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Jedes Atom besteht aus einem Kern mit Protonen und Neutronen sowie einer Hülle, in der sich die Elektronen aufhalten, wie du in Abbildung 1 erkennen kannst. Da die Elektronen nun einmal die Teile des Atoms sind, die dessen Eigenschaften ausmachen, wird ihnen im besonderen Aufmerksamkeit geschenkt.
Da es mitunter sehr viele Elektronen an einem Atomkern geben kann, hat man sich ein Vorgehen überlegt, mit dem jedes Elektron eindeutig beschrieben und auch die räumliche Verteilung aller Elektronen eines Atoms dargestellt werden kann: die Elektronenkonfiguration.
Zum Start in das Thema ist es wichtig, dass du verstehst, warum du das Periodensystem für die Elektronenkonfiguration benötigst.
Das Periodensystem der Elemente wurde erstellt, um einen sortierten Überblick über die chemischen Elemente geben zu können. Dazu wurden die Elemente aufsteigend nach ihrer Ordnungszahl aufgelistet. Diese Ordnungszahl gibt dabei an, wie viele Protonen die Elemente besitzen.
Das bedeutet also, dass von links oben, nach rechts unten, die Anzahl der Protonen im Periodensystem, wie in Abbildung 2 gezeigt, zunimmt.
Mithilfe des Bohr-Sommerfeld-Modells wurde dann anschließend beschrieben, wie die vorhandenen Elektronen um den Atomkern herum angeordnet sind. Die Kernaussage war dabei, dass es festgelegte Bahnen (Schalen) um den Kern herum gibt, die wie in Abbildung 3 nur eine bestimmte Anzahl von Elektronen tragen können.
Je weiter diese Bahn vom Kern entfernt ist, desto höher ist die Energie, die benötigt wird, um die Elektronen dort zu halten. Aufgrund dessen werden auch immer zuerst die näheren Bahnen besetzt und mit steigender Anzahl an Elektronen dann auch die weiter entfernten.
Die Bahnen werden zur eindeutigen Zuordnung mit Buchstaben beschrieben. Beginnend mit der ersten und energieärmsten Bahn heißen sie K, L, M, N, O. Diese Bahnen entsprechen nun auch den Perioden des Periodensystems.
Bahn (Schale) | Periode | Energieniveau (Von schwach nach stark) |
K | 1 | 1 |
L | 2 | 2 |
M | 3 | 3 |
N | 4 | 4 |
O | 5 | 5 |
Da das Bohr-Sommerfeld-Modell aber nur eine zweidimensionale Darstellung ist und die Elektronen sich im gesamten Raum um den Atomkern herum bewegen, wurde ein neues Modell benötigt. Zudem konnte es zwar Unterschiede zwischen den Energieniveaus aufzeigen, aber die einzelnen Elektronen der Energieniveaus konnten immer noch nicht eindeutig bezeichnet werden.
Dazu wurde eine Theorie aufgestellt, die davon ausgeht, dass Elektronen sich in einem individuellen Raum um den Atomkern herum bewegen wie in Abbildung 4 gezeigt ist. Das bedeutet nicht, dass dort nicht auch andere Elektronen vorkommen können, aber sie selbst halten sich mit einer Wahrscheinlichkeit von über 90 % in diesem Raum auf, der auch als Orbital bezeichnet wird.
Zur eindeutigen Beschreibung dieser Räume und der Elektronen darin, sind vier Parameter mit spezifischen Werten aufgestellt worden, die den Elektronen zugeordnet werden können. Dabei kann jedem Elektron nur eine Kombination der Werte zugeteilt werden, was einer individuellen Identifikationsnummer entspricht.
Die Quantenzahlen n, m, l und s stellen diese vier Parameter dar. Sie ermöglichen es dir, jedes Elektron innerhalb deines Atoms eindeutig zu beschreiben. Damit darf also auch kein Elektron die gleichen Werte haben, die auch ein anderes aufweist. Diese Regelung ist auch als Pauli-Prinzip bekannt.
Diese Zahl bezeichnet einfach nur die Periode, in der das Atom und damit auch sein Elektron positioniert wäre. Oder mit dem Bohr-Sommer Modell gesprochen, in welcher Bahn um den Kern es sich aufhält.
Befindest du dich in der ersten Periode, ist n = 1. In der zweiten Periode ist n = 2 und so weiter.
Merken musst du dir hier, dass immer erst eine Schale voll besetzt werden muss, bevor du die nächste Schale besetzen darfst!
Die Orbitale, in denen sich die Elektronen um den Kern herum bewegen, haben je nach Energieniveau unterschiedliche Formen, wie du in Abbildung 5 erkennen kannst.
