7.14: Das Aufbauprinzip und die Hundschen Regeln

To determine the electron configuration for any particular atom, we can build the structures in the order of atomic numbers. Beginning with hydrogen, and continuing across the periods of the periodic table, we add one proton at a time to the nucleus and one electron to the proper subshell until we have described the electron configurations of all the elements. This procedure is called the aufbau principle, from the German word aufbau (“to build up”). Each added electron occupies the subshell of lowest energy available, subject to the limitations imposed by the allowed quantum numbers according to the Pauli exclusion principle. Electrons enter higher-energy subshells only after lower-energy subshells have been filled to capacity. Figure 1 illustrates the traditional way to remember the filling order for atomic orbitals. 

Figure 1 This diagram depicts the energy order for atomic orbitals and is useful for deriving ground-state electron configurations.

Consider writing the electron configuration for carbon—an element with atomic number six. Four electrons fill the 1s and 2s orbitals. The remaining two electrons occupy the 2p subshell. We now have a choice of filling one of the 2p orbitals and pairing the electrons or of leaving the electrons unpaired in two different, but degenerate, p orbitals. The orbitals are filled as described by Hund’s rule: the lowest-energy configuration for an atom with electrons within a set of degenerate orbitals is that having the maximum number of unpaired electrons. Thus, the two electrons in the carbon 2p orbitals have identical n, l, and ms quantum numbers and differ in their m_l quantum number (in accord with the Pauli exclusion principle). The orbital diagram for carbon, with an electron configuration of 1s²2s²1p² is: 

Nitrogen (atomic number 7) fills the 1s and 2s subshells and has one electron in each of the three 2p orbitals, in accordance with Hund’s rule. These three electrons have unpaired spins. Oxygen (atomic number 8) has a pair of electrons in any one of the 2p orbitals (the electrons have opposite spins) and a single electron in each of the other two. Fluorine (atomic number 9) has only one 2p orbital containing an unpaired electron. All of the electrons in the noble gas neon (atomic number 10) are paired, and all of the orbitals in the n = 1 and the n = 2 shells are filled. 

This text is adapted from Openstax, Chemistry 2e, Section 6.4: Electronic Structure of Atoms.

Erinnern wir uns, dass Atomorbitale unterschiedliche Energien haben und jeweils zwei Elektronen aufnehmen können. Das Aufbauprinzip diktiert die Verteilung von Elektronen zwischen den Unterschalen des Atoms, und die Hundsche Regel der maximalen Multiplizität erklärt die Füllung der Orbitale in den Unterschalen. Das Aufbauprinzip besagt, dass im Grundzustand, Elektronen Atomorbitale von der niedrigsten bis zur höchsten Energie auffüllen, um die energiesparendste Konfiguration zu erreichen.

Obwohl die Energie im Allgemeinen mit der Anzahl der Schalen zunimmt, die stärkere Durchdringung der s-Orbitale führt oft dazu, dass die 4s-und 5s-Orbitale geringere Energien haben als die 3d und 4d Orbitale. Die Reihenfolge lässt sich anhand von Diagrammen merken wie hier, wo der Weg des Pfeils die Reihenfolge zeigt, in der die Elektronen den Orbitalen zugeordnet sind. Erwägen Sie, die Elektronenkonfiguration für Kohlenstoff zu schreiben ein Element mit der Ordnungszahl sechs.

Gewiss, das 1s Orbital, das die geringste Energie hat, sollte vor dem 2s Orbital gefüllt werden. Jedes Orbital kann maximal zwei Elektronen aufnehmen. Das fünfte Elektron tritt in eine 2p Unterschale ein.

Aber welches der drei 2p Orbitale füllt es auf? Nun gut! Die Orbitale in jeder Unterschale werden als verflacht, angenommen, was bedeutet, dass sie die gleiche Energie haben.

So kann das fünfte Elektron in jedes der drei 2p Orbitale besetzen. Was ist mit dem sechsten Elektron? Tritt es mit einem Elektron in das 2p Orbital ein oder in eines der freien 2p-Orbitale?

Nach der Hundschen Regel der maximalen Multiplizität, besetzen Elektronen einzeln alle Orbitale eines gegebenen Energieniveaus, bevor sie beginnen, sich zu paaren, und die ungepaarten Elektronen können keine entgegengesetzten Spins haben:ihre Spins müssen parallel sein. Daher, im Kohlenstoff müssen die zwei 2p Elektronen zwei verschiedene Orbitale besetzen und parallele Spins haben. Auf diese Weise können sich die Elektronen über eine größere Fläche ausbreiten.

Dies verringert ihre gegenseitige Abschirmung, wodurch die Energie des Atoms minimiert wird. Beim Stickstoff ist jedes der drei 2p Orbitale einzeln besetzt. Beim Sauerstoff, sobald die 2p Orbitale einzeln gefüllt sind, muss das letzte Elektron sich mit einem weiteren 2p-Elektron paaren.

Das Atom hat zwei ungepaarte Elektronen. Die Elektronenkonfiguration von Neon zeigt, dass die äußerste Schale bis zu ihrer maximalen Kapazität von acht Elektronen gefüllt ist. Neon hat zwei Elektronen, Kernelektronen genannt, in der inneren Schale und acht Elektronen, die Valenzelektronen, die die äußerste Schale besetzen.