Stellung im Periodensystem und Elektronenkonfiguration der d-Elemente
Wo die d-Elemente im Periodensystem stehen, wie man sie Perioden, Gruppen und d-Reihen zuordnet und wie man die Elektronenkonfiguration ihrer Atome und Ionen ableitet.
Das Wichtigste in Kürze
- Der d-Block umfasst die Gruppen 3 bis 12; in Periode \(n\) wird die \((n-1)\)d-Unterschale aufgefüllt, daraus entstehen die 3d-, 4d- und 5d-Reihe.
- Ti, Cr, Fe und Co sind 3d-Elemente der 4. Periode, Pd und Tc 4d-Elemente der 5. Periode, Os ist ein 5d-Element; Hg steht in der Zinkgruppe, nicht bei Cu und Ag.
- Die Platinmetalle Ru, Rh, Pd, Os, Ir und Pt liegen in den Gruppen 8 bis 10; Gold gehört als Element der Kupfergruppe nicht dazu.
- Chrom hat \(3d^5\,4s^1\), Kupfer \(3d^{10}\,4s^1\), weil halb- und vollbesetzte d-Schalen energetisch günstig sind.
- Bei der Ionenbildung werden zuerst die 4s-Elektronen abgegeben; die \(\mathrm{d}^n\)-Konfiguration ergibt sich aus Gruppennummer minus Ladung, etwa \(\ce{Fe^3+}\) \(\mathrm{d}^5\).
- d-Elektronen wirken als Valenzelektronen, doch Zn, Cd, Hg und Pd haben eine volle d-Schale ohne ungepaarte Elektronen.
Dieses Kapitel ist für Supporter
Relaxed ins Stex ist ein kleines, unabhängiges Projekt. Mit einem Zugang unterstützt du uns und schaltest das ganze 1. Staatsexamen frei. ❤️
Bitte bestätige zuerst deine E-Mail-Adresse
Wir haben dir einen Link geschickt. Erst mit bestätigter E-Mail-Adresse kannst du einen Zugang freischalten und nutzen.
Steckbrief der d-Elemente
Die d-Elemente bilden den breiten Mittelteil des Periodensystems. Zu ihnen gehören viele pharmazeutisch wichtige Metalle, vom Eisen im Hämoglobin bis zum Platin im Cisplatin. Wer ihre Elektronenkonfiguration lesen kann, versteht ihre Oxidationsstufen, Farben und Komplexe.
| Merkmal | Ausprägung |
|---|---|
| Stellung im Periodensystem | Gruppen 3 bis 12 zwischen s- und p-Block; 3d-Reihe (4. Periode), 4d-Reihe (5. Periode), 5d-Reihe (6. Periode) |
| Elektronenkonfiguration | allgemein \((n-1)d^{x}\,ns^2\); Sonderfälle mit \(ns^1\) (Cr, Cu) oder \(ns^0\) (Pd) |
| Wichtige Oxidationsstufen | meist mehrere, weil d-Elektronen mitbinden; z. B. Fe +2 und +3, Mn bis +7 |
| Eigenschaften der Elemente | ausnahmslos Metalle; Atome und Ionen mit ungepaarten d-Elektronen sind paramagnetisch |
d-Block im Überblick
Ab der 4. Periode schiebt sich zwischen die Erdalkalimetalle und die Borgruppe ein Block aus zehn Gruppen. Dieser d-Block umfasst die Gruppen 3 bis 12. Hier wird nicht mehr die äußerste Schale besetzt, sondern die d-Unterschale darunter. In Periode \(n\) füllt sich also die \((n-1)\)d-Unterschale. Das Prinzip dahinter erklärt Pauli-Prinzip, Aufbauprinzip und Hund’sche Regel.
Eine d-Unterschale hat fünf Orbitale und fasst zehn Elektronen. Deshalb hat jede d-Reihe zehn Elemente. Die 3d-Reihe oder erste Übergangsreihe reicht in der 4. Periode von Scandium bis Zink. Die 4d-Reihe der 5. Periode läuft von Yttrium bis Cadmium, die 5d-Reihe der 6. Periode endet bei Quecksilber.