Dabei kann jedes Orbital genau zwei Elektronen fassen, jedoch liegen die Orbitale selbst in unterschiedlichen Häufigkeiten vor.
In jeder Periode gibt es ein kleines, kugelförmiges Orbital, welches nur zwei Elektronen fassen kann: das s-Orbital. Die gesamte erste Periode besteht tatsächlich nur aus einem s-Orbital, da Wasserstoff ein und Helium lediglich zwei Elektronen hat und diese von einem einzigen Orbital erfasst werden können.
Die anderen Perioden besitzen dann noch die p-Orbitale. Diese sind ein wenig größer und bilden die Form einer Hantel. Es gibt immer drei von Ihnen, wodurch sie insgesamt sechs Elektronen fassen können.
Ab der 4. Periode gibt es dann auch d-Orbitale. Sie ähneln in ihrer Form einer Rosette und liegen zu fünft vor, sodass sie insgesamt zehn Elektronen halten können. Sie umfassen immer die Übergangsmetalle im Periodensystem.
Die letzte und energiereichste Art von Orbitalen sind die f-Orbitale. Ihre Form ist sehr speziell und schon nicht mehr eindeutig in alltäglichen Formen zu beschreiben. Diese jeweils sieben Orbitale umfassen insgesamt 14 Elektronen, welche ausschließlich aus den Lanthanoiden und Actinoiden kommen.
Orbital | Nebenquantenzahl |
s-Orbital | 0 |
p-Orbital | 1 |
d-Orbital | 2 |
f-Orbital | 3 |
Zu merken ist auch bei dieser Quantenzahl, dass die Besetzung der Orbitale einem Schema folgt, dass an die Ordnungszahlen des Periodensystems gebunden ist. Es werden immer zuerst Orbitale der niedrigeren Perioden und anschließend die der höheren besetzt. Dazu wird dir Abbildung 6 ein Schema dargestellt.
Zu beschreiben, dass ein Elektron im s-Orbital des Atoms liegt, ist recht einfach, da es nur ein s-Orbital pro Periode gibt. Dafür erhält es eine Null als Quantenzahl m. Da alle anderen Orbitale aber immer in mehrfacher Ausführung vorliegen, muss nun bestimmt werden können, in welchem der Orbitale das Elektron liegt.
P-Orbitale lagen zum Beispiel immer zu dritt vor. Um sagen zu können, in welchem der drei p-Orbitalen dieser Periode dein Elektron vorliegt, werden der Quantenzahl m verschiedene Werte zugeordnet. Diese Werte beschreiben die Ausrichtung des Orbitals im Raum. Das Erste erhält eine minus eins, das Zweite eine Null und das Dritte eine plus eins. (-1, 0, +1) Wie diese dann besetzt werden, kannst du in Abbildung 7 erkennen.
Ähnlich wird es bei den d-Orbitalen (5 Orbitale: -2, -1, 0 +1, +2) und f-Orbitalen (7 Orbitale: -3, -2, -1, 0 +1, +2, +3) getan.
Du kannst jetzt beschreiben, in welcher Periode sich das Elektron aufhält, in was für einer Art Orbital es sitzt und welches dieser Orbitale besetzt wurde. Allerdings weißt du bereits, dass jedes Orbital mit 2 Elektronen besetzt werden kann. Wie lassen sich diese beiden denn noch unterscheiden?
Dafür wird der sogenannte Spin genutzt, der als Quantenzahl s beschrieben wird. Dieser gibt an, in welche Richtung der Spin, also die Drehung des Elektrons orientiert ist. Dieser Parameter hat zwei Werte. Das erste Elektron eines Orbitals hat immer den Wert + ½ und das zweite dann -½.
"Spin" heißt hierbei aber nicht, dass sich die Elektronen durchgängig drehen. Dieser Wert hat etwas damit zu tun, wie das Elektron gedreht werden muss, damit man am Ende wieder die gleiche Ansicht auf das Elektron hat, wie auch vorher.
Hier kommt die sogenannte Hundsche Regel ins Spiel. Du weißt bereits, dass jede Schale erst einmal voll besetzt sein muss, bevor du eine andere besetzen darfst. Zudem sollen die Orbitale nach ihrer Größe aufsteigend besetzt werden. Aber was ist mit den Orbitalen, die mehrfach in der gleichen Schale vorliegen? Dazu gehören die p-Orbitale. Sie umfassen drei Orbitale und können sechs Elektronen tragen. Da jedes Orbital zwei Elektronen fasst, legst du nun aber nicht die ersten beiden Elektronen in das erste Orbital und Elektronen Nummer drei und vier in das zweite p-Orbital.
