Ich hätte eine Frage zu diesem Problem uns zwar:

,,Warum kann der Kohlenstoff trotzdem vier Bindungen eingehen. Argumentieren sie Mithilfe eines Energiediagrammes"?

Mit Energiediagramm ist ja praktisch dieses Ausfüllen mit den Orbitalen gemeint ---> 1s2 2s2 2p2, aber das ist ja nur im Grundzustand.

Irgendwie verstehe ich dir Frage nicht wirklich. Hat das was mit der Hybridisierung zutun?

Danke im Voraus ^^

Hallo , ich habe gerade eben irgendwie einen Hänger . Wir sollen die Elektronenkonfiguration von Atomen/ Ionen bestimmen und zudem die Anzahl an ungepaarten Elektronen angeben und die Elektronen in energetisch aufsteigender Ordnung zuordnen. Als Beispiel haben wir Fe3+ . Fe3+ besitzt 23 Elektronen. Die Konfiguration ist dann wie folgt: 1S^2 2S^2 2P^6 3S^2 3P^6 4S^2. 3d^3 . Korrigiert mich falls ich falsch liege. Nun ist die Anzahl an ungepaarten Elektronen doch 3 oder ? Oder zählt man das so, dass sich von den drei Elektronen zwei Paaren und eines dann ungepaart bleibt , also eins die Lösung ist ? Meine Tutorin meinte nämlich das die Anzahl der letzten Elektronen in der Valenzschale = die Anzahl an ungepaarten Elektronen ist aber da bin ich mir doch irgendwie unsicher …

Hey Leute,

Kann mir jemanden erklären, wieso hier 4p gibt? Also bei Kobalt erreicht man nur dir 3d-Orbitale bei der Konfiguartion. Ich verstehe allerdings nicht, woher dies aber kommt.

Warum gibt es dieses Ion so häufig?Die E Konfiguration wäre doch [Ar] 4s^2 3d^6 bei normalem Eisen. Energetisch günstig wäre doch ein halbvolles oder volles Orbital. Ich hätte gedacht 3d^5 oder 3d^10 wäre am stabilsten. Daher -> Fe+ oder Fe^-4
Warum ist also Fe^3+ stabil?

es heißt ja immer dass dieser Zustand mit 8 Valenzeleltronen energetisch sehr günstig bzw. stabil ist

Doch warum ist das so? Warum 8 und nicht 9 oder 7

Hi!

Ich hab folgende Aufgabe von meiner Chemie Lehrerin bekommen:

Begründen Sie mithilfe der Elektronenkonfiguration, dass die Schwefelatome in Schwefelsäure und in schwefliger Säure jeweils stabile Zustände besitzen.

Ich hab dann, um die Aufgabe zu lösen, die Strukturformel von Schwefelsäure aufgezeichnet und festgestellt, dass Schwefel in der Verbindung dann insgesamt 12 Außenelektronen hat. Ich wollte das dann in die Elektronenkonfiguration übertragen und bin auf folgende gekommen: 16S (Ne) 3s2 3p6 3d4. Passt das so? Und wieso ist das Schwefelatome dann stabil? Das 3d-Orbital ist doch weder halb- noch vollbesetzte, oder?

In der 1. Aufgabe wird nach der elektronenkonfiguration von Niob im grundzustand gefragt, was [Kr] 4d^4 5s^1ist.
Danach wird nach Folgendes gefragt:

Geben Sie die niedrigste Elektronenkonfiguration Niobs an (nur Valenzelektronen), die den höchsten Spin-Zustand hat. Begründen Sie.

meint man bei der Aufgabe 4d^4 5s^1 ?

das verwirrt mich irgendwie richtig 😅🥲

Wenn man Beispielsweise Gallium hat dann ist ja die Elektronenkonfiguration:

 Was ich jetzt nicht verstehe ist warum es 3d ist und nicht 4d. Steht das nicht eigentlich in der vierten Zeile des Periodensystems?

