Wie verteilen sich die Elektronen auf die Orbitale?
Die Elektronenkonfiguration beschreibt, wie die Elektronen eines Atoms im Grundzustand auf Schalen und Unterschalen verteilt sind. Die Schreibweise 1s² 2s² 2p⁶ bedeutet: zwei Elektronen im 1s-Orbital, zwei im 2s-Orbital und sechs in den drei 2p-Orbitalen. Die hochgestellte Zahl gibt die Elektronenzahl an, die Zahl davor die Hauptquantenzahl n, der Buchstabe die Art der Unterschale.
Gefüllt wird nach steigender Energie. Als Merkhilfe dient die Madelung-Regel: Zuerst kommt die Unterschale mit der kleineren Summe aus Hauptquantenzahl und Nebenquantenzahl, bei Gleichstand die mit dem kleineren n. Deshalb wird 4s vor 3d besetzt. Für Eisen mit 26 Elektronen ergibt sich so [Ar] 4s² 3d⁶. Eine s-Unterschale fasst zwei, eine p-Unterschale sechs, eine d-Unterschale zehn und eine f-Unterschale vierzehn Elektronen.
Neben der Langform zeigt der Rechner die Kurzschreibweise mit dem vorangehenden Edelgas in eckigen Klammern, die Elektronenzahl je Schale (K, L, M, N …), die Elektronen auf der äußersten Schale, die Periode und den Block im Periodensystem. Die Zahl der ungepaarten Elektronen folgt aus der Hundschen Regel: Orbitale gleicher Energie werden zuerst einfach besetzt.
Ausnahmen und typische Prüfungsfragen
Bei einigen Elementen weicht der gemessene Grundzustand von der einfachen Regel ab. Bekannt sind Chrom mit [Ar] 4s¹ 3d⁵ statt 4s² 3d⁴ und Kupfer mit [Ar] 4s¹ 3d¹⁰ statt 4s² 3d⁹. Halb und ganz gefüllte d-Unterschalen sind energetisch günstig, deshalb wandert ein s-Elektron in die d-Unterschale. Ähnliches gilt für Molybdän, Silber, Gold, Palladium und Platin sowie für mehrere Lanthanoide und Actinoide.
Im Unterricht wird oft nur die Aufbauregel verlangt. Über das Auswahlfeld können Sie deshalb zwischen dem gemessenen Grundzustand und der reinen Madelung-Reihenfolge umschalten. So sehen Sie bei Kupfer direkt, wie sich die beiden Schreibweisen unterscheiden, und können je nach Aufgabenstellung die erwartete Lösung angeben.
Für Hauptgruppenelemente ist die Zahl der Außenelektronen besonders wichtig: Sie entspricht der Hauptgruppennummer und bestimmt, wie viele Bindungen ein Atom eingeht. Chlor mit [Ne] 3s² 3p⁵ hat sieben Außenelektronen und ein ungepaartes Elektron; ihm fehlt ein Elektron zum Edelgaszustand, deshalb bildet es Cl⁻-Ionen. Bei Übergangsmetallen ist die Zuordnung der Valenzelektronen weniger eindeutig, weil auch die d-Elektronen an Bindungen beteiligt sind.
Bei Ionen ändert sich die Konfiguration: Für Kationen der Übergangsmetalle werden zuerst die 4s-Elektronen entfernt, Fe²⁺ hat also [Ar] 3d⁶. Für Elemente jenseits von Ordnungszahl 104 sind die Angaben theoretisch berechnet, da von ihnen nur wenige Atome mit sehr kurzer Lebensdauer erzeugt wurden. Die mittlere Atommasse eines Elements aus seinen Isotopen berechnet der Atommasse-Rechner.
Tipps und typische Fehler
Orbitale besetzen.
- Reihenfolge: 4s vor 3d.
- Kapazität: s 2, p 6, d 10, f 14.
- Kurzform: Edelgas in Klammern.
- Ausnahmen: Cr und Cu.
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Häufige Fragen
Warum wird 4s vor 3d besetzt?
Weil 4s nach der Madelung-Regel (n + l = 4) energetisch niedriger liegt als 3d (n + l = 5).
Was bedeutet die Kurzschreibweise [Ar]?
Sie ersetzt die Konfiguration des Edelgases Argon, also 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶.
Warum hat Kupfer nur ein 4s-Elektron?
Eine voll besetzte 3d-Unterschale ist energetisch günstiger, deshalb ergibt sich [Ar] 4s¹ 3d¹⁰.
Was sagt die Hundsche Regel?
Orbitale gleicher Energie werden zuerst einfach und mit parallelem Spin besetzt, erst dann doppelt.
Wie viele Elektronen passen in eine Schale?
Höchstens 2 · n², also 2, 8, 18 und 32 Elektronen für n = 1 bis 4.
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