Elektronenkonfiguration

Elektronenkonfiguration

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

Zwei Elektronen in der Hülle eines Atoms müssen sich in mindestens einer ihrer Quantenzahlen (Pauliprinzip) unterscheiden.

Die Hauptquantenzahl n bestimmt die Hauptenergiestufe, die so genannte Schale. Die äußerste von Elektronen besetzte Schale bestimmt die Periode des Elements im Periodensystem. Die Schalen werden von 1 beginnend durchnummeriert oder mit den Buchstaben K, L, M, N ... bezeichnet.

Die maximale Anzahl der Elektronen in den einzelnen Schalen ergibt sich aus der Formel 2·n².

Somit ergeben sich für die einzelnen Schalen:

K-Schale (n=1) = 2 Elektronen

L-Schale (n=2) = 8 Elektronen

M-Schale (n=3) = 18 Elektronen

N-Schale (n=4) = 32 Elektronen

O-Schale (n=5) = 50 Elektronen

Die Nebenquantenzahl l, der Drehimpuls, unterteilt die Schale in Unterschalen. Die Schale n besitzt genau n Unterschalen, nummeriert von 0 bis (n-1) oder mit den Buchstaben s, p, d, f, g, h ... bezeichnet.

Die magnetische Quantenzahl m unterteilt jede Unterschale in 2l + 1 Orbitale, nummeriert von -l bis +l.

In jedem Orbital können sich zwei Elektronen aufhalten, die sich in ihrem Spin unterscheiden.

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 besetze 2. Unterschale der 2. Schale die Schreibweise 2p⁵. Bei mehreren Unterschalen wird die gemeinsame Schale weggelassen: Aus 2s²2p³ wird 2s²p³. Daneben ist noch die anschauliche grafische Darstellung die Zellenschreibweise üblich: {| border="2" ! colspan="3" align="center" | 2p |--- | ↑↓ || ↑↓ || ↑ |}

Elektronen in verschiedenen Orbitalen haben unterschiedliche Energieniveaus. Die Hüllenelektronen besetzen immer das freie Orbital mit dem niedrigsten Energieniveau. Die Schalen werden in der Reihenfolge 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s ,5f, 6d besetzt. Von dieser Regel gibt es zwei Ausnahmen: Bei Lanthan (₅₇La) besetzt zuerst ein Elektron ein Orbital der 5d-Unterschale bevor 4f aufgefüllt wird, bei Actinium (₈₉Ac) besetzt entsprechend ein Elektron 6d bevor 5s aufgefüllt wird. Die Elektronen besetzen zuerst leere Orbitale innerhalb einer Unterschale:

Bor (₅B): 1s²2s²p¹ {| border="2" | align="center" | 1s | colspan="2" align="center" | 2s | colspan="3" align="center" | 2p |----- | align="center" | ↑↓ | align="center" | ↑↓ | align="center" | ↑ | align="center" | | align="center" | |}

Stickstoff(₇N): 1s²2s²p³ {| border="2" | align="center" | 1s | align="center" | 2s | colspan="3" align="center" | 2p |--- | width="18" align="center" | ↑↓ | width="18" align="center" | ↑↓ | width="18" align="center" | ↑ | width="18" align="center" | ↑ | width="18" align="center" | ↑ |}

Sauerstoff(₈O): 1s²2s²p⁴ {| border="2" | align="center" | 1s | align="center" | 2s | colspan="3" align="center" | 2p |----- | width="18" align="center" | ↑↓ | width="18" align="center" | ↑↓ | width="18" align="center" | ↑↓ | width="18" align="center" | ↑ | width="18" align="center" | ↑ |}

Bei den Edelgasen hat die äußerste Schale 8 Elektronen (ausgenommen die 1. Schale), d.h. s und p sind voll besetzt: Neon (₁₀Ne): 1s²2s²p⁸ Die Schreibweise wird nun weiter verkürzt, indem man die Unterschalen des vorangegangenen Edelgases weglässt und das Elementsymbol in Klammern voranstellt, z.B bei Silicium (₁₄Si):
Aus 1s²2s²p⁸3s²p²
wird (Ne) 3s²p²

Periodensystem (Elektronenkonfiguration): {| border="0" cellpadding="0" cellspacing="0" | width="5%" | Periode || width="1%" rowspan=28 | | width="5%" | Schale | width="1%" rowspan="28" | || width="4%" align="left" | | width="1%" align="right" | | width="1%" rowspan="28" | || width="4%" align="left" | | width="1%" align="right" | | width="1%" rowspan="28" | || width="4%" align="left" | | width="1%" align="right" | | width="1%" rowspan="28" | || width="4%" align="left" | | width="4%" align="left" | | width="1%" rowspan="28" | || width="4%" align="left" | | width="1%" align="right" | | width="1%" rowspan="28" | || width="4%" align="left" | | width="1%" align="right" | | width="1%" rowspan="28" | || width="4%" align="left" | | width="1%" align="right" | | width="1%" rowspan="28" | || width="4%" align="left" | | width="1%" align="right" | | width="1%" rowspan="28" | || width="4%" align="left" | | width="1%" align="right" | | width="1%" rowspan="28" | || width="4%" align="left" | | width="1%" align="right" | | width="1%" rowspan="28" | || width="4%" align="left" | | width="1%" align="right" | | width="1%" rowspan="28" | || width="4%" align="left" | | width="1%" align="right" | | width="1%" rowspan="28" | || width="4%" align="left" | | width="1%" align="right" | | width="1%" rowspan="28" | || width="4%" align="left" | | width="1%" align="right" | | width="1%" rowspan="28" | || width="4%" align="left" | | width="1%" align="right" | | width="1%" rowspan="28" | || width="4%" align="left" | | width="1%" align="right" | | width="1%" rowspan="28" | || width="4%" align="left" | | width="1%" align="right" | | width="1%" rowspan="28" | || width="4%" align="left" | | width="1%" align="right" | | width="1%" rowspan="28" | || width="4%" align="left" | | width="1%" align="right" | |----- height="5" |----- | bgcolor="#FF0000" | 1 || bgcolor="#FF0000" | 1s | bgcolor="#FF0000" | H | bgcolor="#FF0000" | 1 || || || || | || || || || || || || || || || || || || || || | || || || || || || || || || || | bgcolor="#FF0000" | He

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