Elektronenkonfiguration verständlich erklärt: Aufbauprinzip, Pauli-Prinzip und Hundsche Regel

Die Gestalt des Periodensystems und die Chemie jedes Elements hängen letztlich davon ab, wie die Elektronen im Atom angeordnet sind. Eine Elektronenkonfiguration gibt an, welche Orbitale die Elektronen eines Atoms besetzen und wie viele sich jeweils darin befinden. Anfangs wirkt sie wie ein Code, doch drei Regeln genügen, um die Konfiguration der meisten Elemente selbst aufzustellen.

Grundbegriffe: Schalen, Unterschalen und Orbitale

Der Zustand eines Elektrons wird durch Quantenzahlen beschrieben. Für das Aufschreiben von Konfigurationen braucht man nur wenige Begriffe.

• Schale (Hauptquantenzahl n): 1, 2, 3 und so weiter. Höhere Schalen liegen weiter vom Kern entfernt und haben eine höhere Energie.
• Unterschale (s, p, d, f): Unterteilungen innerhalb einer Schale nach der Form der Orbitale. Die Schale n enthält n Arten von Unterschalen: Schale 1 hat nur 1s, Schale 2 hat 2s und 2p, Schale 3 hat 3s, 3p und 3d.
• Orbital: ein Bereich, in dem ein Elektron mit hoher Wahrscheinlichkeit anzutreffen ist. Eine s-Unterschale hat ein Orbital, p hat drei, d fünf und f sieben.

Jedes Orbital fasst höchstens zwei Elektronen, die maximale Besetzung beträgt also 2 für s, 6 für p, 10 für d und 14 für f.

Eine Konfiguration schreibt man als Bezeichnung der Unterschale mit hochgestellter Elektronenzahl, etwa 1s² 2s² 2p⁴. Das ist Sauerstoff mit acht Elektronen: zwei in 1s, zwei in 2s und vier in 2p.

Regel 1: das Aufbauprinzip

Das Aufbauprinzip – ein deutscher Begriff, der sogar unverändert ins Englische übernommen wurde – besagt, dass Elektronen im Grundzustand eines Atoms zuerst die energieärmsten Orbitale füllen. Der Haken: Die Energien der Orbitale folgen nicht genau der Schalennummer. So wird zum Beispiel 4s vor 3d gefüllt.

Die übliche Reihenfolge der Besetzung lautet:

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

Eine praktische Merkhilfe ist die n + l-Regel, auch Madelung-Regel genannt. Geben Sie s, p, d und f die l-Werte 0, 1, 2 und 3.

1. Füllen Sie die Unterschalen in der Reihenfolge steigender Werte von n + l.
2. Haben zwei Unterschalen denselben Wert n + l, wird die mit dem kleineren n zuerst gefüllt.

4s hat n + l = 4 + 0 = 4, 3d dagegen 3 + 2 = 5, also kommt 4s zuerst. 3d und 4p (4 + 1 = 5) sind gleichauf, daher geht 3d mit dem kleineren n voran. Viele Lehrbücher zeigen dies als Schema aus diagonalen Pfeilen.

Das Periodensystem selbst verschlüsselt diese Reihenfolge. Liest man jede Zeile von links oben beginnend ab, durchläuft man den s-Block, dann, falls vorhanden, den f-Block, danach den d-Block und schließlich den p-Block – genau die Reihenfolge der Besetzung.

Regel 2: das Pauli-Prinzip

Das Pauli-Prinzip (Ausschließungsprinzip) besagt, dass keine zwei Elektronen eines Atoms in allen vier Quantenzahlen übereinstimmen können. Für Konfigurationen bedeutet das: Ein Orbital fasst höchstens zwei Elektronen, und diese müssen entgegengesetzten Spin haben. Deshalb enthält ein volles Orbitalkästchen einen Pfeil nach oben (↑) und einen nach unten (↓).

Regel 3: die Hundsche Regel

Die Hundsche Regel besagt, dass Elektronen mehrere Orbitale gleicher Energie zunächst einzeln und mit parallelem Spin besetzen, bevor sich Paare bilden. Man denke an Fahrgäste, die in einen Bus mit freien Zweiersitzen steigen: Jeder nimmt sich zuerst eine leere Sitzreihe, bevor sich jemand neben einen Fremden setzt. Elektronen stoßen einander ab, daher ergibt die Verteilung auf getrennte Orbitale eine niedrigere Energie.

Kästchenschreibweise zeichnen

Nehmen wir Stickstoff mit sieben Elektronen. Seine Konfiguration ist 1s² 2s² 2p³, und die Orbitalkästchen sehen so aus:

• 1s: [↑↓]
• 2s: [↑↓]
• 2p: [↑ ] [↑ ] [↑ ]

Nach der Hundschen Regel besetzen die drei 2p-Elektronen getrennte Kästchen mit gleichem Spin; Stickstoff hat also drei ungepaarte Elektronen.

Sauerstoff mit acht Elektronen ist 1s² 2s² 2p⁴:

• 2p: [↑↓] [↑ ] [↑ ]

Das vierte 2p-Elektron muss sich paaren, sodass zwei ungepaarte Elektronen übrig bleiben. Dieses gepaarte Elektron ist der Grund, warum Stickstoff eine höhere Ionisierungsenergie hat als Sauerstoff – eine Ausnahme, die im Leitfaden zu den Periodizitäten besprochen wird.

