Elektronenkonfiguration der Elemente
Wie man die Elektronenhülle eines Atoms als Konfiguration notiert, die Grundzustände der Elemente bis zur 4. Periode aufstellt und umgekehrt aus einer Konfiguration das Element bestimmt.
Das Wichtigste in Kürze
- Die Elektronenkonfiguration beschreibt die Verteilung der Elektronen eines Atoms auf Schalen und Unterschalen, abgekürzt mit dem Edelgaskern, etwa \([\mathrm{Ne}]\,3s^1\) für Natrium.
- Sauerstoff hat \(1s^2\,2s^2\,2p^4\) mit zwei ungepaarten 2p-Elektronen; Kohlenstoff hat im Grundzustand \(1s^2\,2s^2\,2p^2\).
- Argon hat 18 Elektronen (\(1s^2\,2s^2\,2p^6\,3s^2\,3p^6\)); in \(\ce{H2S}\) und \(\ce{PH3}\) nutzen die Zentralatome 3s- und 3p-Orbitale.
- Kupfer ist ein Sonderfall: Grundzustand \([\mathrm{Ar}]\,3d^{10}\,4s^1\), weil die volle d-Unterschale besonders stabil ist.
- Hauptgruppen teilen ihre Valenzkonfiguration: Alkalimetalle \(ns^1\), Erdalkalimetalle \(ns^2\), Borgruppe \(ns^2np^1\), Stickstoffgruppe \(ns^2np^3\), Sauerstoffgruppe \(ns^2np^4\).
- Das Element bestimmt man durch Abzählen aller Elektronen, denn im neutralen Atom entspricht ihre Zahl der Ordnungszahl.
Worum es geht
Die Elektronenkonfiguration gibt an, wie die Elektronen eines Atoms auf die Orbitale verteilt sind. Sie baut direkt auf den Besetzungsregeln auf. Aus ihr folgen Bindigkeit, Ionenladung und Reaktivität, also die Chemie jedes Arzneistoffs.
Schreibweisen
Die Elektronenkonfiguration notiert für jede besetzte Unterschale drei Angaben. Die Zahl vorn ist die Hauptquantenzahl, also die Schale. Der Buchstabe nennt die Unterschale (s, p, d). Die hochgestellte Zahl gibt an, wie viele Elektronen dort sitzen. Natrium mit 11 Elektronen schreibt man so: \(1s^2\,2s^2\,2p^6\,3s^1\).
Dasselbe zeigt das Kästchenschema anschaulicher. Jedes Kästchen steht für ein Orbital, jeder Pfeil für ein Elektron mit seinem Spin. So sieht man sofort, welche Elektronen gepaart sind und welche allein.
Lange Konfigurationen kürzt man mit dem Edelgaskern ab. Man ersetzt alle inneren Elektronen durch das Symbol des vorangehenden Edelgases in eckigen Klammern. Für Natrium wird daraus \([\mathrm{Ne}]\,3s^1\). Der Kern \([\mathrm{Ne}]\) steht für \(1s^2\,2s^2\,2p^6\).
Valenzelektronen sind die Elektronen außerhalb des Edelgaskerns, bei Hauptgruppenelementen also die der äußersten Schale. Ihre Verteilung heißt Valenzkonfiguration, bei Natrium \(3s^1\).
Nur die Valenzelektronen gehen Bindungen ein. Der Edelgaskern bleibt bei chemischen Reaktionen unverändert. Deshalb reicht für die Chemie oft die Valenzkonfiguration allein.
Zweite Periode
In der 2. Periode ist die 1s-Schale immer voll. Dann füllt sich zuerst 2s, danach die drei 2p-Orbitale. Nach der Hund’schen Regel besetzen die Elektronen die gleichwertigen 2p-Orbitale zuerst einzeln. Erst ab dem vierten p-Elektron entsteht ein Paar.
| Element | Elektronen | Konfiguration | Valenzkonfiguration | ungepaart |
|---|---|---|---|---|
| Be | 4 | \(1s^2\,2s^2\) | \(2s^2\) | 0 |
| B | 5 | \(1s^2\,2s^2\,2p^1\) | \(2s^2\,2p^1\) | 1 |
| C | 6 | \(1s^2\,2s^2\,2p^2\) | \(2s^2\,2p^2\) | 2 |
| N | 7 | \(1s^2\,2s^2\,2p^3\) | \(2s^2\,2p^3\) | 3 |
| O | 8 | \(1s^2\,2s^2\,2p^4\) | \(2s^2\,2p^4\) | 2 |
| F | 9 | \(1s^2\,2s^2\,2p^5\) | \(2s^2\,2p^5\) | 1 |
Stickstoff hat drei ungepaarte Elektronen, je eines pro 2p-Orbital. Beim Sauerstoff muss das vierte p-Elektron in ein schon besetztes Orbital. Damit bleiben zwei ungepaarte 2p-Elektronen. Wie die Abbildung zeigt, sinkt die Zahl ungepaarter Elektronen danach wieder.
