Wie Du weißt, besteht jedes Atom aus einem Atomkern und einer Elektronenhülle. Im Atomkern befinden sich sowohl Protonen als auch Neutronen. In der Elektronenhülle hingegen halten sich die Elektronen eines Atoms auf. Wie genau diese Elektronen in der Elektronenhülle verteilt sind, wird durch die sogenannte Elektronenkonfiguration angegeben.
Elektronenkonfiguration – Grundlagen
Die Elektronenkonfiguration eines Atoms gibt an, wie genau die Elektronen in der Elektronenhülle des Atoms verteilt sind.
Die Elektronenverteilung wird mithilfe des Bohr-Sommerfeldschen Atommodell, sowie dem Orbitalmodell beschrieben. Zur eindeutigen Identifikation der Elektronen werden vier sogenannter Quantenzahlen eingesetzt, auf die im späteren Verlauf dieser Erklärung näher eingegangen wird.
Das Bohr-Sommerfeldsche Atommodell
Das Bohr-Sommerfeldsche Atommodell ist, wie der Name schon andeutet, die Erweiterung des Bohrschen Atommodells durch den deutschen Physiker Arnold Sommerfeld. Daher ist auch von der Sommerfeld-Erweiterung oder dem Sommerfeldschen Atommodell die Rede.
Der dänische Physiker Niels Bohr entwickelte 1913 das Bohrsche Atommodell. Laut dem Bohrschen Atommodell befinden sich die positiv geladenen Protonen sowie die neutral geladenen Neutronen im Atomkern eines Atoms. Die Elektronen hingegen bewegen sich auf sogenannten Schalen um den Atomkern herum. Dabei kann eine Schale maximal 2n2 Elektronen aufnehmen.
Die erste Elektronenschale kann somit maximal ![]()
, also zwei Elektronen aufnehmen. Dagegen kann die zweite Schale schon acht Elektronen aufnehmen.
Während Niels Bohr von kreisrunden Bahnen ausging, auf denen sich die Elektronen eines Atoms bewegen, ging Arnold Sommerfeld von elliptischen Bahnen aus. Da der Kreis eine besondere Form der Ellipse ist, ist es nach Sommerfeld auch nicht ausgeschlossen, dass Elektronenschalen kreisförmig sein können.
Je weiter die Elektronenbahn vom Atomkern entfernt ist, desto höher ist die Energie, die benötigt wird, um die Elektronen dort zu halten. Aufgrund dessen werden zuerst die Elektronenschalen besetzt, die sich am nächsten am Atomkern befinden. Dann werden auch die weiter entfernten Elektronenschalen besetzt.
Wenn Du Dein Wissen zum Bohrschen Atommodell auffrischen oder vertiefen willst, findest Du mehr zum Thema in der ausführlichen Erklärung zum Bohrschen Atommodell.
Das Orbitalmodell
Das Orbitalmodell ist im Gegensatz zum Bohr-Sommerfeldschen Atommodell eine dreidimensionale Darstellung der Elektronenverteilung. Außerdem bezeichnet es die Energieniveaus der einzelnen Elektronen eindeutig. Die Elektronen eines Atoms halten sich nach dem Orbitalmodell mit hoher Wahrscheinlichkeit (> 90 %) in dreidimensionalen Räume um den Atomkern auf. Diese Räume werden als Orbitale bezeichnet.
Wie genau diese Orbitale aussehen können, erfährst Du später in dieser Erklärung. Willst Du mehr über das Orbitalmodell erfahren, dann schaue Dir unbedingt die dazugehörige Erklärung an.
Elektronenkonfiguration – Quantenzahlen
Zur eindeutigen Beschreibung der Orbitale und der Elektronen darin sind vier Parameter aufgestellt worden: die Quantenzahlen.
Die vier Quantenzahlen besitzen spezifische Werte, die den Elektronen zugeordnet werden können. Dabei kann laut dem Pauli-Prinzip jedem Elektron nur eine Kombination der Werte zugeteilt werden, sodass jedes Elektron innerhalb eines Atoms eindeutig beschrieben werden kann.