Edelgaskurzschreibweise

Bei größeren Atomen werden Konfigurationen lang. Vollständig ausgeschrieben lautet Eisen (26 Elektronen):

1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d⁶

Der erste Teil, 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶, ist identisch mit der Konfiguration von Argon (18 Elektronen) und lässt sich daher durch das Edelgassymbol in eckigen Klammern ersetzen:

[Ar] 4s² 3d⁶

Das ist die Edelgaskurzschreibweise. Der eingeklammerte Teil steht für die Rumpfelektronen, die selten an der Chemie teilnehmen; was folgt, sind die Valenzelektronen, die das Verhalten des Elements bestimmen. Weitere Beispiele:

Stellt man die Kurzschreibweisen der Elemente einer Gruppe nebeneinander, wiederholt sich die äußere Konfiguration: Natrium ist [Ne]3s¹, Kalium [Ar]4s¹ und Rubidium [Kr]5s¹. Diese Wiederholung ist der Grund, warum sich die Elemente einer Gruppe ähnlich verhalten.

Für die Reihenfolge der Unterschalen gibt es zwei Konventionen. Manche schreiben sie in der Besetzungsreihenfolge, [Ar] 4s² 3d⁶, andere nach der Schalennummer, [Ar] 3d⁶ 4s². Beide beschreiben dieselbe Konfiguration.

Ausnahmen: Chrom und Kupfer

Wendet man das Aufbauprinzip mechanisch an, ergibt sich für Chrom (24 Elektronen) [Ar] 4s² 3d⁴ und für Kupfer (29) [Ar] 4s² 3d⁹. Die gemessenen Grundzustände sind jedoch andere:

• Chrom: [Ar] 4s¹ 3d⁵
• Kupfer: [Ar] 4s¹ 3d¹⁰

Ein 4s-Elektron wandert in die 3d-Unterschale, die dadurch genau halb gefüllt (d⁵) oder vollständig gefüllt (d¹⁰) ist. Die übliche Kurzerklärung lautet, halb und vollständig gefüllte Unterschalen seien besonders stabil. Genauer gesagt liegen 4s und 3d energetisch so nahe beieinander, dass der Gewinn an Austauschenergie zwischen Elektronen gleichen Spins zusammen mit geringerer Abstoßung die Kosten für das Anheben eines 4s-Elektrons überwiegt.

Molybdän ([Kr] 5s¹ 4d⁵), Silber ([Kr] 5s¹ 4d¹⁰) und Gold ([Xe] 4f¹⁴ 5d¹⁰ 6s¹) zeigen ähnliche Ausnahmen, und Palladium ([Kr] 4d¹⁰) hat überhaupt kein äußeres s-Elektron. Bei schwereren Elementen, wo die Orbitalenergien dicht beieinanderliegen und relativistische Effekte ins Spiel kommen, häufen sich die Ausnahmen. Chrom und Kupfer werden am häufigsten abgefragt, doch man sollte sich merken, dass die Besetzungsregeln eine sehr gute Näherung sind und kein Gesetz ohne Ausnahmen.

Konfigurationen von Ionen

Um ein Kation zu bilden, entfernt man Elektronen zuerst aus der äußersten Schale (höchstes n). Obwohl 4s vor 3d gefüllt wurde, wird es auch vor 3d geleert.

• Fe: [Ar] 3d⁶ 4s² → Fe²⁺: [Ar] 3d⁶ → Fe³⁺: [Ar] 3d⁵
• Cu: [Ar] 3d¹⁰ 4s¹ → Cu⁺: [Ar] 3d¹⁰ → Cu²⁺: [Ar] 3d⁹

Bei Anionen fügt man Elektronen hinzu. Chlor ([Ne] 3s² 3p⁵) nimmt ein Elektron auf und wird zu Cl⁻ ([Ne] 3s² 3p⁶), mit derselben Konfiguration wie Argon.

Übung: selbst aufschreiben

Mit diesen Schritten können Sie die Konfiguration fast jedes Elements aufschreiben.

1. Bestimmen Sie mit der Ordnungszahl die Zahl der Elektronen im neutralen Atom.
2. Suchen Sie das vorangehende Edelgas und schreiben Sie sein Symbol in eckige Klammern.
3. Gehen Sie im Periodensystem vom Feld nach diesem Edelgas bis zu Ihrem Element und füllen Sie dabei s, dann f, dann d, dann p, je nachdem, welchen Block Sie durchqueren.
4. Prüfen Sie, ob das Element zu den Ausnahmen vom Chrom- oder Kupfertyp gehört.

Selen (34) ist ein gutes Beispiel. Das vorangehende Edelgas ist Argon (18). Die verbleibenden 16 Elektronen verteilen sich mit 2 auf 4s, 10 auf 3d und 4 auf 4p, was [Ar] 3d¹⁰ 4s² 4p⁴ ergibt. Die Endung 4p⁴ verrät sofort, dass Selen mit Sauerstoff in Gruppe 16 steht. Vergleichen Sie zur Übung Ihre Antworten mit den Konfigurationen auf den einzelnen Elementseiten.