Beim Kohlenstoff ist eine Schreibweise wie \(1s^1\,2s^1\,2p^2\) kein Grundzustand. Sie verletzt das Aufbauprinzip, denn das energiearme 1s-Orbital wäre nur halb gefüllt. Fluor hat zwar 9 Elektronen, in der äußeren Schale aber nur 7. Zwei davon sitzen in 2s, fünf in 2p.
Die Konfigurationen von Be bis F werden im Examen gerne gefragt. Achte auf die Zahl ungepaarter Elektronen, etwa zwei beim Sauerstoff (\(2p^4\)), und darauf, dass im Grundzustand 1s und 2s vollständig besetzt sind.
Dritte Periode
Die 3. Periode wiederholt das Muster der zweiten eine Schale weiter außen. Nach dem Neon-Kern füllen sich 3s und 3p. Jedes Element trägt also die Valenzkonfiguration seines Partners darüber, nur mit der Zahl 3 statt 2.
| Element | Elektronen | ausgeschrieben | mit Edelgaskern |
|---|---|---|---|
| Mg | 12 | \(1s^2\,2s^2\,2p^6\,3s^2\) | \([\mathrm{Ne}]\,3s^2\) |
| Si | 14 | \(1s^2\,2s^2\,2p^6\,3s^2\,3p^2\) | \([\mathrm{Ne}]\,3s^2\,3p^2\) |
| P | 15 | \(1s^2\,2s^2\,2p^6\,3s^2\,3p^3\) | \([\mathrm{Ne}]\,3s^2\,3p^3\) |
| S | 16 | \(1s^2\,2s^2\,2p^6\,3s^2\,3p^4\) | \([\mathrm{Ne}]\,3s^2\,3p^4\) |
| Ar | 18 | \(1s^2\,2s^2\,2p^6\,3s^2\,3p^6\) | \([\mathrm{Ne}]\,3s^2\,3p^6\) |
Argon schließt die Periode mit 18 Elektronen ab. Seine 3s- und 3p-Orbitale sind voll besetzt. Diese abgeschlossene Schale wird zum Edelgaskern \([\mathrm{Ar}]\) der nächsten Periode.
Die Valenzorbitale zeigen sich auch in Verbindungen. In \(\ce{H2S}\) und \(\ce{PH3}\) bindet das Zentralatom mit Orbitalen der dritten Schale, also 3s und 3p. Schwefel (\(3p^4\)) hat zwei ungepaarte Elektronen und bildet zwei Bindungen. Phosphor (\(3p^3\)) hat drei und bildet drei. Diese Konfigurationen solltest du ebenso sicher können wie die der 2. Periode.
Vierte Periode
In der 4. Periode kommt zuerst 4s an die Reihe, weil es energetisch unter 3d liegt. Kalium hat daher \(1s^2\,2s^2\,2p^6\,3s^2\,3p^6\,4s^1\), kurz \([\mathrm{Ar}]\,4s^1\). Calcium folgt mit \([\mathrm{Ar}]\,4s^2\).
Ab Scandium füllen sich die fünf 3d-Orbitale. Das sind die Übergangsmetalle. Nickel mit 28 Elektronen hat \([\mathrm{Ar}]\,3d^8\,4s^2\). Bis hierhin folgt alles dem Aufbauprinzip.
Kupfer hat im Grundzustand \([\mathrm{Ar}]\,3d^{10}\,4s^1\) und nicht das erwartete \([\mathrm{Ar}]\,3d^9\,4s^2\). Eine vollständig gefüllte d-Unterschale ist so stabil, dass ein 4s-Elektron in 3d wechselt.
Man kann sich das wie ein Regal vorstellen, das mit einem letzten Buch komplett wird. Der Gewinn an Ordnung lohnt den kleinen Umzug. Die Elektronenzahl bleibt bei 29, nur die Verteilung ändert sich.
Valenzkonfiguration der Hauptgruppen
Elemente derselben Hauptgruppe haben dieselbe Valenzkonfiguration. Nur die Hauptquantenzahl \(n\) unterscheidet sich, und sie entspricht der Periode. Deshalb verhalten sich die Elemente einer Gruppe chemisch ähnlich. Wie die Gruppen im Periodensystem angeordnet sind, behandelt die Einheit Gruppen und Hauptgruppenelemente.
| Gruppe | Valenzkonfiguration | Beispiele |
|---|---|---|
| Alkalimetalle | \(ns^1\) | Li, Na, K |
| Erdalkalimetalle | \(ns^2\) | Be, Mg, Ca, Ba (\(6s^2\)) |
| Borgruppe | \(ns^2\,np^1\) | B, Al, Ga, Tl |
| Kohlenstoffgruppe | \(ns^2\,np^2\) | C, Si |
| Stickstoffgruppe | \(ns^2\,np^3\) | N, P |
| Sauerstoffgruppe | \(ns^2\,np^4\) | O, S |
| Halogene | \(ns^2\,np^5\) | F, Cl |
| Edelgase | \(ns^2\,np^6\) | Ne, Ar |
Barium steht in der 6. Periode, hat aber wie Magnesium nur zwei s-Valenzelektronen. Thallium trägt trotz seiner vielen inneren Elektronen dasselbe \(s^2p^1\) wie Bor, Aluminium und Gallium. Die gefüllten d- und f-Unterschalen zählen bei Hauptgruppenelementen nicht zu den Valenzelektronen.
