7.15: Elektronenkonfiguration von Atomen mit mehreren Elektronen

Das Alkalimetall Natrium (Ordnungszahl 11) besitzt ein Elektron mehr als das Neonatom. Dieses Elektron muss in die Unterschale mit der niedrigsten verfügbaren Energie, das 3s-Orbital, gelangen, was eine 1s²2s²2p⁶3s¹ -Konfiguration ergibt. Die Elektronen, die die äußersten Schalenorbitale besetzen (höchster Wert von n), werden Valenzelektronen genannt während diejenigen, welche die inneren Schalenorbitale besetzen Kernelektronen genannt werden. Da die Kernelektronenhüllen der Elektronenkonfiguration der Edelgase entsprechen, können wir Elektronenkonfigurationen abkürzen, indem wir das Edelgas, das der Kernelektronenkonfiguration entspricht, zusammen mit den Valenzelektronen in einem vereinfachten Format schreiben. Für Natrium steht das Symbol [Ne] für Kernelektronen (1s²2s²2p⁶), und die abgekürzte Form der Konfiguration ist [Ne]3s¹.

In ähnlicher Weise kann die abgekürzte Konfiguration von Lithium als [He]2s¹ dargestellt werden, wobei [He] die Konfiguration des Heliumatoms darstellt, die mit der der gefüllten inneren Hülle von Lithium identisch ist. Wenn man die Konfigurationen auf diese Weise schreibt, wird die Ähnlichkeit der Konfigurationen von Lithium und Natrium hervorgehoben. Beide Atome, welche zur Familie der Alkalimetalle gehören, haben nur ein Elektron in der Valenz-Unterschale außerhalb eines gefüllten Satzes innerer Schalen.

Li: [He]2s¹

Nein: [Ne]3s¹

Das Erdalkalimetall Magnesium (Ordnungszahl 12) ist mit seinen 12 Elektronen in einer [Ne]3s²-Konfiguration analog zu seinem Familienmitglied Beryllium, [He]2s². Beide Atome haben außerhalb ihrer gefüllten Innenschalen eine gefüllte s-Unterschale. Aluminium (Ordnungszahl 13) mit 13 Elektronen und der Elektronenkonfiguration [Ne]3s²3p¹ ist ähnlich zu dem zur selben Gruppe des Periodensystem gehörenden Bor [He]2s²2p¹.

Die Elektronenkonfigurationen von Silizium (14 Elektronen), Phosphor (15 Elektronen), Schwefel (16 Elektronen), Chlor (17 Elektronen) und Argon (18 Elektronen) sind in den Elektronenkonfigurationen ihrer Außenschalen analog zu den Elektronenkonfigurationen der entsprechend eine Zeile höher im Periodensystem stehenden Elemente Kohlenstoff, Stickstoff, Sauerstoff, Fluor und Neon, mit der Ausnahme, dass die Hauptquantenzahl der äußeren Hülle der schwereren Elemente um eins auf n = 3 gestiegen ist.

Wenn wir zum nächsten Element im Periodensystem kommen, dem Alkalimetall Kalium (Ordnungszahl 19), wäre zu erwarten, dass wir als nächstes der 3D-Unterschale Elektronen hinzufügen. Alle verfügbaren chemischen und physikalischen Beweise deuten jedoch darauf hin, dass sich Kalium ähnlich wie Lithium und Natrium verhält und dass die nächste Wahl nicht die 3D-Unterschale ist, sondern das Elektron stattdessen der 4S-Unterschale hinzugefügt wird. Wie bereits erwähnt, hat das 3D-Orbital ohne radiale Knoten eine höhere Energie, da es weniger durchdringt und stärker vom Kern abgeschirmt ist als das 4s-Orbital, das drei radiale Knoten hat. Somit hat Kalium eine Elektronenkonfiguration von [Ar]4s¹. Daher entspricht Kalium in seiner Valenzschalenkonfiguration Li und Na. Das nächste Elektron wird hinzugefügt, um die 4s-Unterschale zu vervollständigen, und Calcium hat eine Elektronenkonfiguration von [Ar]4s². Dadurch erhält Calcium eine Außenhüllen-Elektronenkonfiguration, die der von Beryllium und Magnesium entspricht.