Du willst mehr über das Pauli-Prinzip erfahren? In der Erklärung zum Pauli-Prinzip findest Du weitere spannende Fakten und ausführliche Informationen zum Thema.
Es gibt folgende vier Quantenzahlen:
- die Hauptquantenzahl n,
- die Nebenquantenzahl l,
- die Magnetquantenzahl m und
- die magnetische Spinquantenzahl s.
Die Hauptquantenzahl n
Die Hauptquantenzahl n beschreibt, in welcher Elektronenschale sich das jeweilige Elektron nach dem Bohr-Sommerfeldschen Atommodell aufhält. Sie kann nur natürlichen Zahlen annehmen.
Zur eindeutigen Zuordnung werden die Elektronenschalen durch Buchstaben gekennzeichnet. Dabei wird die energieärmste Schale K-Schale genannt und alle weiteren Bezeichnungen knüpfen alphabetisch an: L-, M-, N-, O-Schale, und so weiter. Diese Bahnen entsprechen auch den Perioden des Periodensystems.
| Periode (= n) | Schale |
| 1 | K |
| 2 | L |
| 3 | M |
| 4 | N |
| ... | ... |
Die Nebenquantenzahl l
Die Nebenquantenzahl l gibt die Form des Orbitals an, in dem sich das jeweilige Elektron befindet. Dabei kann sie Werte von null bis n - 1 annehmen, wobei n für die Hauptquantenzahl steht.
Damit die Quantenzahl l nicht mit der Hauptquantenzahl verwechselt wird, werden die Werte der Nebenquantenzahl auch durch Buchstaben ersetzt. In der folgenden Tabelle sind die Orbitalbezeichnungen dargestellt. Jedes Orbital kann genau zwei Elektronen fassen, jedoch liegen die Orbitale selbst in unterschiedlichen Häufigkeiten vor. So gibt es nur ein s-Orbital pro Periode, während es bis zu drei p-, fünf d- und sieben f-Orbitale pro Periode geben kann.
| Nebenquantenzahl | Bezeichnung | Gesamtanzahl der Elektronen |
| l = 0 | s-Orbital | 2 (1 x 2) |
| l = 1 | p-Orbital | 6 (3 x 2) |
| l = 2 | d-Orbital | 10 (5 x 2) |
| l = 3 | f-Orbital | 14 (7 x 2) |
Größe und Energieniveaus von Orbitalen
Du hast bereits erfahren, dass ein s-Orbital grundlegend das kleinste Orbital ist und sich anschließend das 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.
Wie Du mittlerweile weißt, sind die Elektronen, die weiter vom Atomkern entfernt liegen, energiereicher. Sie besitzen also ein höheres Energieniveau. Die Energieniveaus der Elektronen geben Dir Informationen darüber, in welcher Reihenfolge die Orbitale eigentlich besetzt werden.
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. Dieses Schema wird auch Madelung-Schema genannt.
Die Magnetquantenzahl m
Die Magnetquantenzahl m gibt die Ausrichtung eines Orbitals im Raum an. Dabei kann sie folgende Werte annehmen: -l, -(l - 1), ... , -1, 0, 1, ... , (l - 1), +l.
Wie Du siehst, ist die Magnetquantenzahl von der Nebenquantenzahl l abhängig. Da p-Orbitale die Nebenquantenzahl eins besitzen, gilt für sie der gültige Wertebereich: -1, 0, 1.
Die magnetische Spinquantenzahl s
Du kannst bisher beschreiben, in welcher Schale sich das Elektron aufhält, in was für einer Art Orbital es sitzt und wie dieses Orbitale räumlich angeordnet ist. Nun musst Du zur eindeutigen Identifikation des Elektrons nur noch wissen, um welches der beiden Elektronen eines Orbitals es sich handelt.
