Wie man die Elektronenkonfiguration von Atomen versteht
Die elektronische Konfiguration eines Atoms ist eine Möglichkeit, die Anordnung seiner Elektronen in verschiedenen Energieebenen und Unterbereichen um den Kern zu beschreiben. Die elektronische Konfiguration eines Atoms bestimmt viele seiner physikalischen und chemischen Eigenschaften, wie seine Reaktion mit anderen Atomen, wie es Elektrizität leitet und wie es sich in einem Magnetfeld verhält.
Was ist ein Elektron?
Ein Elektron ist ein negativ geladenes Teilchen, das um den Kern eines Atoms kreist. Der Kern besteht aus positiv geladenen Protonen und neutralen Neutronen. Die Anzahl der Protonen im Kern definiert die Ordnungszahl eines Elements, und die Anzahl der Elektronen in einem neutralen Atom entspricht der Anzahl der Protonen.
Elektronen haben verglichen mit Protonen und Neutronen sehr wenig Masse und bewegen sich sehr schnell auf ihren Umlaufbahnen. Die Umlaufbahnen sind keine kreisförmigen Pfade, sondern eher Bereiche im Raum, in denen die Elektronen am wahrscheinlichsten gefunden werden. Diese Bereiche werden als Orbitale oder Unterhüllen bezeichnet und haben je nach ihrer Energieebene verschiedene Formen und Größen.
Was ist eine Energieebene?
Eine Energieebene ist eine Hauptschale oder -bahn, die eine oder mehrere Unterhüllen oder Orbitale enthält. Die Energieebene eines Orbitals wird durch seinen Abstand vom Kern bestimmt: Je näher es ist, desto niedriger ist seine Energie; je weiter entfernt, desto höher ist seine Energie.
Die Energieebenen werden von 1 bis 7 nummeriert, beginnend mit derjenigen, die dem Kern am nächsten ist. Die erste Energieebene kann bis zu 2 Elektronen halten, die zweite bis zu 8, die dritte bis zu 18 und so weiter. Die Formel zur Berechnung der maximalen Anzahl von Elektronen in einer Energieebene lautet 2n^2, wobei n die Nummer der Energieebene ist.
Was ist eine Unterhülle?
Eine Unterhülle ist eine Unterteilung einer Energieebene, die ein oder mehrere Orbitale mit gleicher Form und Energie enthält. Die Unterhüllen werden durch Buchstaben benannt: s, p, d, f, g usw., entsprechend den Orbitalquantenzahlen 0, 1, 2, 3, 4 usw. Die Anzahl der Unterhüllen in einer Energieebene entspricht der Nummer der Energieebene: Zum Beispiel hat die erste Energieebene eine Unterhülle (s), die zweite zwei (s und p), die dritte drei (s, p und d) und so weiter.
Die maximale Anzahl von Elektronen, die in einer Unterhülle passen, wird durch die Formel 2(2l + 1) gegeben, wobei l die Orbitalquantenzahl ist. Zum Beispiel kann die s-Unterhülle bis zu 2 Elektronen, die p-Unterhülle bis zu 6, die d-Unterhülle bis zu 10 und die f-Unterhülle bis zu 14 Elektronen halten.
Was ist ein Orbital?
Ein Orbital ist ein Bereich im Raum innerhalb einer Unterhülle, in dem ein Elektron mit einer bestimmten Wahrscheinlichkeit gefunden werden kann. Die Form und Größe eines Orbitals hängen von seiner Energieebene und Unterhülle ab: Zum Beispiel sind s-Orbitale kugelförmig, p-Orbitale stummelförmig, d-Orbitale kleeblattförmig oder komplex, und f-Orbitale sind noch komplexer.
Jedes Orbital kann bis zu 2 Elektronen mit entgegengesetztem Spin aufnehmen: eins, das im Uhrzeigersinn rotiert, und eins, das gegen den Uhrzeigersinn rotiert. Der Spin ist eine weitere Eigenschaft von Elektronen, die ihr magnetisches Verhalten beeinflusst.
Wie schreibt man die elektronische Konfiguration eines Atoms?
Die elektronische Konfiguration eines Atoms wird geschrieben, indem alle besetzten Unterhüllen mit der Anzahl der Elektronen in Hochstellung aufgelistet werden. Zum Beispiel ist die elektronische Konfiguration des Wasserstoffs (H) mit einem Elektron 1s^1; die elektronische Konfiguration des Heliums (He) mit zwei Elektronen 1s^2; die elektronische Konfiguration des Lithiums (Li) mit drei Elektronen 1s^2 2s^1; und so weiter.