Ein Übergangselement hat im Atom eine unvollständig besetzte d-Unterschale oder bildet Kationen mit unvollständiger d-Unterschale. Im weiteren Sinn heißen alle d-Block-Elemente Übergangsmetalle oder Nebengruppenelemente.
Der Name Nebengruppe stammt aus der älteren Zählung, die Haupt- und Nebengruppen getrennt nummerierte, siehe Gruppen, Haupt- und Nebengruppenelemente. Zink, Cadmium und Quecksilber fallen streng genommen aus der Definition heraus. Sie haben in Atom und Ion eine volle \(d^{10}\)-Schale, zählen aber trotzdem zu den Nebengruppenelementen.
Davon abzugrenzen sind Lanthanoide und Actinoide. Bei ihnen füllt sich die \((n-2)\)f-Unterschale. Diese „inneren“ Übergangsmetalle stehen abgesetzt unter dem Periodensystem und werden in Lanthanoide und Actinoide behandelt.
Zuordnung zu Perioden und Gruppen
Die Periode eines d-Elements richtet sich nach seiner äußersten s-Schale. Die d-Reihe liegt eine Hauptquantenzahl darunter. Titan, Chrom, Eisen und Cobalt stehen deshalb in der 4. Periode und sind 3d-Elemente. Palladium und Technetium sind 4d-Elemente der 5. Periode, Osmium ist ein 5d-Element der 6. Periode. Alle sind Übergangsmetalle, ebenso Ruthenium.
Diese Zuordnung einzelner Elemente wird im Examen gerne gefragt. Achte darauf, dass die Nummer der d-Reihe immer um eins kleiner ist als die Periode: Eisen steht in der 4. Periode und nicht in der 5., seine d-Reihe ist 3d. Osmium und Technetium sind d-Elemente, anders als die Lanthanoide füllen sie keine f-Schale.
Die Gruppen benennt man nach ihrem leichtesten Element.
| Gruppe | Name | 3d (Periode 4) | 4d (Periode 5) | 5d (Periode 6) |
|---|---|---|---|---|
| 3 | Scandiumgruppe | Sc | Y | La bzw. Lu |
| 4 | Titangruppe | Ti | Zr | Hf |
| 5 | Vanadiumgruppe | V | Nb | Ta |
| 6 | Chromgruppe | Cr | Mo | W |
| 7 | Mangangruppe | Mn | Tc | Re |
| 8 | Eisengruppe | Fe | Ru | Os |
| 9 | Cobaltgruppe | Co | Rh | Ir |
| 10 | Nickelgruppe | Ni | Pd | Pt |
| 11 | Kupfergruppe | Cu | Ag | Au |
| 12 | Zinkgruppe | Zn | Cd | Hg |
Zwei Zuordnungen verwechselt man leicht. Cobalt steht in Gruppe 9 und bildet mit Rhodium und Iridium die Cobaltgruppe. Die Mangangruppe ist dagegen Gruppe 7. Quecksilber gehört zur Zinkgruppe und steht damit rechts neben Kupfer und Silber, die zur Kupfergruppe zählen.
Platinmetalle
Die sechs Platinmetalle bilden einen kompakten Block in den Gruppen 8 bis 10. Ruthenium, Rhodium und Palladium sind die leichten Platinmetalle der 5. Periode. Osmium, Iridium und Platin sind die schweren der 6. Periode. Sie kommen in der Natur gemeinsam vor und sind sehr edel. Als d-Elemente sind alle Platinmetalle Nebengruppenelemente.
Gold ist ebenso edel und steht direkt neben Platin. Es gehört aber zur Kupfergruppe in Gruppe 11 und zählt nicht zu den Platinmetallen.
