Elektronenkonfiguration

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Die Elektronenkonfiguration gibt die Verteilung der Elektronen in der Elektronenhülle eines Atoms auf verschiedene Energiezustände bzw. Aufenthaltsräume (Atomorbitale) an.

Hundsche Regel[Bearbeiten]

Die Orbitale einer Unterschale werden so besetzt, dass eine maximale Zahl von ungepaarten Elektronen (mit paralellem spin) resultiert.

Pauli-Prinzip[Bearbeiten]

Auch Auschlußprinzip genannt. Dies besagt, dass keine 2 Elektronen in einem Atom in allen 4 Quantenzahlen übereinstimmen dürfen. Worum es bei den Quantenzahlen geht kann man hier nachlesen:

Ein Beispiel: Helium. Es hat 2 Elektronen in der ersten Schale (K-Schale). Sowohl n, m und l stimmen überein. Doch weist eines der Elektronen die Spinquantenzahl +1/2 und das andere -1/2 auf. Abhängig von der Spinorientierung der zwei Elektronen des Heliumatoms spricht man vom Parahelium im Falle von zwei einander entgegengerichteten Spins und von Orthohelium bei zwei parallelen Spins. Beim Orthohelium befindet sich eines der Elektronen aber nicht mehr im 1s-Orbital, da dies das Pauli-Verbot verletzen würde.

Ermitteln der Elektronenkonfiguration[Bearbeiten]

Zum ermitteln der Elektronenkonfiguration eines Atoms müssen die Hundsche Regel und das Pauli-Prinzip beachtet und befolgt werden. Die einzelnen Moleküle werden als Kästchen dargestellt, die Elektronen als Pfeile in den Kästchen. Die s-orbitale werden als einzelnes Kästchen dargestellt, die p-orbitale als Block von 3 Kästchen, die d-Orbitale mit 5 Kästchen. Die Elektronen werden nun in folgender Reichenfolge belegt:

1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 72 5f 6d 7p


Zu Unregelmässigkeiten kommt es vor allem bei den Nebengruppenelementen. Bei diesen werden die d-Orbitale belegt. Eine halbgefüllte oder vollständig gefüllte d-Unterschale ist energetisch besonders günstig und wird einer voll besetzen s-Unterschale bevorzugt.