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By J. E. Spice B. Sc., M. A., D. Phil., F.R.I.C. (auth.)

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39). übergangsmetallkationen besitzen gewöhnlich mehr d-Orbitale, als flir die Unterbringung ihrerd-Elektronenbenötigt werden, und flir die letzteren sind dann mehrere Anordnungen möglich. Im Fall des Fe(III)-Ions (S. 27) entsprechen diese einem, drei, beziehungsweise fünf ungepaarten Elektronen. Einfache Fe(III)- Verbindungen erweisen sich tatsächlich als paramagnetisch und in den meisten Fällen stimmt die gemessene SuszeptibMtät ziemlich gut mit der flir ftinf ungepaarte Elektronen berechneten überein.

2. Die Größe und Bildungstendenz von Ionen mit Edelgaskonfiguration 51 der drei ersten Gruppen benötigt wird und ebenfalls die durchschnittliche Energie pro Elektron. In beiden Angaben ausgedrückt, wächst der Energiebedarf für die Bildung eines Ions vom Edelgastyp beträchtlich von links nach rechts innerhalb einer Periode. Tabelle 7. Gesamtenergie für die Bildung von Ionen mit Edflgaslq>nfiguration (Die obere Zahl ist ÄH in kcal/flir die Reaktion M(g)-+ Mn (g) + n e, die untere Zahl ist ÄH/n, die Durchschnittsenergie pro Elektron) H +313 +313 Li +124 +124 Na +120 +120 K +100 +100 Rb +96 +96 Cs +90 +90 Be +635 +317 Mg +522 +261 Ca +415 +207 Sr +385 +192 Ba +320 +160 B +1644 +548 Al +1228 +409 Sc +1022 +341 Si +2377 +594 y +911 +304 La +834 +278 Die Tatsache, daß die erste Ionisierungsenergie ftir ein Edelgas so viel größer ist als die ftir irgend ein anderes Atom, ist natürlich eine Folge der außergewöhnlichen Stabilität einer vollständig gefüllten Edelgasschale und zeigt die extreme Schwierigkeit bei der Bildung von Verbindungen dieser Elemente.

Seltene Erden und Actiniden Klasse 6. B-Gruppen Metalle 36 2. 4. Elektronenstrukturen und die periodische Klassifikation Nunmehr wird der Zusammenhang zwischen der Tabelle 1 und der periodischen Klassifikation der Elemente (von der eine moderne Form in Tabelle 2 gezeigt wird), erörtert. Die Edelgase (He, Ne, Ar, Kr, Xe und Rn) nehmen Schlüsselstellungen in beiden Tabellen ein, weil ihre Atome die Besonderheit haben, alle Elektronen in vollständig gefüllten Unterniveaus zu besitzen, wobei die äußeren Unterniveaus (mit Ausnahme des He) immer aus acht s- und p-Elektronen bestehen.

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