Wie verteilt man die Elektronen bei Chrom. Es gibt 24 Elektronen und 4 Schalen insgesamt. ich bitte um eine schnelle Antwort

(Nur zur Info ich pern grad für eine KA morgen, und unsere Lehrerin hat uns so gut wie nichts erklärt, deshalb check ich es nicht.)

Ich meine damit, dass ja Atome entweder Elektronen aufnehmen oder abgeben um eine volle Außenschale zu erreichen. Und ich weiß das so dass 1,2 und 3 Hauptgruppe Elektronen abgeben und 5,6 und 7 Elektronen aufnehmen. Aber jetzt steht da in meinem Aufschrieb, dass Metalle Elektronen abgeben und Nichtmetalle Elektronen aufnehmen. Das stimmt ja aber dann gar nicht überein, da sich ja in der 5. und 6. Hauptgruppe auch Metalle befinden. Warum?

2.te Frage was passiert wenn ein Atom mit 5 Außenelektronen, zb auf eins mit 2 Außenelektronen trifft, weil dann geht das ja nicht auf, dass beide Atome gleich volle Schalen haben und wie teilt sich dass dann auf

3.te Frage was passiert wenn ein Metall auf ein Metall trifft kann das dann auch reagieren bzw wie kann dann ein Ion entstehen?

Warum liegt Zink bevorzugt in der Oxidationsstufe +II vor?

was sind delokalisierte pi Elektronen? Wie erkennt man die oder auch nicht? Sind die nur bei Aromaten? Warum sind die so wichtig? Thema: Molekülorbital, Elektronenkonfiguration

hi, kann mir jemand diese Darstellung erklären? ich verstehe das überhaupt nicht. Es geht um das Thema Elektronenkonfiguration, Hybridisierung von Molekülen/Atomen

brauche hilfe bei folgenden aufgaben. habe echt keine ahnung wie das funktioniert und oxidation und reduktion sowie o-mittel und r-mittel verwirren mich komplett

Hallo,

ich soll die Elektronenkonfiguration von Se2+ angeben und bin auf [Ar] 4s^2 3d^10 4p^2 gekommen. In der Musterlösung ist es jedoch [Ar] 3d^10 4s^2 4p^2. Also zuerst 3d^10 und danach 4s^2, obwohl es doch nach aufsteigendem Energieniveau anders herum richtig wäre, oder?

Ist mein Ergebnis falsch? Spielt es überhaupt eine Rolle, ob ich zuerst s oder d aufschreibe?

Ich hoffe ihr könnt mir helfen!

Liebe Grüße

Hallo, wieso sind bei Sn in der 4. Schalle 18 besetzt (ich würde 20 besetzen) und in der 5.Schalle 4 (ich würde 2 besetzen). Dachte in der 4. Schalle sind max. 32 möglich also 20 rein und 5. Schalle muss ja noch irgendwas rein also 2.

Danke im Voraus!

Kann man für die Elektronenkonfiguration von Mg2+ auch [He] 2s2 2p6 hinschreiben ?

In einer Aufgabe war diese Elektronenkonfiguration für Mg2+ gegeben und ich sollte ankreuzen ob diese richtig oder falsch ist.
ich dachte, dass die Elektronenkonfiguration von Mg2+ [Ne] 3s0 ist, aber wäre die obere elektronenkonfiguration auch richtig für Mg2+ ? Wenn ja wieso

ich komme hier nicht weiter ^^

Heißt es nicht, dass Übergangsmetalle mit halbvoll oder voll besetztem d-Orbital stabiler sind? So wie die Oktettregel bei den Hauptgruppen?

Werden jetzt von dem Fe die 2 Elektronen aus dem 4s Orbital abgespalten, bleibt schließlich noch 1 Elektron "zu viel" in dem d-Orbital, sodass dass Fe 6 Elektronen im d-Orbital hat.

Aber sollten es nicht möglichst 5 oder 10 sein?

Die Oktettregel gilt ja nur für Hauptgruppen. Bei den Nebengruppen spielen die Orbitale eine entscheidende Rolle. 5 oder 10 Elektronen in den d-Orbitalen gelten als besonders stabil. (Wenn ich's richtig verstanden habe)

Wie geht man aber vor, wenn ein Element aus einer Hauptgruppe mit einem Element aus einer Nebengruppe reagiert.

