeigen Welle-Teilchen-Dualität, was bedeutet, dass sie einige Eigenschaften von Teilchen und einige Eigenschaften von Wellen aufweisen. Zu den Eigenschaften von Teilchen gehört beispielsweise, dass ein Elektron nur eine elektrische Ladung von -1 hat und die Bewegung von Elektronen in Orbitalen.
Darüber hinaus umkreisen Elektronen den Kern nicht wie die Erde die Sonne.Die Umlaufbahn ist eine stehende Welle mit Energieniveaus wie Harmonische auf einer schwingenden Saite. Das niedrigere Energieniveau eines Elektrons ist wie die Grundfrequenz einer schwingenden Saite, während die höheren Energieniveaus wie Harmonische sind. Schließlich ähnelt die Region, die ein Elektron enthalten könnte, eher einer Wolke oder Atmosphäre, außer wenn die Wahrscheinlichkeit eine Kugel zeichnet, was nur gilt, wenn ein Atom nur ein Elektron hat.
Quellen
- Barradas, F. (2016). Orbitale im Chemieunterricht : Eine Analyse durch ihre grafische Darstellung .
- De Jesus, E. (2003). Orbitale und chemische Bindungen .