Im Fall von Cr und Cu stellen wir fest, dass halbgefüllte und vollständig gefüllte Unterschalen offenbar Bedingungen bevorzugter Stabilität darstellen. Diese Stabilität ist so groß, dass sich das Elektron vom 4s-Orbital in das 3d-Orbital verschiebt, um die zusätzliche Stabilität einer halbgefüllten 3d-Unterschale (in Cr) oder einer gefüllten 3d-Unterschale (in Cu) zu erreichen. Es gibt auch andere Ausnahmen. Beispielsweise wird für Niob (Nb, Ordnungszahl 41) die Elektronenkonfiguration [Kr]5s²4d³ vorhergesagt. Experimentell beobachten wir, dass seine Elektronenkonfiguration im Grundzustand tatsächlich [Kr]5s¹4d ⁴ ist. Wir können diese Beobachtung damit erklären, dass die Elektron-Elektron-Abstoßungen, die durch die Paarung der Elektronen im 5s-Orbital entstehen, größer sind als der Energieunterschied zwischen den 5s- und 4d-Orbitale. Es gibt keine einfache Methode, um die Ausnahmen für Atome bei denen die Stärke der Abstoßungen zwischen Elektronen größer ist als die kleinen Energieunterschiede zwischen den entsprechenden Unterschalen vorherzusagen.

Dieser Text wurde adaptiert von Openstax, Chemistry 2e, Section 6.4: Electronic Structure of Atoms.

Das Pauli'sche Ausschlussprinzip, die Hundsche Regel der maximalen Multiplizität und das Aufbauprinzip können erweitert werden, um die Elektronenkonfiguration eines beliebigen Elements vorzusehen. Stellen Sie sich die die Elektronenkonfiguration für Natrium vor. Die Kernelektronenverteilung in Natrium ist genau die des vorhergehenden Elements, Neon.

Das einzelne Valenzelektron besetzt das 3s Orbital. Neon gehört zur achtzehnten Gruppe des Periodensystems die Edelgase. Die Elektronenkonfigurationen dieser Elemente erleichtern die komprimierte Darstellung der Elektronenkonfiguration für andere Elemente.

Für jedes Element ist die Kernelektronenkonfiguration die gleiche wie die des vorhergehenden Edelgases im Periodensystem. Die Elektronenkonfiguration von Natrium, zum Beispiel, kann als Neonkern, 3s1, geschrieben werden. Die Kernelektronenkonfiguration von Kalium ist 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6, wobei ein Valenzelektron übrig bleibt.

Kann nun das neunzehnte Elektron die 3d Schale besetzen? Erinnern Sie sich, dass die 4s Unterschale eine beträchtliche Durchdringungsfähigkeit besitzt, was oft dazu führt, dass sie eine geringere Energie hat als die 3d Unterschale Das Aufbauprinzip würde also besagen, dass sich die 4s Unterschale vor der 3d Unterschale füllt. Der Kern des vorhergehenden Edelgases Argon, wird verwendet, um die kondensierte Konfiguration zu schreiben.

Obwohl diese Prinzipien einen Ausgangspunkt bieten, müssen die tatsächlichen Elektronenkonfigurationen experimentell bestätigt werden. In mehreren Elementen der Übergangselementen, Lanthanoide und Aktinide, sind die orbitalen Energien in einer anderen relativen Reihenfolge, und das Aufbauprinzip wird möglicherweise nicht vollständig befolgt. In den Übergangselementen, haben die 3d-und 4s-Unterschalen ähnliche Energien.

Die 4s Unterschale ist oft vollständig gefüllt. Zum Beispiel, in Scandium ist die Elektronenkonfiguration der Argon-Kern, 4s2 3d1. Bei Zink werden die 4s-und 3d Unterschalen bis zu ihrer maximalen Kapazität gefüllt.

Allerdings, besetzen die Grundzustände einiger Metalle, wie Chrom und Kupfer, einzeln 4s Orbitale. Chrom ist besonders bemerkenswert, weil zwei Unterschalen nur teilweise gefüllt sind, was von dem Aufbauprinzip abweicht. Über die Lanthanoiden-Reihe hinweg, haben vom Cerium bis Lutetium, die Unterschalen 6s und 4f ähnliche Energien.

Die Elektronenkonfiguration für Neodyms Xenon-Kern ist 6s2 4f4. Inzwischen hat Cerium eine ungewöhnliche Elektronenkonfiguration des Xenon-Kerns mit 6s2 4f1 5d1, da seine Unterschalen 6s, 4f und 5d sich energetisch ungewöhnlich nahe sin