Aufgrund der Spins müssen zuerst alle Orbitale mit einem Elektron besetzt werden, welche den gleichen Spin aufweisen. Hast du also fünf Elektronen für P-Orbitale, sieht die Verteilung wie in Abbildung 8 aus.
Damit haben die Elektronen 1, 2 und 3 den Spin +½ und die Elektronen 4, 5 und theoretisch auch 6 den Spin -½. Die Spins stellst du wie in der Abbildung 8 als Pfeile dar. Positive Spins bekommen einen Pfeil nach oben und negative einen Pfeil nach unten.
Wichtig ist jetzt, dass du dir die Quantenzahlen in einer Form aufschreibst, mit der du dann arbeiten kannst, um Konfigurationen für Elektronen zu erstellen. Dafür ist in diesem Überblick ein Beispiel als Zusammenfassung erstellt worden als ein erster Einstieg für dich.
Quantenzahl | Wertigkeiten | Aussage | Nomenklatur | Beispiel(Sauerstoff) |
n | 0, 1, 2, 3, 4,... | Größe/Periode des Orbitals | K, L, M, N, O | L =1 |
l | 0, 1,..., n-1 | Gestalt des Orbitals | s, p, d, f | P =1 |
m | -l,..., +l | Ausrichtung des Orbitals im Raum | Px , Py , Pz | Px = -l = -1 |
s | -½, +½ | Spin der Elektronen | S | -½ |
Als erste von zwei Möglichkeiten einer Elektronenkonfiguration, beschreibst du das Elektron, welches als letztes zum Atom hinzugefügt wurde. Also beim Sauerstoff wäre es das achte und beim Chlor das 17. Elektron.
Warum nur das letzte Elektron? Wenn du in das Periodensystem schaust, erkennst du, dass sich ein Element, vom Element zuvor und dem danach, quantitativ in nur einem Elektron unterscheidet. Oder anders gesagt, da die Anzahl der Elektronen im Periodensystem kontinuierlich in Einer-Schritten zunimmt, unterscheiden sich die Elektronenkonfigurationen in jedem Schritt auch nur um das neu hinzugekommene (letzte) Elektron.
Dieses Elektron beschreibst du mithilfe der zuvor gelernten Quantenzahlen, denn mithilfe dieser kannst du jedem Elektron eine spezifische Erkennung zuordnen, um das Elektron zu beschreiben.
Geh das einmal zum Üben für das letzte Elektron des Phosphors durch:
Es befindet sich in der 3. Periode: n = 3
Es liegt in einem p-Orbital: l = 1
Das Orbital ist parallel zur z-Achse ausgerichtet: m = +1
Das Orbital ist einfach besetzt und der Spin ist damit positiv: s = +1/2
Im Abschnitt zuvor hast du eine Elektronenkonfiguration für ein einzelnes Elektron beschrieben. Eine weitere Möglichkeit, eine Elektronenkonfiguration aufzustellen, wäre für ein gesamtes Atom. In dieser beschreibst du, wie viele Elektronen sich in welcher Schale und in welchem Orbital dieses Atoms befinden.
Um nun mal ein erstes Beispiel durchzugehen, schau dir den Kohlenstoff an. Er steht in der zweiten Periode (n = 1), liegt in einem p-Orbital (l = 1) und dieses Orbital liegt parallel zur y-Achse (m = 0). Da noch nicht alle Orbitale einfach besetzt sind, hat das Elektron durch die Hundsche Regel einen Spin von +½.
Damit die Konfiguration vollständig dargestellt werden kann, müssen alle Orbitale wie in Abbildung 9 bezeichnet werden, die besetzt sind. Dazu wird die Zahl der Periode genommen und danach die Art des Orbitals benannt (s, p, d, f). Zum Abschluss wird mit einer hochgestellten Zahl noch die Anzahl der Elektronen genannt, die diese Orbitale umfassen.
Somit lautet die Elektronenkonfiguration des Kohlenstoffs: 1s2, 2s2, 2p2. Allerdings befindest du dich hier noch am Anfang des Periodensystems und wie du dir vielleicht vorstellen kannst, kann das schnell zu einer langen Elektronenkonfiguration führen, wenn du dir Elemente anschaust, die etwas mehr Elektronen besitzen.
Deshalb werden Konfigurationen immer nur ab der letzten voll besetzten Schale betrachtet. Also am Beispiel des Kohlenstoffs erklärt, weißt du ja, dass die erste Schale bereits besetzt sein muss, um überhaupt in die zweite Schale (Periode) kommen zu können. Die letzte voll besetzte Schale endet hier mit dem Edelgas Helium und wird deshalb auch als [He] bezeichnet.