Eisen und Sauerstoff beispielsweise:

O braucht noch 2 weitere Außenelektronen für die Erfüllung der Oktettregel.

Die Elektronenkonfiguration von Fe ist [Ar] 4s^2 3d^6.

Vielleicht spaltet man ein Elektron vom Fe aus dem 3d-Orbital ab und gibt es dem O?!? Und weil O zwei Elektronen braucht, dann Fe2O...

War das wenigstens ein teilweise richtiger Lösungsansatz? 😅😅

Meine Lehrerin sagte immer, das in der ersten Hülle 2 wären, in der 2. 8 und in allen anderen auch 8. Jetzt hab ich aber eine Version vom Periodensystem gefunden, wo z.b. ab Scandium sich ändert.

Ich bin jetzt total verwirrt, da auch alle Nebengruppen und Hauptgruppen nach Scandium eine andere Elektronenkonfiguration haben...

Stellen Sie die Elektronenkonfiguration für die Oxidationsstufen 0 bis +VII des Mangans auf. Welche der Oxidationsstufen ist die stabilste?

Wenn ich die Aufgabe richtig bearbeitet habe, ist Mn +VII die stabilste, da dann nur noch [Ne] da steht. Ich bin mir da aber leider sehr unsicher..

Hallo! Ich habe versucht die Elektronenkonfiguration von Silber (Ag) aufzustellen, aber mir muss ein Fehler unterlaufen sein, weil im Internet andere Lösungen sind.

Eisen hat ja die Ordnungszahl 47, also müssten es 47 Elektronen geben, richtig? Das heißt ja, dass die Hochzahlen 47 ergeben müssen

Ich habe das aufgeschrieben: 1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^6 4s^2 3d^10 4p^6 5s^2 4d^9

Wäre toll wenn mir jemand helfen könnte und meinen Fehler erkennt! :)

Danke im Voraus

Wie begründe ich mithilfe der Elektronenkonfiguration, dass Chlor die Oxidationszahl +5 haben kann?

Kann mir jemand die Besetzung der 4f-Orbitale für Gd3+ und die Elektronenkonfiguration von diesem Ion nennen?

Hallo Freunde!

Laut meines Wissens ist die Reihenfolge: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f (Ungefähr, vllt hab ich mich am Ende verschrieben).

Jetzt passiert es mir aber, dass meistens die tatsächliche Reihenfolge eines Atoms anders ist, zB bei Silber. Gilt die Reihenfolge oben, als allgemein richtig (in der Prüfung) auch wenn die tatsächliche Reihenfolge anders ist? (Kann ich dann für zB. Silber [Kr] 4d10 5s1 auch [Kr] 5s2 4d9 schreiben? Das meinte ich eigentlich mit der Reihenfolge, weil ich dachte ich besetze 5s vor 4d?)

Außerdem gibt es ja manche Atome bei denen zB 3d vor 4s kommt, weil es besser ist ein Orbital komplett einfach zu besetzen oder?

MFG Mahuri

Hi,

Bei meinen Chemie Hausaufgaben habe ich gesehen dass die 3. Schale beim Kalium Atom nur mit 8 Elektronen besetzt ist und auf der 4. Schale ist 1 Elektron. Hat die 3. Schale nicht eigentlich Platz für 18 Elektronen? (2*3^2)

Stimmt es, dass Nickel folgende Elektronenkonfguration hat?:

1. Schale: 2
2. Schale: 8
3. Schale:16
4. Schale: 2

Hallo,

ich habe ein chemisches Problem😅und zwar hat Eisen ja die Elektronenkonfiguration [Ar]4s2 3d6, aber kann es dann sein das Cu [Ar]3d9 4s2 hat und nicht [Ar]3d10 4s1? Ich weiß, dass voll und halb besetzte Orbitale besonders stabil sind, aber woher weiß ich dann, wie ich das besetzen muss?

