Allgemeine Chemie
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Alt 03.02.2004, 16:03   #1   Druckbare Version zeigen
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Oktettregel nur bis Neon?

Warum gilt die Oktettregel streng genommen eigentlich nur bis Neon?

Kann man das einfach erklären?
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Alt 03.02.2004, 16:14   #2   Druckbare Version zeigen
Marvek  
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Re: Oktettregel nur bis Neon?

Weil ab da auch die d-Orbitale besetzt werden können.
Wasserstoff ist auch eine Ausnahme, weil es dort keine p Orbitale zu besetzen gibt.
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Gruss, Marvek
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Alt 03.02.2004, 16:19   #3   Druckbare Version zeigen
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Re: Oktettregel nur bis Neon?

Danke vielmals. Schnelle und einfache Antwort.
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Alt 03.02.2004, 16:48   #4   Druckbare Version zeigen
Marvek  
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Re: Oktettregel nur bis Neon?

Und bei der 2. Periode gibt es keine d Orbitale, deswegen ist die Oktettregel erfüllt.

Die Oktettregel ist deshalb so toll, weil sie in der organischen Chemie (wegen dem häufigen Kohlenstoff) meistens passt.
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Alt 03.02.2004, 16:50   #5   Druckbare Version zeigen
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Re: Oktettregel nur bis Neon?

Ja, aber es gibt ja auch in der 3.Periode keine d Orbitale, erst auf der 4ten laut meinem Periodensystem.
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Alt 03.02.2004, 16:52   #6   Druckbare Version zeigen
Marvek  
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Re: Oktettregel nur bis Neon?

Hat zum Beispiel Schwefel keine d-Orbitale ? (Elektronenkonfiguration ?)
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Gruss, Marvek
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Alt 03.02.2004, 16:58   #7   Druckbare Version zeigen
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Re: Oktettregel nur bis Neon?

Nein? Bei mir lautet die Elektronenkonfiguration: [Ne]3s^2 3p^4

versteh ich nicht
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Alt 03.02.2004, 17:23   #8   Druckbare Version zeigen
Marvek  
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Beiträge: 6.761
Re: Oktettregel nur bis Neon?

Stimmt. Also hat die 1.-3. Periode keine d Orbiatale.

Warum jetzt zum Beispiel Phosphor und Schwefel mit dieser Regel brechen weiss ich nun auch nicht so genau - vermutlich weil sie grösser sind, als die in der 2. Periode, und deshalb mehr an sich ranlassen.
__________________
Gruss, Marvek
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Alt 03.02.2004, 17:28   #9   Druckbare Version zeigen
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Beiträge: n/a
Re: Oktettregel nur bis Neon?

Warum brechen Phospor und Schwefel diese Regel. Sie haben ja genau wie z.B. Silicium oder Chlor auch keine d Orbitale.
"Weil ab da auch die d-Orbitale besetzt werden können", dass stimmt ja dann auch nicht. Weil ja erst ab Argon auch d Orbitale vorhanden sind. (Also eigentlich erst ab Scandium)
?
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Alt 03.02.2004, 17:34   #10   Druckbare Version zeigen
buba Männlich
Mitglied
Beiträge: 18.460
Bei Elementen der 2. Periode stehen maximal vier Orbitale (2s 2px 2py 2pz) mit insg. 8 Elektronen für Bindungen zur Verfügung. Ab der 3. Periode stehen d-Orbitale zur Verfügung, die im Grundzustand der Elemente aber nicht gefüllt sind.
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Alt 03.02.2004, 17:39   #11   Druckbare Version zeigen
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Re: Oktettregel nur bis Neon?

Also ist das die Erklärung, warum die Oktettregel nur bis Neon gilt?
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Alt 03.02.2004, 18:42   #12   Druckbare Version zeigen
badcip Männlich
Uni-Scout
Beiträge: 938
Re: Oktettregel nur bis Neon?

Ja-steht auch im Riedel erklärt.
__________________
MfG badcip

Der Ungebildete sieht überall nur Einzelnes, der Halbgebildete die Regel und der Gebildete die Ausnahme. (Franz Grillparzer)
Support für das Individuum: Heute schon geduscht?
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Alt 04.02.2004, 22:32   #13   Druckbare Version zeigen
Tino Männlich
Uni-Scout
Beiträge: 370
Re: Oktettregel nur bis Neon?

