Elektronenkonfiguration

Die Schreibweise lesen

In 1s² 2s² 2p⁶, die Zahl gibt die Hauptschale an, der Buchstabe die Unterschale und der Exponent die Zahl der Elektronen in dieser Unterschale. Die Kapazitäten ergeben sich aus der Orbitalzahl: s besitzt 1 Orbital, p 3, d 5 und f 7. Da jedes Orbital höchstens zwei Elektronen aufnehmen kann, sind die maximalen Besetzungen 2, 6, 10 und 14.

Wie Elektronen Orbitale besetzen

Die Grundzustandskonfiguration ist die energieärmste Anordnung, die dem Atom zur Verfügung steht. Drei Prinzipien wirken zusammen: Energieärmere Orbitale werden zuerst besetzt; keine zwei Elektronen eines Atoms dürfen denselben vollständigen Satz von Quantenzahlen besitzen; und entartete Orbitale werden zunächst einzeln besetzt, bevor die Paarung beginnt.

Für Sauerstoff bedeutet 1s²2s²2p⁴ nicht, dass die drei 2p-Orbitale als ↑↓, ↑↓, leer besetzt werden. Die energieärmere Anordnung lautet ↑↓, ↑, ↑: ein Elektronenpaar und zwei ungepaarte Elektronen. Dieses Detail ist experimentell wichtig, weil ungepaarte Elektronen den Magnetismus beeinflussen.

Edelgaskurzschreibweise, Ionen und das 4s/3d-Problem

Natrium ist 1s²2s²2p⁶3s¹ oder [Ne]3s¹. Chlor ist [Ne]3s²3p⁵. Die Kurzschreibweise ist kein anderes Modell; sie ersetzt lediglich einen unveränderten inneren Kern durch das Symbol des vorangehenden Edelgases.

Bei Kationen der Hauptgruppen werden Elektronen gewöhnlich zuerst aus der besetzten Hauptschale mit der höchsten Hauptquantenzahl entfernt. Na wird durch Verlust von 3s¹ zu Na⁺. Bei Übergangsmetallen kann die übliche Füllreihenfolge irreführen: In K und Ca wird 4s vor 3d besetzt, doch sobald die 3d-Unterschale Elektronen enthält, ordnen sich die relativen Orbitalenergien neu. Übergangsmetallkationen verlieren daher meist ns-Elektronen vor (n−1)d-Elektronen.

Chrom und Kupfer zeigen ebenfalls, dass das einfache Aufbau-Schema nur eine Näherung ist: Cr ist [Ar]3d⁵4s¹ und Cu ist [Ar]3d¹⁰4s¹. Der tiefere Grund liegt darin, dass 3d und 4s energetisch nahe beieinanderliegen, sodass Elektron-Elektron-Wechselwirkungen den bevorzugten Grundzustand verändern können. „Halbgefüllte Schalen sind magisch stabil“ ist eine Merkhilfe, keine vollständige Erklärung.

Chemische Information in Konfigurationen

Valenzkonfigurationen strukturieren das Periodensystem. Elemente derselben Hauptgruppenspalte besitzen analoge äußere Konfigurationen; deshalb bilden Li und Na beide +1-Ionen und F und Cl häufig −1-Ionen. Die Blöcke des Periodensystems entsprechen dem Typ der jeweils aufgefüllten Unterschale.

Elektronenkonfigurationen verbinden sich auch mit Atomspektren, Magnetismus und Bindung. Eine angeregte Elektronenkonfiguration unterscheidet sich vom Grundzustand, weil ein Elektron in ein höherenergetisches Orbital gehoben wurde. Spektroskopie kann diese Energiedifferenzen sichtbar machen, während die Zahl ungepaarter Elektronen hilft vorherzusagen, ob ein isoliertes Atom oder Ion paramagnetisch ist.

Eine Konfiguration ist damit ein Modell mit experimentellen Folgen und nicht bloß Buchhaltung.

Photoelektronenspektroskopie prüft die Konfiguration

Elektronenkonfigurationen lassen sich experimentell mit Photoelektronenspektroskopie (PES) prüfen. Photonen lösen Elektronen aus einem Atom oder Molekül; die gemessenen kinetischen Energien zeigen, wie stark diese Elektronen gebunden waren. Peaks bei unterschiedlichen Bindungsenergien entsprechen verschiedenen besetzten Schalen und Unterschalen.

Bei einem einfachen Atom wie Neon erscheinen die 1s-Elektronen bei deutlich höherer Bindungsenergie als 2s oder 2p, weil das 1s-Orbital kernnah liegt und viel weniger Abschirmung erfährt. Die relativen Peakflächen spiegeln außerdem wider, wie viele Elektronen jede Unterschale besetzen. Die Schreibweise 1s²2s²2p⁶ sagt somit ein experimentelles Muster voraus und fasst nicht nur eine Regel zusammen.

PES zeigt auch, warum „alle Elektronen einer Schale haben dieselbe Energie“ bei Mehrelektronenatomen falsch ist: 2s und 2p besitzen verschiedene Bindungsenergien, weil sich Penetration und Abschirmung unterscheiden.

Konfiguration, Valenz und chemische Identität

Zwei Spezies mit derselben Elektronenzahl können ähnliche Konfigurationen, aber unterschiedliche Chemie besitzen, weil ihre Kerne verschieden sind. Ne, Na⁺ und F⁻ haben jeweils 10 Elektronen, unterscheiden sich jedoch in Größe und Ionisierungsenergie, weil dieselbe Elektronenanordnung von unterschiedlichen Kernladungen gebunden wird.

Umgekehrt wiederholen Elemente einer Gruppe analoge Valenz konfigurationen, obwohl ihre vollständigen Konfigurationen länger werden. Li ist [He]2s¹, Na [Ne]3s¹ und K [Ar]4s¹. Dieses wiederkehrende ns¹-Muster ist chemisch aussagekräftiger als das Auswendiglernen jedes Rumpfelektrons.

Konfigurationen sind keine vollständigen Mehrelektronenzustände

Eine Schreibweise wie 2p² zeigt, welche Unterschale besetzt ist, legt aber nicht eindeutig fest, auf welche Weise die Bahn- und Spindrehimpulse dieser Elektronen gekoppelt sein können. In fortgeschrittener Atomspektroskopie unterscheidet man Terme und Niveaus innerhalb derselben Konfiguration. Die Hundschen Regeln helfen anschließend bei der energetischen Ordnung dieser Niveaus.

Für die einführende Chemie ist die Konfiguration die passende Beschreibungsebene. Sie kennzeichnet besetzte Orbitale und ungepaarte Elektronen; die Feinstruktur wird bei der Interpretation hochaufgelöster Spektren und von Übergangsmetallzuständen wichtig.

Aufgaben

Schwefel

Gib die Grundzustandskonfiguration von Schwefel, Z = 16, an und zähle die Elektronen der Außenschale.

Calciumion

Leite Ca²⁺ aus neutralem Ca = [Ar]4s² ab.

Eisen(III)

Neutrales Fe ist [Ar]3d⁶4s². Gib Fe³⁺ an.