Elektronenkonfiguration

Die Elektronenkonfiguration gibt die Verteilung der Elektronen in der Elektronenhülle eines Atoms auf verschiedene Energiezustände bzw. Aufenthaltsräume (Orbitale) an.

Quantenzahlen und Schalen

Der Zustand jedes Elektrons der Hülle wird nach dem Atommodell von Bohr-Sommerfeld sowie des Orbitalmodells durch vier Quantenzahlen bestimmt.

Quantenzahl	Zeichen	Wertebereich
Hauptquantenzahl	n	1,2,3,...
Nebenquantenzahl	l	0,1,...,n-1
magnetische Quantenzahl	m	-l,...,l
Spinquantenzahl	s	-1/2, +1/2

Gemäß des Pauli-Prinzips darf der Zustand keines Paars von Elektronen eines Atoms in allen vier Quantenzahlen übereinstimmen. Das ist der Grund dafür, dass sich die Elektronen auf die verschiedenen erlaubten Zustände und damit auf die Schalen und Unterschalen verteilen.

Die Hauptquantenzahlen bilden die Schalen, die Nebenquantenzahlen die Unterschalen. Jede Schale kann gemäss der Beschränkungen von l, m und s mit maximal 2n² Elektronen besetzt werden. Die Schalen werden aufsteigend mit K, L, M, N, O bezeichnet.

Die äusserste, besetzte Schale (Valenzschale) bestimmt das chemische Verhalten und ist daher Maßstab für die Einordnung ins Periodensystem.

Auffüllen der Schalen

Mit steigender Elektronenzahl der Elemente werden die möglichen Zustände ihrer Energie entsprechend bei den niedrigen Energien beginnend besetzt. Gemäß der Hundschen Regeln werden dabei die Orbitale gleicher Energie zuerst einfach, dann doppelt belegt.

Die Unterschalen werden in folgender Reihenfolge besetzt (zeilenweise geordnet): 1s (1. Periode) 2s 2p (2. Periode) 3s 3p (3. Periode) 4s 3d 4p (4. Periode) 5s 4d 5p (5. Periode) 6s 4f 5d 6p (6. Periode) 7s 5f 6d ... (7. Periode)

Von dieser Reihenfolge gibt es mehrere Ausnahmen, u.a.:

Bei Lanthan besetzt zuerst ein Elektron ein Orbital der 5d-Unterschale bevor 4f aufgefüllt wird, bei Actinium besetzt entsprechend ein Elektron 6d bevor 5f aufgefüllt wird. Die Elektronen besetzen zuerst leere Orbitale innerhalb einer Unterschale.

Bei Kupfer und Chrom wechselt ein Elektron des 4s Orbitals in das 3d Orbital, sodass das 4s Orbital trotz seines niedrigeren Energieniveaus nur einfach besetzt ist.

Weitere Ausnahmen sind: Nb, Mo, Tc, Ru, Rh, Rd, Ag, Ir, Pt, Au, Gd und einige Actinoide: Ac bis Np und Cm.

Zusammenhang mit dem Periodensystem

Im Periodensystem entspricht die Besetzung des s-Orbitals einer neuen Schale dem Sprung in eine neue Periode (siehe Reihenfolge der Elektronenbesetzung). Innerhalb einer Periode werden zuerst die s-Orbitale (2 Elektronen - 1. und 2. Hauptgruppe) und als letzte die p-Orbitale (6 Elektronen - 3. bis 8. Hauptgruppe) besetzt. Die Nebengruppen entsprechen dem Besetzen der d-Orbitale (10 Elektronen - 10 Nebengruppen). Die Lanthanoide und Actinoide entsprechen der Besetzung der f-Orbitale (14 Elektronen).

Elektronenkonfiguration_Sauerstoff.png

Notation

Die Elektronenkonfiguration eines Atoms wird durch Angeben der besetzten Unterschalen beschrieben. Der Nummer der Schale folgt dabei der Buchstabe für die Unterschale und hochgestellt die Anzahl der Elektronen in der Schale. So ergibt sich für die mit 5 Elektronen besetzte 2. Unterschale der 2. Schale die Schreibweise 2p⁵. Bei mehreren Unterschalen wird die gemeinsame Schale weggelassen. Aus 2s² 2p³ wird 2s² p³. Eine weitere verkürzte Schreibweise erhält man, wenn man das Kürzel für das vorausgegangene Edelgas in eckige Klammern setzt und dann die Unterschalen angibt, die noch zum gewünschten Element fehlen. Diese wird wegen ihrer Kürze im Periodensystem verwendet: Beispiel: Chlor: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁵ -> ^* 3s² 3p⁵. Daneben ist noch die anschauliche grafische Darstellung die Zellenschreibweise (Kästchenschema) üblich.

Siehe auch

Quellen

Erwin Riedel, Anorganische Chemie, 2. Auflage, 1990 (für die Ausnahmen der Regel für die Besetzung der Atomorbitale)

Weblinks

Auflistung der Elektronenkonfiguration

Physikalische Chemie