Mithilfe der magnetischen Spinquantenzahl s kannst Du die beiden Elektronen eines Orbitals unterscheiden. Dabei gibt s an, in welche Richtung der Spin, also die Drehung des Elektrons orientiert ist.
Die magnetische Spinquantenzahl kann zwei Werte annehmen, je nachdem, ob sich das Elektron in Bezug zur z-Achse im oder gegen den Uhrzeigersinn dreht. In welcher Reihenfolge die mehrmals vorkommenden Orbitale einer Periode besetzt werden, besagt die sogenannte Hundsche Regel.
Hundsche Regel
Du weißt bereits, dass jede Schale erst einmal voll besetzt sein muss, bevor Du eine andere besetzen darfst. Zudem sollen die Orbitale nach ihrer Energieniveau aufsteigend besetzt werden. Aber was ist mit den Orbitalen, die mehrfach in der gleichen Periode vorliegen?
Die Hundsche Regel besagt, dass mehrfach vorkommende Orbitale zuerst alle mit einem Elektron besetzt werden. Dabei müssen die zuerst eingesetzten Elektronen alle den gleichen Spin aufweisen. Es ist somit prinzipiell egal, ob die zuerst eingesetzen Elektronen einen Spin von +1/2 oder -1/2 besitzen.
In der Erklärung zum Thema Hundsche Regel findest Du ausführlichere Informationen zu den vier quantenmechanischen Gesetzen.
Quantenzahlen - Ein kurzer Überblick
Nachdem Du sehr viele Informationen zu den einzelnen Quantenzahlen erhalten hat, findest Du in der folgenden Tabelle einen kurzen Überblick aller Quantenzahlen:
Quantenzahl | Wertigkeiten | Aussage | Nomenklatur | Beispiel (Sauerstoff) |
n | 1, 2, 3, ... | 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 | - | -½ |
Elektronenkonfiguration – das Erstellen
Elektronenkonfigurationen des zuletzt eingesetzten Elektrons
Als erste von zwei Möglichkeiten einer Elektronenkonfiguration, beschreibst Du das Elektron, welches als letztes zum Atom hinzugefügt wurde. Dies ist beim Sauerstoff achte Elektron und beim Chlor das siebzehnte.
Warum nur das letzte Elektron? Wenn Du in das Periodensystem schaust, erkennst Du, dass sich ein Element, vom Element zuvor und dem danach, quantitativ nur in 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.
Will man das letzte Elektron des Phosphors beschreiben, so erhält man mithilfe des Periodensystems folgende Parameter:
- 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. Da man gängiger Weise davon ausgeht, dass das erste Elektron eines Orbitals einen positiven Spin besitzt, ist s hier +1/2. Theoretisch könnte der Spin aber auch negativ sein.
Elektronenkonfigurationen von Elementen
Im Abschnitt zuvor hast Du eine Elektronenkonfiguration für ein einzelnes Elektron beschrieben. Neben dieser Elektronenkonfiguration kannst Du auch eine Elektronenkonfiguration für ein gesamtes Atom erstellen. In dieser beschreibst Du, wie viele Elektronen sich in welcher Schale und in welchem Orbital des Atoms befinden.
Beschreibt man die Elektronenkonfiguration eines Elements, so geht man folgenderweise vor:
- Zuerst schreibst Du die Hauptquantenzahl des Orbitals auf,
- dann kommt die Orbitalform (s, p, d, f)
- und zu guter Letzt schreibt man die Anzahl der Elektronen, die sich in diesem Orbital befinden, in hochgestellter Schreibweise auf.
- Diesen Vorgang wiederholt man für alle besetzten Orbitale, wobei man beim energieärmsten Orbital startet und mit dem energiereichsten Orbital endet. Die einzelnen Elektronenkonfigurationen werden aneinandergereiht.
Möchtest Du die Elektronenkonfiguration von Kohlenstoff aufstellen, benötigst Du folgende Informationen:
- n = 2, da Kohlenstoff in der zweiten Periode des Periodensystems zu finden ist.
