Stabilität von Orbitalen?
Wie lässt sich die Stabilität von Orbitalen beschreiben?
So wie ich das bis jetzt verstanden habe, sind vollbesetzte und unbesetzte Orbitale am Stabilsten.
Nur Halbbesetzte Orbitale sind zu vermeiden und wirken destabilisierend.
(Wobei ich mir hier dann die Frage stelle wie das sein kann, denn das Fe3+ ist ja trotz 5 nur halbbesetzter d-Orbitale recht stabil)
(Wäre die Stabilität der Orbitale auch ein Ausschlaggebender Punkt dafür, dass bei der Elektronenkonfiguration von Fe2+ im Vergleich zu der Elektronenkonfiguration von Fe die Elektronen aus dem 4s-Orbital entzogen werden?)
Fe: [Ar] 4s2 3d6
Fe2+: [Ar] 3d6
2 Antworten
Halb besetzt ist auch günstig. Deswegen gibt es ja das Prinzip, dass Orbitale zunächst mit nur einem Elektron besetzt werden und erst wenn alle einfach besetzt sind, werden sie doppelt besetzt.
Das ist aber alles nur so eine Daumenregel, sieht man schon an den vielen Ausnahmen an Besetzungen. Die s und d Orbitale liegen so nah beeinander, dass man das kaum vernünftig abschätzen kann. Liegt auch daran, dass da mehrere Effekte mit rein spielen, z.b. relativistische Effekte, vor allem bei den ganz schweren Elementen.
Außerdem macht die Besetzung selbst auch einen Unterschied. Es wird zunächst das 4s aufgefüllt, weil das energetisch etwas tiefer liegt. Dann kommen die 3d Elektronen. Dadurch, dass die d Orbitale jetzt besetzt werden, rutschen sie in der Energie weiter runter. Deswegen wird bei den Übergangsmetallen (meist) erst das jeweilige s Orbital geleert.
Die Bildung von Komplexen kann sich auch auf die Elektronenkonfiguration des Metallzentrums auswirken. Was da hilft sind richtige Rechnungen und Messungen. Das auf dem Papier zu bestimmen gestaltet sich schwierig.
Man muss auch berücksichtigen, dass analytische Lösungen von Elektronenhüllen nicht möglich sind. Für jedes Elektron und jeden Liganden verändert sich das ganze System. Es ist nicht so, dass bei Fe(II) -> Fe(0) einfach 2 Elektronen aufsummiert werden und die restliche Hülle so bliebe, wie sie ist.
Wie lässt sich die Stabilität von Orbitalen beschreiben?
Aufbauprinzip und LCAO, für Komplexe und Moleküle eher DFT, MOT, Liganden-/Kristallfeldtheorie...
So wie ich das bis jetzt verstanden habe, sind vollbesetzte und unbesetzte Orbitale am stabilsten.
In klassischen Molekülen ja, in freien Atomen und Komplexen nein.
Nur halbbesetzte Orbitale sind zu vermeiden und wirken destabilisierend.
Nicht zwangsläufig. Das kennt man von Molekülen so, weil Radikale und Carbene sehr instabil sind. Viele Metalle haben ungepaarte Elektronen - was meinst du, wie Para- und Ferromagnetismus zustandekommen?
Deine Fragen sind nicht unberechtigt, führen aber sehr tief in die Koordinationschemie der Übergangsmetalle. Namentlich die Kristall- und Ligandenfeldtheorien.
In kurz: jedes ÜG-Metallatom können die d-Orbitale energetisch aufspalten. Normalerweise sind die d-Orbitale entartet. In Komplexen (Kaliumpermanganat, Berliner Blau, Chrom(II)acetat, Ferrocen, Cisplatin...) hängt die Energiedifferenz von den anhängenden Molekülen (Liganden) und deren Geometrie ab. Hier entsteht oft die Konkurrenzsituation zwischen Spinpaarung und höheren/tieferen Orbitalen (high spin/low spin)
Es gelten die Hundschen Regeln: Orbitale werden erst halbbesetzt, dann wird eine Spinpaarungsenergie nötig! Siehe Wiki:
Wenn ein Orbital mit zwei Elektronen gefüllt werden soll, muss eine Spinpaarungsenergie aufgewendet werden. Übersteigt die Ligandenfeldaufspaltung die Spinpaarungsenergie, kann es zum "Low-Spin-Komplex" kommen. D. h., tiefer liegende d-Orbitale werden zunächst mit zwei Elektronen gefüllt, bevor höher liegende d-Orbitale gefüllt werden.
Und wie erwähnt, verändern sich die Orbitale ständig und unterliegen relativistischem Verhalten.