Die Reihenfolge, in der die Unterhüllen gefüllt werden, folgt einem Prinzip, das Aufbau-Prinzip genannt wird: Elektronen besetzen zunächst die niedrigste Energieorbitale, bevor sie zu höheren Energieorbitalen übergehen.
Wie wendet man das Aufbau-Prinzip an?
Um die elektronische Konfiguration eines Atoms mit dem Aufbau-Prinzip zu schreiben, müssen wir diese Schritte befolgen:
Beginne mit dem niedrigsten Energieorbital, welches das 1s-Orbital ist, und fülle es mit bis zu zwei Elektronen.
Gehe zum nächstniedrigen Energieorbital, welches das 2s-Orbital ist, und fülle es mit bis zu zwei Elektronen.
Gehe zum nächstniedrigen Energieorbital, welches das 2p-Orbital ist, und fülle es mit bis zu sechs Elektronen.
Fahre mit diesem Prozess fort, bis alle Elektronen des Atoms Orbitale zugewiesen bekommen haben.
Um die Schreibweise der elektronischen Konfigurationen zu vereinfachen, können wir eine Kurznotation verwenden, die das Symbol des vorherigen Edelgases in eckigen Klammern verwendet, um die inneren Elektronen darzustellen, die in einer stabilen Konfiguration sind. Zum Beispiel können wir statt 1s^2 2s^2 2p^6 für Neon (Ne) [He] 2s^2 2p^6 schreiben, wobei [He] die Konfiguration des Heliums (He) repräsentiert.
Wir können auch ein Diagramm namens Orbitaldiagramm oder Elektronenkonfigurationsdiagramm verwenden, um die Verteilung der Elektronen in Orbitale mit Pfeilen oder Kreisen darzustellen. Die Pfeile repräsentieren den Spin der Elektronen und müssen in jedem Orbital mit entgegengesetztem Spin gepaart sein. Die Kreise repräsentieren die Elektronen ohne ihre Spins zu zeigen.
Welche Ausnahmen gibt es vom Aufbau-Prinzip?
Das Aufbau-Prinzip funktioniert gut für die meisten Elemente, aber es gibt einige Ausnahmen, bei denen Elektronen die Orbitale nicht nach ihren Energieebenen füllen. Diese Ausnahmen treten auf, weil einige Atome stabiler sind, wenn sie halb gefüllte oder vollständig gefüllte Unterhüllen haben, insbesondere im d- und f-Block.
Zum Beispiel hat Chrom (Cr) eine Ordnungszahl von 24, was bedeutet, dass es 24 Elektronen hat. Laut dem Aufbau-Prinzip sollte seine elektronische Konfiguration [Ar] 4s^2 3d^4 sein, wobei [Ar] die Konfiguration des Argons (Ar) repräsentiert. Diese Konfiguration ist jedoch nicht sehr stabil, da die 3d-Unterhülle nur teilweise mit vier Elektronen gefüllt ist. Eine stabilere Konfiguration ist [Ar] 4s^1 3d^5, wobei sowohl die 4s- als auch die 3d-Unterhülle jeweils halb gefüllt sind, mit einem und fünf Elektronen.
Ein weiteres Beispiel ist Kupfer (Cu), das eine Ordnungszahl von 29 und 29 Elektronen hat. Laut dem Aufbau-Prinzip sollte seine elektronische Konfiguration [Ar] 4s^2 3d^9 sein, wobei [Ar] die Konfiguration des Argons (Ar) repräsentiert. Diese Konfiguration ist jedoch nicht sehr stabil, da die 3d-Unterhülle nur teilweise mit neun Elektronen gefüllt ist. Eine stabilere Konfiguration ist [Ar] 4s^1 3d^10, wobei sowohl die 4s- als auch die 3d-Unterhülle jeweils vollständig gefüllt sind, mit einem und zehn Elektronen.
Es gibt weitere Ausnahmen vom Aufbau-Prinzip in den Übergangsmetallen (d-Block) und den Lanthanoiden und Actinoiden (f-Block). Um diese Ausnahmen zu identifizieren, müssen wir uns die beobachteten elektronischen Konfigurationen anschauen und sie mit den vorhergesagten basierend auf ihren Energieebenen vergleichen.
Warum ist die elektronische Konfiguration eines Atoms wichtig?
Die elektronische Konfiguration eines Atoms ist wichtig, weil sie viele seiner physikalischen und chemischen Eigenschaften bestimmt. Zum Beispiel:
