Haben Übergangsmetalle Valenzelektronen im s-Orbital?
"Die ähnlichen Eigenschaften der Übergangsmetalle, der Nebengruppenelemente, sind darauf zurückzuführen, dass ihre Atome jeweils zwei Valenzelektronen in einem s-Orbital besitzen und die Besetzung mit Elektronen in d- bzw. f-Orbitalen erfolgt."
Ich dachte s-Orbital ist eher innen...
3 Antworten
Die 4s-Elektronen sind "weiter außen" als die 3d-Elektronen, weil sie einer höheren Schale angehören, also mehr Knotenflächen haben.
Dafür sind p-, d und f-Elektronen "weiter außen", weil 1, 2 oder 3 Knotenflächen durch den Kern gehen, dort ihre Dichte also gerade null ist.
Im Effekt unterscheiden sich die Energien der Obtitale minimal. Außerdem sind die 2 4s-Elektronen für die Chemie uninteressant, weil sie zwar (in freien Atomen) zuerst aufgenommen werden, aber bei der Ionenbildung als erste abgegeben werden. Ionen von Übergangsmetallen enthalten, wenn überhaupt, nur d-Eletronen der zweitäußersten Schale. Die Lanthaniden nur f-Elektronen der drittäußersten Schale.
Dass viele Übergangsmetalle die Wertigkeiten +2 und +3 haben können, die Lanthaniden vorwiegend nur +3, würde ich eher unspezifisch auf ein optimales Verhältnis von Ionisierungs- und Gitterenergie zurückführen.
Ja, haben sie.
>Ich dachte s-Orbital ist eher innen...
Das hängt von der Hauptquantenzahl ab. Das 1s-Orbital ist ganz innen, das 3s-Orbital ziemlich weit außen. Du kennst wahrscheinlich die 8-Elektronenregel.
In derselben Weise streben die Übergangsmetalle in ihren Verbindungen 18-Elektronen an, denn die 10 Elektronen der d-Orbitale kommen noch dazu. Z.B. Wolframhexacarbonyl.
https://de.wikipedia.org/wiki/Wolframhexacarbonyl
oder Nickeltetracarbonyl
https://de.wikipedia.org/wiki/Nickeltetracarbonyl
Wolfram benötigt zur Auffüllung seiner Valenzschale 12 Elektronen, Nickel braucht nur 8. Beide haben danach 18 Elektronen in der Valenzschale.
Lass es mich so sagen, wie es Wikipedia sagt:
Bei den Hauptgruppen- Elementen sind das die Elektronen der äußersten Schale ( Valenzschale) in den s- und p-Orbitalen, bei den Übergangsmetallen sind es die auf der äußersten Schale und zusätzlich die Elektronen im d -Orbital der vorhergehenden Schale.
Ergo: Ja.
"Innen" und "außen" sind für die Elektronenkonfigurationen keine sinnvollen Begriffe. Das scheint von der Vorstellung des Bohr'schen Atommodells zu kommen, welches aber allenfalls für Wasserstoff passt. Die Elektronenorbitale haben ganz lustige Formen und nur die s-Schalen geben überhaupt etwas kugelförmiges her.
Das wesentliche bei Übergangsmetallen ist ja gerade, dass das s-Orbital ihrer Periode besetzt wird und dann erst weiter mit den höheren Unterorbitalen der vorigen Periode fortgesetzt wird. Erst wenn die voll sind, sind die Übergangsmetalle zu ende.
vgl. a. https://www.periodni.com/de/elektronenkonfiguration_der_elemente.html