Hauptgruppennummer gleich Zahl der Valenzelektronen: Gruppe 3 hat \(s^2p^1\), Gruppe 5 hat \(s^2p^3\), Gruppe 6 hat \(s^2p^4\).
Element aus Konfiguration
Der umgekehrte Weg ist reines Abzählen. Im neutralen Atom ist die Zahl der Elektronen gleich der Ordnungszahl. Wer also alle Elektronen summiert, hat das Element.
- Edelgaskern auflösen: \([\mathrm{He}]\) zählt 2, \([\mathrm{Ne}]\) 10, \([\mathrm{Ar}]\) 18 Elektronen.
- Hochzahlen addieren: Alle Elektronen der übrigen Unterschalen dazuzählen.
- Ordnungszahl zuordnen: Die Summe nennt das Element.
- Gegenprobe: Die höchste Hauptquantenzahl gibt die Periode, die zuletzt gefüllte Unterschale den Block.
Beispiel: \(1s^2\,2s^2\,2p^6\,3s^2\,3p^1\) ergibt \(2+2+6+2+1 = 13\) Elektronen. Das ist Aluminium. Die Gegenprobe passt: 3. Periode, p-Block, Valenzkonfiguration \(s^2p^1\) der Borgruppe.
Bei einem Kästchenschema zählt man einfach die Pfeile. Zeigt ein Schema volle 1s- und 2s-Kästchen und zwei 2p-Kästchen mit je einem Pfeil, sind es \(2+2+2 = 6\) Elektronen. Das Element ist Kohlenstoff. Für die 2. Periode gilt als Abkürzung: Gesamtelektronenzahl 3 bis 10 entspricht Li bis Ne.
Die Abbildung zeigt, welche Unterschale in welcher Zeile und welchem Block gefüllt wird. Ein Element im d-Block der 4. Periode füllt also gerade 3d.
Quiz
Aussage 1
Der Grundzustand des Kohlenstoffatoms lautet \(1s^1\,2s^1\,2p^2\).
Im Grundzustand sind 1s und 2s voll besetzt. Richtig ist \(1s^2\,2s^2\,2p^2\).
Aussage 2
Die Konfiguration \(1s^2\,2s^2\,2p^6\,3s^2\,3p^4\) gehört zu einem Chloratom.
Die Summe ergibt 16 Elektronen, also Schwefel. Chlor hätte \(3p^5\) und 17 Elektronen.
Aussage 3
Ein Sauerstoffatom besitzt im Grundzustand zwei ungepaarte Elektronen in den 2p-Orbitalen.
Bei \(2p^4\) sind zwei 2p-Orbitale einfach besetzt und eines doppelt.
Aussage 4
Im Grundzustand hat Kupfer die Konfiguration \([\mathrm{Ar}]\,3d^9\,4s^2\).
Die volle d-Unterschale ist stabiler. Der Grundzustand ist \([\mathrm{Ar}]\,3d^{10}\,4s^1\).
Aussage 5
Gallium hat als Element der Borgruppe die Valenzkonfiguration \(ns^2\,np^1\).
Alle Elemente der Borgruppe, also B, Al, Ga und Tl, haben drei Valenzelektronen als \(s^2p^1\).
Aussage 6
Fluor hat neun Elektronen in seiner äußeren Schale.
Fluor hat insgesamt 9 Elektronen, davon 7 in der äußeren Schale (\(2s^2\,2p^5\)).
Aussage 7
Phosphor lässt sich mit Edelgaskern als \([\mathrm{Ne}]\,3s^2\,3p^3\) schreiben.
Phosphor hat 15 Elektronen: 10 im Neon-Kern und 5 in 3s und 3p.
Fehler entdeckt oder eine Idee? Wir verbessern die Inhalte laufend. Melde es uns gerne über dieses Formular ❤️
Teile der Inhalte wurden mithilfe von KI-Systemen erstellt und werden fortlaufend redaktionell geprüft. Trotz Sorgfalt können Fehler enthalten sein. Wichtige Informationen bitte anhand offizieller Quellen prüfen. Relaxed ins Stex ist ein unabhängiges Angebot und steht in keiner Kooperation mit dem IMPP. Das Angebot ist weder vom IMPP autorisiert noch mit diesem verbunden.