Elektronenkonfiguration

Grundidee der Elektronenkonfiguration

Die Elektronenkonfiguration beschreibt im Schalenmodell der Atomhülle, wie die Elektronen eines Atoms auf verschiedene Energiezustände und Aufenthaltsräume verteilt sind. Diese Aufenthaltsräume heißen Atomorbitale. Die Elektronenkonfiguration ist wichtig, weil sie erklärt, welche Schalen und Unterschalen eines Atoms besetzt sind und warum besonders die äußerste besetzte Schale das chemische Verhalten eines Elements bestimmt.

Die äußerste besetzte Schale wird Valenzschale genannt. Sie ist maßgeblich dafür, wie ein Element chemisch reagiert, und spielt deshalb eine zentrale Rolle bei der Einordnung der Elemente in das Periodensystem.

Quantenzahlen, Schalen und Pauli-Prinzip

Der Zustand jedes Elektrons in der Atomhülle wird nach dem Bohr-Sommerfeldschen Atommodell und dem Orbitalmodell durch vier Quantenzahlen beschrieben.

Die Hauptquantenzahl n gibt die Schale an. Sie kann die Werte 1, 2, 3, … haben. Die Schalen werden mit K, L, M, N, O, P, Q … bezeichnet, beginnend bei der innersten Schale nahe am Atomkern.

Die Nebenquantenzahl l beschreibt die Unterschale innerhalb einer Schale. Ihr Wertebereich reicht von 0 bis n−1. Die Unterschalen werden mit s, p, d, f, … bezeichnet. Die ersten vier Bezeichnungen gehen auf Spektrallinien zurück: s steht für „sharp“, p für „principal“, d für „diffuse“ und f für „fundamental“.

Die magnetische Drehimpulsquantenzahl ml beschreibt die räumliche Orientierung eines Orbitals. Sie kann Werte von −l bis +l annehmen. Beispiele sind s-Orbitale, die p-Orbitale px, py, pz sowie verschiedene d-Orbitale.

Die magnetische Spinquantenzahl ms beschreibt den Spin des Elektrons. Sie kann die Werte −½ und +½ haben, die oft mit ↓ und ↑ dargestellt werden.

Nach dem Pauli-Prinzip dürfen in einem Atom keine zwei Elektronen in allen vier Quantenzahlen übereinstimmen. Daraus folgt, wie viele Elektronen in die möglichen Zustände passen. Jede Schale kann wegen der Beschränkungen von l, ml und ms höchstens 2n² Elektronen aufnehmen.

Auffüllen nach dem Aufbauprinzip

Mit steigender Elektronenzahl der Elemente werden die möglichen Zustände von niedriger Energie zu höherer Energie besetzt. Dieses Vorgehen wird Aufbauprinzip genannt. Dabei gibt es in etwa 20 Fällen kleine Abweichungen.

Nach der Hundschen Regel werden Orbitale gleicher Energie zuerst einfach und erst danach doppelt besetzt. Das bedeutet: Wenn mehrere gleichwertige Orbitale verfügbar sind, verteilt sich zunächst je ein Elektron auf jedes dieser Orbitale, bevor ein zweites Elektron hinzukommt.

Die Unterschalen werden periodenweise in folgender Reihenfolge besetzt: 1. Periode: 1s; 2. Periode: 2s 2p; 3. Periode: 3s 3p; 4. Periode: 4s 3d 4p; 5. Periode: 5s 4d 5p; 6. Periode: 6s 4f 5d 6p; 7. Periode: 7s 5f 6d …

Diese Reihenfolge zeigt, dass die Besetzung nicht einfach nur Schale für Schale erfolgt. Zum Beispiel wird in der 4. Periode zuerst 4s besetzt, dann 3d und danach 4p.

Bezug zum Periodensystem

Die Elektronenkonfiguration hängt direkt mit dem Aufbau des Periodensystems zusammen. Wenn das s-Orbital einer neuen Schale besetzt wird, entspricht das dem Sprung in eine neue Periode.

Die Blöcke des Periodensystems ergeben sich daraus, welche Art von Orbital gerade aufgefüllt wird. Der s-Block umfasst Orbitale mit 2 Elektronen und enthält die Elemente der 1. und 2. Hauptgruppe sowie Helium. Der p-Block umfasst Orbitale mit 6 Elektronen und enthält die übrigen Hauptgruppenelemente. Der d-Block umfasst Orbitale mit 10 Elektronen und enthält alle Nebengruppenelemente. Der f-Block umfasst Orbitale mit 14 Elektronen und enthält alle Lanthanoide und Actinoide.

Damit erklärt die Elektronenkonfiguration nicht nur den Aufbau einzelner Atome, sondern auch die Ordnung der Elemente im Periodensystem.

Schreibweisen und Beispiele

Die Elektronenkonfiguration eines Atoms wird durch die besetzten Unterschalen angegeben. Dabei steht zuerst die Nummer der Schale, danach der Buchstabe der Unterschale und hochgestellt die Zahl der Elektronen in dieser Unterschale. Eine mit 5 Elektronen besetzte p-Unterschale der 3. Schale wird deshalb als 3p⁵ geschrieben.

Bei mehreren Unterschalen kann eine gemeinsame Schale verkürzt geschrieben werden. Aus 2s² 2p³ wird dann 2s² p³.

Eine noch kürzere Schreibweise verwendet das Kürzel des Edelgases mit der nächstkleineren Ordnungszahl in eckigen Klammern. Dieses Edelgassymbol steht für die bereits vollständig enthaltenen inneren Unterschalen. Für Chlor lautet die ausführliche Schreibweise 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁵. Verkürzt wird sie zu [Ne] 3s² 3p⁵.

Die Unterschalen werden in der Notation nicht nach dem Aufbauprinzip angegeben, sondern in der Reihenfolge der Hauptquantenzahl. Deshalb wird Europium zum Beispiel als [Xe] 4f⁷ 6s² geschrieben.

Neben dieser Textschreibweise gibt es die Zellen- oder Pauling-Schreibweise. Sie stellt die Elektronenverteilung grafisch dar, zum Beispiel mit Kästchen oder Zellen für Orbitale und Pfeilen für Elektronen mit unterschiedlichem Spin.