Die verkürzte Konfiguration des Kohlenstoffs wäre damit [He] 2s2, 2p2. Zugegeben, bei Kohlenstoff kürzt das noch nicht so viel ab, aber die Elektronenkonfiguration von Chlor macht das schon etwas deutlicher.
Ohne Abkürzung: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p5
Mit Abkürzung: [Ne] 3s2 3p5
Warum interessieren dich nun die Elektronen aus den vorherigen Perioden nicht? Ganz einfach! Die Elektronen, die die Eigenschaften eines Atoms ausmachen, sind jene in der äußersten Schale. Sie werden Valenzelektronen genannt und die Schale ebenfalls Valenzschale. Wenn eine Reaktion stattfindet, sind nur die jeweiligen Valenzelektronen überhaupt an der Reaktion beteiligt. Die Elektronen auf den unteren Schalen hingegen haben keinen Anteil.
Wenn du die Aufgabe bekommst, eine Elektronenkonfiguration eines Ions aufzuschreiben, ist das für dich jetzt nicht mehr schwierig. Du musst lediglich die Konfiguration des Elements nehmen und dann die Elektronen, die dem Ion fehlen oder die ihm hinzugefügt wurden, mit in die Elektronenkonfiguration reinnehmen.
Magnesium zum Beispiel hat eine Elektronenkonfiguration von 1s2, 2s2, 2p6, 3s2. Möchtest du wissen, welche Elektronenkonfiguration das Magnesium-Ion (Mg2+) hat, dann zieh einfach die beiden Elektronen von der Elektronenkonfiguration ab, die diesem Ion fehlen. Also 1s2, 2s2, 2p6.
Was dir vielleicht schon auffällt, wenn du gerade in das Periodensystem geschaut hast, ist, dass die Elektronenkonfiguration des Magnesium-Ions die gleiche ist, wie die vom Neon. Das ist auch logisch, denn beide haben die gleiche Anzahl an Elektronen und müssen demnach auch die gleiche Anordnung dieser in den Orbitalen aufzeigen. Somit ergibt sich dann auch, warum gesagt wird, dass Elemente den Edelgaszustand anstreben.
Du hast bereits erfahren, dass ein s-Orbital grundlegend das kleinste Orbital ist und sich anschließend p-Orbital, d-Orbital und dann das f-Orbital einordnen. Allerdings gilt das nur für Orbitale in direkter Nähe zueinander.Ein s-Orbital der 6. Periode ist um ein Vielfaches größer als eines der 1. Periode und auch als ein p-Orbital der niedrigeren Perioden. Aufgrund dessen gestalten sich auch die Energieniveaus der Orbitale.
Je weiter du in den Schalen der Elektronen voranschreitest, desto energiereicher werden die Elektronen auf ihnen. Das bedeutet einfach, dass ein Atom, welches nur wenige Elektronen besitzt, diese auch nah am Kern hält, weshalb diese schwerer vom Atom zu lösen sind. Ein Atom mit mehr Elektronen, kann diese nicht alle gleich nahe am Kern halten, da die Elektronen selbst auch Platz benötigen und sich von anderen Elektronen abstoßen. Aufgrund dessen befinden sie sich auf unterschiedlichen Schalen.
Elektronen, die nun auf höheren Schalen liegen (L, M, N und so weiter), sind also weiter vom Kern entfernt und werden deshalb auch nicht so stark von ihm angezogen. Sie können einfacher vom Atom entfernt werden. Diese Elektronen werden dann als energiereicher bezeichnet, da sie reaktionsfreudiger sind.
Die Energieniveaus geben dir eine Information darüber, in welcher Reihenfolge du die Orbitale eigentlich besetzt. Dabei folgen sie dem Schema des Periodensystems, allerdings sind die d- und f-Orbitale ein wenig spezieller. Um dir die Besetzung aber merken zu können, gibt es ein simples Schema, welches du dir immer aufzeichnen kannst.
Die Elektronenkonfiguration wird genutzt, um:
Ein Elektron eindeutig beschreiben zu können
Die räumliche Anordnung aller Elektronen eines Atoms zu beschreiben.
Durch das darstellen der Perioden und Orbitale in denen sich die Elektronen eines Elements befinden, kannst du dessen Elektronenkonfiguration angeben.
1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s1
In das F-Orbital passen 14 Elektronen
Da es energetisch günstiger für die Elektronen ist. Es hält die Elektronen in einem Raum, der näher am Kern ist als das 3d Orbital und dadurch bevorzugt besetzt wird.
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