Elektronenkonfiguration
In der 3d-Reihe kommt mit jedem Schritt ein Elektron hinzu. Es landet nicht in der äußersten Schale, sondern in der inneren 3d-Unterschale. Die 4s-Schale ist ab Calcium besetzt und bleibt meist bei \(4s^2\). Mit steigender Ordnungszahl füllt sich also vorzugsweise eine innere Schale. Grundlagen dazu bietet Elektronenkonfiguration der Elemente.
| Element | Atom (\([\mathrm{Ar}]\) + …) | häufiges Ion | \(\mathrm{d}^n\) des Ions |
|---|---|---|---|
| Sc | \(3d^1\,4s^2\) | \(\ce{Sc^3+}\) | \(\mathrm{d}^0\) |
| Ti | \(3d^2\,4s^2\) | \(\ce{Ti^4+}\) | \(\mathrm{d}^0\) |
| V | \(3d^3\,4s^2\) | \(\ce{V^3+}\) | \(\mathrm{d}^2\) |
| Cr | \(3d^5\,4s^1\) | \(\ce{Cr^3+}\) | \(\mathrm{d}^3\) |
| Mn | \(3d^5\,4s^2\) | \(\ce{Mn^2+}\) | \(\mathrm{d}^5\) |
| Fe | \(3d^6\,4s^2\) | \(\ce{Fe^2+}\) / \(\ce{Fe^3+}\) | \(\mathrm{d}^6\) / \(\mathrm{d}^5\) |
| Co | \(3d^7\,4s^2\) | \(\ce{Co^2+}\) / \(\ce{Co^3+}\) | \(\mathrm{d}^7\) / \(\mathrm{d}^6\) |
| Ni | \(3d^8\,4s^2\) | \(\ce{Ni^2+}\) | \(\mathrm{d}^8\) |
| Cu | \(3d^{10}\,4s^1\) | \(\ce{Cu+}\) / \(\ce{Cu^2+}\) | \(\mathrm{d}^{10}\) / \(\mathrm{d}^9\) |
| Zn | \(3d^{10}\,4s^2\) | \(\ce{Zn^2+}\) | \(\mathrm{d}^{10}\) |
Sonderfälle Chrom und Kupfer
Zwei Elemente weichen vom Schema ab. Chrom hat \(3d^5\,4s^1\) statt \(3d^4\,4s^2\). Kupfer hat \(3d^{10}\,4s^1\) statt \(3d^9\,4s^2\). Beide verschieben ein 4s-Elektron in die d-Schale. Das lohnt sich, weil 3d und 4s energetisch dicht beieinander liegen.
Eine halbbesetzte d-Schale mit fünf parallelen Spins ist besonders günstig. Die Elektronen gewinnen Austauschenergie und verteilen sich kugelsymmetrisch. Eine volle d-Schale ist aus demselben Symmetriegrund stabil. Für beide Atome ist die abweichende Konfiguration daher energetisch günstiger.
Fünf oder zehn: Für eine halbe oder volle d-Schale gibt Chrom bzw. Kupfer ein 4s-Elektron her.
Ionen: 4s geht zuerst
Bildet ein 3d-Metall ein Kation, gibt es zuerst die 4s-Elektronen ab. Erst danach verliert es d-Elektronen. Das wirkt paradox, weil 4s zuerst besetzt wurde. Im Übergangsmetall liegen die 3d-Orbitale aber unter 4s, und das 4s-Orbital reicht weiter nach außen. Eisen mit \(3d^6\,4s^2\) wird so zu \(\ce{Fe^2+}\) mit \([\mathrm{Ar}]\,3d^6\) und zu \(\ce{Fe^3+}\) mit \([\mathrm{Ar}]\,3d^5\).
Die Zahl der d-Elektronen gibt man als \(\mathrm{d}^n\)-Konfiguration an. Weil die 4s-Schale im Ion leer ist, beschreibt sie die Valenzschale vollständig. Die äußere Konfiguration von \(\ce{Mn^2+}\) lautet ausgeschrieben \(3s^2\,3p^6\,3d^5\). \(\ce{Co^3+}\) ist schlicht \([\mathrm{Ar}]\,3d^6\). Elektronen in 4p oder 4d besitzt das Ion im Grundzustand nicht.
- Gruppe ablesen: Die Gruppennummer 3 bis 12 entspricht der Zahl der s- und d-Elektronen außerhalb der Edelgasschale.
- Ladung abziehen: d-Elektronenzahl = Gruppennummer minus Ionenladung.
- Aufschreiben: \([\mathrm{Ar}]\,3d^n\) mit leerer 4s-Schale. Die Sonderfälle Chrom und Kupfer ändern das Ergebnis nicht.
