Elektronenkonfigurationen

Die Elektronenkonfiguration eines Atoms stellt die Verteilung der Elektronen auf seine Atomorbitale dar. Das Pauli-Ausschlussprinzip, die Hundsche Regel der maximalen Multiplizität und das Aufbau-Prinzip können erweitert werden, um die Elektronenkonfiguration eines beliebigen Elements zu betrachten.

Das Aufbau-Prinzip besagt, dass sich Atomorbitale im Grundzustand in aufsteigender Energieordnung füllen. Die relativen Energien der Atomorbitale werden durch Coulomb-Wechselwirkungen, den Abschirmeffekt und die orbitale Durchdringung rationalisiert.

Betrachten Sie die Elektronenkonfiguration für Kohlenstoff – ein Element mit der Ordnungszahl sechs und damit neutral mit sechs Elektronen. Das 1s Orbital, das die geringste Energie hat, wird zuerst gefüllt.

Nach dem Pauli-Ausschlussprinzip können keine zwei Elektronen in einem Atom die gleiche Menge von vier Quantenzahlen haben. Da Elektronen im selben Orbital die gleichen prinzipiellen, azimutalen und magnetischen Quantenzahlen haben, müssen sie unterschiedliche Spin-Quantenzahlen haben.

Da die Spin-Quantenzahl nur zwei mögliche Werte hat, kann ein Orbital nur zwei Elektronen mit entgegengesetzten Spins aufnehmen.

Obwohl die Energie mit der Schalenzahl zunimmt, verringert die größere Durchdringung der s-Orbitale die Energie der s-Orbitale im Verhältnis zu der der p-Orbitale.

Daher nehmen die nächsten beiden Elektronen das 2 s-Orbital ein und das fünfte tritt in die 2p-Unterschale ein. Da man davon ausgeht, dass Orbitale innerhalb einer Unterschale entartet sind, kann das fünfte Elektron in eines der drei entarteten 2p-Orbitale eintreten.

Das sechste Elektron folgt der Hundschen Regel der maximalen Multiplizität und nimmt eher ein entartetes Orbital als eine Paarung ein. Bei Kohlenstoff nehmen die beiden 2p-Elektronen also zwei verschiedene Orbitale ein und haben parallele Spins.

Das Elektronenkonfigurationsdiagramm zeigt, dass Kohlenstoff zwei Elektronen – sogenannte Kernelektronen – in der inneren Schale und vier Elektronen – sogenannte Valenzelektronen – in den äußersten Schalen hat.

Die Reihenfolge der Atomorbitale relativ zu ihren Energien kann mit solchen Diagrammen erinnert werden, wobei der Weg des Pfeils die Reihenfolge zeigt, in der die Elektronen den Orbitalen zugeordnet sind.

Diese Progression wird jedoch komplexer, wenn d- und f-Orbitale eingeführt werden und die Sequenz für Übergangselemente, Lanthanide und Actinide weniger vorhersehbar wird.