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Alt 20.02.2005, 16:19   #1   Druckbare Version zeigen
Andre18 Männlich
Mitglied
Themenersteller
Beiträge: 233
Elektronenkonfiguration bei Ionen

Hallo,
habe ein dringende Frage:
Ich weiß wie man die Elektronenkonfiguration der Elemente aufstellt und kann das auch, aber wie mache ich das bei Ionen?

Wenn ich nun z.B. Zn2+ habe. Habe ich ja 30-2Elektronen=28 e-
Aber Zn2+ hat nicht die gleiche Elektronenkonfiguration wie das Element mit der Ordnungszahl 28 (Ni). Wie gehe ich denn da vor?

Gruß
André
Andre18 ist offline   Mit Zitat antworten
Alt 20.02.2005, 16:29   #2   Druckbare Version zeigen
bm  
Moderator
Beiträge: 54.171
AW: Elektronenkonfiguration bei Ionen

Ganz normal. Hund´sche Regel, Pauli-Prinzip.

(bis auf ein Ausnahmen).
bm ist offline   Mit Zitat antworten
Alt 20.02.2005, 18:30   #3   Druckbare Version zeigen
MTG Männlich
Mitglied
Beiträge: 1.048
AW: Elektronenkonfiguration bei Ionen

genau... elektronen mit dem höchsten energiveau werden zuerst entfernt...
MTG ist offline   Mit Zitat antworten
Alt 20.02.2005, 20:58   #4   Druckbare Version zeigen
Andre18 Männlich
Mitglied
Themenersteller
Beiträge: 233
AW: Elektronenkonfiguration bei Ionen

Aber dann würde das doch gelten oder?
Zn2+ hat die gleiche Elektronenkonfiguration wie das Element mit der Ordnungszahl 28 (Ni), weil es ja 28 Elektronen hat die ganz normal´aufgefüllt werden.
?
Andre18 ist offline   Mit Zitat antworten
Alt 20.02.2005, 21:00   #5   Druckbare Version zeigen
bm  
Moderator
Beiträge: 54.171
AW: Elektronenkonfiguration bei Ionen

JA, was spricht dagegen? Aber die Kernladung ist um zwei höher, das eine also elektrisch neutral, das andere geladen. Von daher verhalten sie sich schon nicht gleich.
bm ist offline   Mit Zitat antworten
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Alt 20.02.2005, 21:10   #6   Druckbare Version zeigen
Andre18 Männlich
Mitglied
Themenersteller
Beiträge: 233
AW: Elektronenkonfiguration bei Ionen

Zitat:
Zitat von bm
JA, was spricht dagegen? Aber die Kernladung ist um zwei höher, das eine also elektrisch neutral, das andere geladen. Von daher verhalten sie sich schon nicht gleich.
also hat das Zn2+ die gleiche elektronenkonfiguration wie das Ni?
unser Prof meinte in einer Übung:
"Die Abfolge der Energieniveaus ist bei vielen Ionen anders als bei den neutralen Elementen, da besonders stabile Elektronenkonfigurationen angestrebt werden"
Für Zn2+hat er die Elektronenkonfiguration [Ar]3d10 (Ni hat aber [Ar]3d84s2)
?
Andre18 ist offline   Mit Zitat antworten
Alt 20.02.2005, 21:12   #7   Druckbare Version zeigen
Andre18 Männlich
Mitglied
Themenersteller
Beiträge: 233
AW: Elektronenkonfiguration bei Ionen

Achso!
Ich stelle dann erst die Konfiguration von Zn auf und gehe dann sozusagen rückwärts vor, indem ich die 2elektronen aus dem 4s Orbital entferne, dann habe ich ja das [Ar] 3d10
Andre18 ist offline   Mit Zitat antworten
Alt 20.02.2005, 21:17   #8   Druckbare Version zeigen
bm  
Moderator
Beiträge: 54.171
AW: Elektronenkonfiguration bei Ionen

Zitat:
Für Zn2+hat er die Elektronenkonfiguration [Ar]3d10 (Ni hat aber [Ar]3d84s2)
Das für Ni ist mehr theroretischer Art. Ni ist ein Metall -> Riesengebilde, während Zn2+ mehr oder weniger isoliert ist.
bm ist offline   Mit Zitat antworten
Alt 20.02.2005, 21:17   #9   Druckbare Version zeigen
Andre18 Männlich
Mitglied
Themenersteller
Beiträge: 233
AW: Elektronenkonfiguration bei Ionen

aber dann verstehe ich nicht warum Tl die konfiguration [Xe]6s2 4f14 5d10 6p1 hat, das Ti3+-Ion hingegen: [Xe] 4f14 5d10
Warum werden die elektronen aus dem s und p orbital entfernt?
Andre18 ist offline   Mit Zitat antworten
Alt 20.02.2005, 21:18   #10   Druckbare Version zeigen
Andre18 Männlich
Mitglied
Themenersteller
Beiträge: 233
AW: Elektronenkonfiguration bei Ionen

Verstehe glaube ich nur noch Bahnhof :-(!
Andre18 ist offline   Mit Zitat antworten
Alt 20.02.2005, 21:46   #11   Druckbare Version zeigen
belsan Männlich
Mitglied
Beiträge: 4.635
AW: Elektronenkonfiguration bei Ionen

Im Prinzip sollten alle Elemente die Unterschalen in der energetischen Reihenfolge auffüllen. D. h. für die Nebengruppenelemente
z. B. ausnahmslos von 4s2 3d1 bis 4s2 3d10.
Weil aber die Energien der 4s und 4 d Orbitale nahe beieinander liegen und es bei halb oder voll besetzten Unterschalen zu "Energiesprüngen" kommt, wird bei ein paar Elementen, bei denen halb oder vollbesetzte Unterschalen auftreten, davon abgewichen. U. a. auch weil sich die Energie eines Orbitals ändert wenn es mit Elektronen besetzt wird.
Wie bm schon sagte, sind diese Überlegungen bzw. Elektronenkonfigurationen chemisch nicht relevant, sondern bestenfalls spektroskopisch.

Für ein Metallion spielt die Ausbalancierung der Orbitalenergien der s- und d- Orbitale kaum eine Rolle. Einem Ion ist es auch völlig egal aus welchem Orbital die Elektronen abgegeben wurden. Es platziert seine Elektronen in die energetisch am tiefsten liegenden Orbitale, und dass sind bei den ÜGM in der Relgel die d-Orbitale, während die s-Orbitale leer bleiben.

Ein Vergleich von Elektronenkonfigurationen von Atomen und Ionen bringt nur insofern etwas, als dass man ablesen kann wieviele Elektronen aus einem Atom abgespalten werden müssen, damit sich eine stabile Elektronenkonfiguration ausbilden kann. (I. d. R. leere, halb oder voll besetzte Unterschale.)
Ansonsten ist der Vergleich, gerade auch mit den Ausnahmen bei den E-Konfigurationen der Atome, recht fruchtlos.
__________________
Gruß belsan

Fachfragen bitte im Forum stellen und nicht per PN.

Geändert von belsan (20.02.2005 um 22:08 Uhr)
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