- Das energiereichste Orbital ist laut dem Periodensystemschema ein p-Orbital.
Somit lautet die Elektronenkonfiguration des Kohlenstoffs: 1s2, 2s2, 2p2. Um zu kontrollieren, ob Du auch keine Elektronen vergessen hast, kannst Du die hochgestellten Zahlen addieren. Entspricht diese Zahl der Gesamtanzahl der Elektronen des Atoms, so hast Du kein Elektron vergessen.
Verkürzte Elektronenkonfiguration
Wie Du vielleicht weißt, steht Kohlenstoff am Anfang des Periodensystems. Je höher die Ordnungszahl der Elemente ist, desto höher ist auch deren Anzahl an Elektronen. Dadurch kann die Elektronenkonfiguration von Elementen mit hoher Ordnungszahl wie Blei (Ordnungszahl = 82) sehr lange werden.
Deshalb wurde die verkürzte Schreibweise der Elektronenkonfiguration eingeführt, bei der die Elektronenkonfiguration nur ab der letzten voll besetzten Schale betrachtet wird. Um dies zu kennzeichnen, wird das Elementsymbol des vorausgegangenen Edelgases in eckige Klammern vor die Elektronenkonfiguration geschrieben.
Da Kohlenstoff in der zweiten Perioden zu finden ist, ist die erste Schale des Atoms vollständig besetzt. Das Edelgas der ersten Periode ist Helium. Somit kannst Du das Elementsymbol von Helium (He) in eckige Klammern setzen und dann die Elektronenkonfiguration der zweiten Schale wie zuvor aufschreiben.
Die verkürzte Elektronenkonfiguration des Kohlenstoffs lautet somit folgendermaßen: [He] 2s2, 2p2.
Zugegeben, bei Kohlenstoff ist die verkürzte Schreibweise der Elektronenkonfiguration nicht unbedingt kürzer als die ausführliche Schreibweise. Bei Elektronenkonfigurationen von Elementen, die viele Elektronen besitzen, ist die verkürzte Schreibweise jedoch deutlich übersichtlicher.
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.
Elektronenkonfigurationen von Ionen
Die Elektronenkonfiguration eines Ions unterscheidet sich nicht groß von der Elektronenkonfiguration des ungeladenen Atoms. Du musst lediglich die zusätzlichen beziehungsweise fehlenden Elektronen hinzufügen oder abziehen.
Die Elektronenkonfiguration eines Ions entspricht nicht der Elektronenkonfiguration desselben ungeladenen Atoms, sondern eines anderen. Das heißt, die Elektronenkonfiguration ist im Gegensatz zur Ordnungszahl nicht elementspezifisch. Somit kannst Du nicht anhand einer Elektronenkonfiguration auf das jeweilige Element schließen, da es sich auch um ein Ion handeln kann.
Die Elektronenkonfiguration von Magnesium lautet: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2. Möchtest Du nun wissen, welche Elektronenkonfiguration das Magnesium-Ion (Mg2+) besitzt, dann kannst Du einfach die beiden Elektronen, die diesem Ion fehlen, von der Elektronenkonfiguration abziehen: 1s2, 2s2, 2p6.
Die Elektronenkonfiguration dieses Magnesium-Ions entspricht aber genau der Elektronenkonfiguration des Elements Neon. Dies kommt daher, dass das Magnesium-Ion und das Neon-Atom die gleiche Anzahl an Elektronen besitzen, die natürlich auch die gleiche Anordnung in den Orbitalen aufzeigen.
Elektronenkonfiguration – Das Wichtigste
Nachweise
- Biochemie, H. Horton, L. Moran, K. Scrimgeour, M. Perry, J. Rawn, 4. aktualisierte Auflage (2008)
- Biologie Campbell, Reece, Urry, Cain, Wasserman, Minorsky, Jackson, 10. aktualisierte Auflage (2016)
- u-helmich.de: Kern-Hülle-Modell. (10.08.2022)
- Chemie.de: Elektronenkonfiguration. (23.08.2022)
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