Elektronenkonfiguration


Elektronenkonfiguration
Schematische Darstellung der Elektronenhülle des Silber-Atoms im Bohrschen Atommodell

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

Inhaltsverzeichnis

Quantenzahlen und Schalen

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

Abfolge der Elektronenhüllen in einem Atom
Quantenzahl Zeichen Wertebereich Bezeichnung Beispiel
Hauptquantenzahl n 1, 2, 3, ... K, L, M, ... 3
Nebenquantenzahl l 0, ..., n−1 s, p, d, f, ... 0, 1, 2
magnetische Quantenzahl m −l, ..., +l px, py, pz −2, −1, 0, 1, 2
Spinquantenzahl s −1/2, +1/2 ↓, ↑ −1/2, +1/2

Gemäß dem Pauli-Prinzip darf der Zustand keiner zwei 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 den Beschränkungen von l, m und s mit maximal 2n² Elektronen besetzt werden. Die Schalen werden aufsteigend, beginnend bei der Kernschale (K) mit Großbuchstaben bezeichnet: K, L, M, N, O, P, Q... Die Orbitale werden entsprechend der Spektrallinien benannt, die ein angeregtes Elektron (vgl. angeregter Zustand) aussendet, wenn es in sein ursprüngliches Orbital zurückfällt: "sharp" (s), "principal" (p), "diffuse" (d) und "fundamental" (f).

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

Auffüllen der Schalen nach dem Aufbauprinzip

Hauptartikel: Aufbauprinzip
Besetzungsreihenfolge entlang der roten Pfeile

Mit steigender Elektronenzahl der Elemente werden die möglichen Zustände ihrer Energie entsprechend bei den niedrigen Energien beginnend besetzt. Gemäß dem Pauli-Prinzip 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)

Zusammenhang mit dem Periodensystem

Im Periodensystem entspricht die Besetzung des s-Orbitals einer neuen Schale dem Sprung in eine neue Periode. Innerhalb einer Periode werden zuerst die s-Orbitale (2 Elektronen, 1. und 2. Hauptgruppe, Ausnahme: Helium) 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).

Notation

Elektronenkonfiguration eines Sauerstoffatoms in Pauling-Schreibweise
         ↑↓ ↑   ↑   2p
L
↑↓ 2s
K
↑↓ 1s
1s22s22p4
[He]2s22p4

Die Elektronenkonfiguration eines Atoms wird durch die besetzten Unterschalen beschrieben. Der Nummer der Schale folgt dabei der Buchstabe für die Unterschale und hochgestellt die Anzahl der Elektronen in der Unterschale. So ergibt sich für die mit 5 Elektronen besetzte 2. Unterschale (p bzw. l = 1) der 3. Schale (M bzw. n = 3) die Schreibweise 3p5. 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 → [Ne] 3s2 3p5 → [Ne] 3s2 p5. Daneben ist noch die anschauliche grafische Darstellung die Zellenschreibweise (Pauling-Schreibweise) üblich.

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