Beispiel \(\ce{Ti^3+}\): Titan steht in Gruppe 4, also gilt 4 − 3 = 1. Das Ion hat \([\mathrm{Ar}]\,3d^1\) und damit eine \(\mathrm{d}^1\)-Konfiguration.
Die d-Elektronenzahl von Ionen wird im Examen gerne gefragt: \(\ce{Cr^3+}\) ist \(\mathrm{d}^3\), \(\ce{Mn^2+}\) und \(\ce{Fe^3+}\) sind \(\mathrm{d}^5\), \(\ce{Cu^2+}\) ist \(\mathrm{d}^9\). Ziehe immer zuerst die 4s-Elektronen ab.
d-Elektronen als Valenzelektronen
Anders als bei Hauptgruppenelementen beteiligen sich bei d-Elementen auch die d-Elektronen an Bindungen. Sie zählen deshalb zu den Valenzelektronen. Mangan mit \(3d^5\,4s^2\) kann alle sieben einsetzen und erreicht im Permanganat \(\ce{MnO4-}\) die Oxidationsstufe +7, mehr dazu bei Mangan. Daraus folgen die vielen Oxidationsstufen der Nebengruppenmetalle.
Nicht jedes Nebengruppenelement hat jedoch eine unvollständige d-Schale. Zink, Cadmium und Quecksilber besitzen \(d^{10}\), ebenso Palladium mit \([\mathrm{Kr}]\,4d^{10}\,5s^0\). Diese Atome haben keine ungepaarten Elektronen. Bei den meisten übrigen Nebengruppenelementen ist die d-Schale dagegen nur teilweise gefüllt.
Quiz
Aussage 1
Quecksilber steht in derselben Nebengruppe wie Kupfer und Silber.
Quecksilber ist ein Nebengruppenelement der Zinkgruppe (Gruppe 12); Kupfer und Silber gehören zur Kupfergruppe (Gruppe 11).
Aussage 2
\(\ce{Mn^2+}\) und \(\ce{Fe^3+}\) haben beide eine \(\mathrm{d}^5\)-Konfiguration.
Mangan: Gruppe 7 minus 2 = 5; Eisen: Gruppe 8 minus 3 = 5. Beide Ionen haben \([\mathrm{Ar}]\,3d^5\).
Aussage 3
Gold zählt wegen seines edlen Charakters zu den Platinmetallen.
Gold gehört zur Kupfergruppe. Platinmetalle sind nur Ru, Rh, Pd, Os, Ir und Pt in den Gruppen 8 bis 10.
Aussage 4
Cobalt bildet zusammen mit Technetium und Rhenium die Mangangruppe.
Cobalt steht in Gruppe 9 und bildet mit Rhodium und Iridium die Cobaltgruppe. Die Mangangruppe (Gruppe 7) besteht aus Mn, Tc und Re.
Aussage 5
Osmium ist ein 5d-Übergangselement der 6. Periode.
Osmium steht in Gruppe 8 unter Ruthenium; in der 6. Periode wird die 5d-Unterschale gefüllt, es ist also kein f-Element.
Aussage 6
Wird Eisen zu \(\ce{Fe^2+}\) oxidiert, verlässt das Atom zuerst zwei 3d-Elektronen, sodass \([\mathrm{Ar}]\,3d^4\,4s^2\) entsteht.
Zuerst werden die 4s-Elektronen abgegeben; \(\ce{Fe^2+}\) hat \([\mathrm{Ar}]\,3d^6\).
Aussage 7
Chrom besitzt im Grundzustand die Valenzelektronenkonfiguration \(3d^5\,4s^1\).
Die halbbesetzte d-Schale ist energetisch günstiger als die erwartete Konfiguration \(3d^4\,4s^2\).
Fehler entdeckt oder eine Idee? Wir verbessern die Inhalte laufend. Melde es uns gerne über dieses Formular ❤️
Teile der Inhalte wurden mithilfe von KI-Systemen erstellt und werden fortlaufend redaktionell geprüft. Trotz Sorgfalt können Fehler enthalten sein. Wichtige Informationen bitte anhand offizieller Quellen prüfen. Relaxed ins Stex ist ein unabhängiges Angebot und steht in keiner Kooperation mit dem IMPP. Das Angebot ist weder vom IMPP autorisiert noch mit diesem verbunden.