Danke im Voraus

Da ich aus dem Internet nicht schlau werde und die Frage in meinem Chemiebuch nicht beantwortet wird, brauche ich Hilfe. Warum ändert sich die Elektronenkonfiguration bei Edelmetallen (also z.B. bei Silber [Kr] 4d^10 5s^1 statt [Kr] 4d^9 5s^2)?

(Ich schrieb jetzt mal nur die letzten Buchstaben und Zahlen hin)

4s^2 3d^1

Im Internet steht das "3d^1" vor 4s^2 ist

Also ist das wie ich das dort oben geschrieben habe falsch?

Unser Lehrer erklärte uns etwas davon, dass man das auch tauschen muss in einigen Fällen weil das Atom dann stabiler ist.

In welchen Fällen muss man das denn anders rum aufschreiben damit das Atom seine stabilität bekommt?

Ist das so richtig??

Hallo,

die normale Elektronenkonfiguration sowie die Valenzelektronenkonfiguration der Hauptgruppe Elemente ist ja klar. Aber wie sieht es bei der Valenzelektronenkonfiguration der Nebengruppenelemente aus?

Ich habe als Beispiel die von Chrom: 3s^2 3p^6 3d^5 4s^1. Wie komme ich jetzt darauf, dass das die Konfiguration der Valenzelektronen ist?

Danke im Voraus;)

Ich komme auf 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d5

Die richtige Lösung ist aber 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s2

Ich dachte, dass das 4s Orbital vor dem 3d Orbital aufgefüllt wird da das Energieniveau geringer ist?

Warum ist das hier nicht der Fall?

a)Oxid-Ion

b)Calcium-Ion

Nach Krypton kommt doch das 5s orbital und dann erst das 4d oder habe ich da etwas falsch verstanden?

Teilaufgabe b)

Siehe oben

Wie genau lautet der Unterschied zwischen Cl- und Cl bei der Elektronenkonfiguration?

CH3Cl --> Sp3

Warum genau Sp3.. bin damit noch nicht ganz klar. Könnte das jemand nochmal kurz erklären?

CH2CH2 --> Sp2 ...

Wäre klasse wenn das jemand nochmal kurz erklärt wie man vorgeht.

Vielen Dank.

Heii :)
Wir haben im Chemie gelernt, dass die äusserste Schale eines Atoms immer nur maximal 8 Elektronen haben kann. Nun habe ich aber gelesen, dass Ga 3+  18 Elektron in der äussersten Schale (3.Schale) hat , da die 3 Elektronen, die auf der 4. Schale wären schon abgespaltet wurden. Wie kann das sein?

Noch eine kurze Frage :)
Die Nukleonenanzahl hat keinen Einfluss auf die Elektronenkonfiguration, stimmt das?
Vielen Dank für eure Hilfe ;)

An sich weiß ich schon, wie man den Ionencharakter berechnet.

Dass ist einfach die größere Elektronennegativität minus die kleinere. Problem ist, dass dann z.B. ein Wert rauskommt mit 0.7, aber der steht nicht in der Tabelle. Es gibt nur 0,6 und 0,8. Was macht man in dem Fall?

Hallo,

ich habe gerade einen Hänger und bin mir nicht ganz sicher, ob Schwefel (N) acht oder sechs Elektronen in seiner Außenschale hat. Also wenn es mit einem anderen Atom eine Bindung eingeht.

Mich frage deshalb, weil in meinem Bio Buch das N-Atom immer mit 3 strichen markiert ist. (Lewis Schreibweise) es müssten doch 4 sein, oder?

Mit freundlichen Grüßen.

Hallo,

kann mir hier vielleicht jemand erklären, warum die Elektronenkonfiguration von CE Xe 4f1 5d1 6s2 ist? Warum ist das 4f-Orbital und das 5d-Orbital nur mit einem Elektron besetzt?

Danke!

Hallo,

kann mir hier vielleicht jemand erklären, warum die Elektronenkonfiguration von CE Xe 4f1 5d1 6s2 ist? Warum ist das 4f-Orbital und das 5d-Orbital nur mit einem Elektron besetzt?

Danke!

Ich bin mir nicht sicher, ob meine Lösung richtig ist....

1s^1 2s^2 2p^6

Habe das im Unterricht nicht wirklich verstanden. Ich verstehe das Orbitalmodell. Dass die verschiedenen Orbitale nur so und so viele Elektronen aufnehmen können.

Ich habe in meinen Chemie Unterlagen : Mg -> 1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 stehen.. Das verstehe ich jetzt überhaupt nicht..

Kann mir das vielleicht jemand erklären? Auf YouTube habe ich schon danach gesucht, dort finde ich aber auch nur Videos die mich verwirren. Und in meinen Unterlagen steht auch zu wenig bzw. zu ungenau.

LG

Chemie

Hey Ich Hab in Chemie eine Frage... Ich Hab ein HA Und verstehe Das Kästchen Schema einfach nicht. Nun müssen wir mit dem Schema Zn Darstellen... hilfe

auf dem Periodensystem sind die d- orbitale doch erst ab der 4 "Sc3hale" und nicht ab der 3. Und sind die d-orbitale auch schon mit 5 voll besetzt?

Danke!

Auf der dritten M Schale sind doch 18 Elektronen möglich vom Platz?

K - 2 Elek

L - 8 Elek

M - 18 ELek

N - 32 Elek

dachte ich??

gegeben ist ein Element mit der Elektronenkonfiguration 1s^2 2s^2 2p^4

und ein Element mit 1s^2 2s^2 2p^5

Wie erkenne ich zu welcher Hauptgruppe sie gehören, welches element elektronegativer ist und welche Ordnungszahl sie haben?

Hey Leute,

für die Elektronenkonfiguration von Fe2+ ergeben sich mir zwei Möglichkeiten: 1. [Ar] 4s0 3d6, da aus der äußersten Schale zwei Elektronen entfernt werden. 2. [Ar] 4s1 3d5, wie bei 1., doch nun gleichen sich laut der Pauli Regel noch die Elektronen so aus, dass es nur halbbesetzte Orbitale gibt. Eigentlich müsste doch 2. stabiler und damit häufiger sein, oder? Lese im Internet aber auch sehr oft 4s0 3d6, also wo ist der Haken, oder existieren vielleicht beide in einem bestimmten Verhältnis?

Vielen Dank schon im Voraus :)

Euer Gugstduu10

habe mal die elektronenkonfiguration von Cu+1 aufgestellt. ist's richtig?

Ar: 4s^2 3d^8 danke.

Nachdem ich mich durch die Quantenzahlen und Elektronenkonfiguration gekämpfte habe dachte ich ich hätte sie endlich verstanden und wollte nun ein paar Übungsaufgaben machen. Eine Aufgabe war die Elektronenkonfiguration von Fluor. Meine Lösung war: F: 1s^2, 2s^2, 2p^3, 3s^2 Die Musterlösung war 1s^2, 2s^2, 2p^5 In dem Tutorial was ich mir dazu angesehen hatte hieß es aber, dass volle und halb besetzte Schalen energetisch günstiger sind als teilbesetzte. Damit wäre ja meine Lösung nicht falsch.. Nun frage ich mich ob voll- und halbbesetzte Schalen immer energetisch günstiger sind oder erst später (Schalenmäßig) wo 4s sowieso energetisch günstiger ist als 3d. Und: Wieso ist das so?

Hallo

ich muss für die Chemiearbeit die Elektronenkonfiguration können. Jetzt haben wir in der Schule nur 2 Ausnahmen besprochen Cu und Cr. Ich hab mir jetzt zum üben ein paar andere Elemente raussgesucht unter anderem Palladium und als ich im Internet gucken wollte um zu vergleichen , hat die mit meiner Konfiguration nicht übereingestimmt obwohl ich mir ganz sicher war dass alles richtig ist.

Gibts da noch weitere Ausnahmen? Unsere Lehrerin sprach immer nur von 2 Ausnahmen.