Hallo,

Prinzipiell ist es so, dass der Energieunterschied zwischen p- und d-Orbitalen ab der 3. Periode nicht mehr so groß. Trotzdem zeigen quantenmechanische Rechnungen, dass es nur eine d-Orbital-Beteiligung von unter 10% gibt. Demzufolge sind sie eher zu vernachlässigen.

Alles Liebe,

Tino
__________________
Es ist die hohe Bestimmung des Menschen, mehr zu dienen als zu herrschen. [Albert Einstein]
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Alt 04.02.2004, 22:39   #14   Druckbare Version zeigen
bm  
Moderator
Beiträge: 54.171
Re: Oktettregel nur bis Neon?

Zitat:
Zitat von Marvek
Stimmt. Also hat die 1.-3. Periode keine d Orbiatale.

Warum jetzt zum Beispiel Phosphor und Schwefel mit dieser Regel brechen weiss ich nun auch nicht so genau - vermutlich weil sie grösser sind, als die in der 2. Periode, und deshalb mehr an sich ranlassen.
Die brechen keine Regel. Wie schon erwähnt, gilt die Oktettregel für und nur für die zweite Periode.

Schaut mal nach Salpetersäure ./. Phoshorsäure, da wird der Unterschied schnell klar.

Zitat:
Quantenzahlen und Orbitale im Bohrschen Atommodell
In der Elektronenhülle existieren die Elektronen in diskreten Energiezustände.
Man stellt sich vor, daß die Elektronen nur auf bestimmten Bahnen den Atomkern umkreisen können.
Die Gesamtheit der Elektronenbahnen bildet die Atomhülle.
Wir sprechen anstelle von Bahnen daher von Orbitalen.
Die Heisenbergsche Unschärferelation bestimmt deren Breite.

Vier Quantenzahlen charakterisieren die möglichen Energiezustände eines Elektrons in der Elektronenhülle.
Sie beschreiben den diskreten Energiezustand jedes einzelnen Elektrons.
Die Elektronen sind in konzentrischen Schalen angeordnet, die historisch mit den Buchstaben (K- , L- , M- ..) bezeichnet wurden.
Die zugeordnete Haupquantenzahl (n =1, 2, 3 ..) bestimmt den Energiezustand des Elektrons in erster Näherung.
Mit jeder neuen Schale wird im periodischen System der Elemente eine weitere Periode (Zeile) begonnen.
Jede Schale nimmt 2.n² Elektronen auf.

Die Nebenquantenzahl l < n - 1 charakterisiert die Unterteilung innerhalb der durch die Hauptquantenzahl festgelegten Energiebereiche.
Jede Schale ist in weitere Energieniveaus = Nebenquantenzustände mit der Bezeichnung s-, p-, d- und f- Orbital unterteilt.
Die Nebenquantenzahl beschreibt den Bahndrehimpuls der Elektronen.

Die Magnetquantenzahl unterteilt die Bereiche der Nebenquantenzustände in noch geringere Energiebereiche.
Sie kann die Werte - l <m < + l annehmen.
Sie beschreibt das magnetische Moment des umlaufenden Elektrons.

Die Spinquantenzahl s kann für jeden der durch die drei Quantenzahlen beschriebenen Energiezustände zwei Werte + ½ und - ½ annehmen.
Sie beschreibt den Eigendrehimpuls des Elektrons
Bei der Hauptquantenzahl n=3 (3.te Periode) kann die Nebenquantenzahl l <= (n-1) die Werte 0 (=s), 1 (=p) und 2 (=d) annehmen.

Die magnetische Quantenzahl m <= +/- l die Werte :

Code:
n = 3, l = 0, m =  0
Das heisst, es gibt ein 3s-AO.

Code:
n = 3, l = 1, m = -1
n = 3, l = 1, m =  0
n = 3, l = 1, m =  1
Das heisst es gibt drei 3p-AO.

Code:
n = 3, l = 2, m = -2
n = 3, l = 2, m = -1
n = 3, l = 2, m =  0
n = 3, l = 2, m = -1
n = 3, l = 2, m =  1
n = 3, l = 2, m =  2
Das heisst es gibt fünf 3d-AO.

Die vierte Quantenzahl s = +/- 1 besagt das jedes der AO mit zwei Elektronen besetzt werden kann.

(1 + 3 + 5) x 2 = 18 Elektronen passen maximal auf das n = 3 Niveau.

Für n = 3 gilt also die "18-Elektronen-Regel", die in der Komplexchemie ein wichtiges Hilfsmittel ist.

Geändert von bm (04.02.2004 um 22:55 Uhr)
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