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Elektronenkonfiguration

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Die Autor*innen
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André Otto
Elektronenkonfiguration
lernst du in der 11. Klasse - 12. Klasse - 13. Klasse

Grundlagen zum Thema Elektronenkonfiguration

Die Elektronenkonfiguration in der Chemie

Die Elektronenkonfiguration von chemischen Elementen beschreibt die Verteilung der Elektronen auf die verschiedenen Atomorbitale (Aufenthaltsräume in der Atomhülle) eines Atoms. Diese räumliche Verteilung geht dabei auch mit einer Unterscheidung verschiedener Energiezustände einher.

Die Elektronenkonfiguration drückt aus, wie die Elektronen eines Atoms auf verschiedene Orbitale in der Atomhülle verteilt sind. Diese entsprechen unterschiedlichen Energiezuständen, welche die Elektronen einnehmen können.

Atomorbitale

Atomorbitale stellen die Orte der größten Aufenthaltswahrscheinlichkeit für Elektronen in einem Atom dar. In jedem Orbital können sich bis zu zwei Elektronen aufhalten, diese haben dann allerdings einen entgegengesetzten Spin. Je nach Schale gibt es mehrere unterschiedliche Orbitale. In der ersten Schale findet man nur das kugelförmige $s$-Orbital, während in der zweiten Schale hantelförmige $p$-Orbitale dazukommen. In der dritten Schale kommen $d$-Orbitale hinzu und in der vierten Schale gibt es auch $f$-Orbitale. Wie diese aussehen, ist in der folgenden Abbildung vereinfacht dargestellt.

Atomorbitale

Quantenzahlen

Um die Elektronen zu charakterisieren, also Ort, Lage, Energiezustand und Ähnliches besser beschreiben zu können, werden die Quantenzahlen genutzt. Diese geben an, in welchem Orbital sich ein Elektron befindet.

  • Die Hauptquantenzahl $n$ liefert wichtige Informationen über die Energie des Elektrons und bezieht sich auf die Nummer der Schale im Atom.
  • Die Nebenquantenzahl $l$ gibt die Orbitale $s$, $p$, $d$ und $f$ an, in denen sich ein Elektron befindet.
  • Die Magnetquantenzahl $m$ gibt ab dem $p$-Orbital die Ausrichtung des jeweiligen Orbitals an.
  • Die Spinquantenzahl $s$ (auch spin genannt) sorgt dafür, dass zwei Elektronen auf demselben Orbital nicht identisch bezeichnet werden. Es gilt $s=\pm \frac {1}{2}$. In jedem einzelnen Orbital gibt es höchstens zwei Elektronen: eines mit positivem Spin (spin up) und eines mit negativem Spin (spin down).

In der folgenden Abbildung sind noch einmal $s$-, $p$-, $d$- und $f$-Orbitale dargestellt, diesmal auch mit ihren unterschiedlichen Ausrichtungen und den zugehörigen Quantenzahlen. Dabei entspricht $n=1$ der $\text{K}$-Schale, $n=2$ der $\text{L}$-Schale, $n=3$ der $\text{M}$-Schale und $n=4$ der $\text{N}$-Schale. Außerdem bezeichnet $l=0$ das $s$-Orbital, $l=1$ die $p$-Orbitale, $l=2$ die $d$-Orbitale und $l=3$ die $f$-Orbitale der jeweiligen Schale.

Orbitale und Quantenzahlen

Es gibt also jeweils ein $s$-Orbital in jeder Schale, allerdings jeweils drei $p$-Orbitale in jeder Schale ab der zweiten, jeweils $5$ $d$-Orbitale ab der dritten Schale und $7$ $f$-Orbitale ab der vierten.

Elektronenkonfiguration bestimmen

In der Elektronenkonfiguration eines Atoms werden die Informationen der Quantenzahlen zusammengefasst, um die Verteilung der Elektronen in der Atomhülle wiederzugeben. Bei der Bestimmung der Elektronenkonfiguration gibt es ein paar grundsätzliche Regeln:

Aufbauprinzipien

  • Energieprinzip: Die Orbitale werden beginnend mit der niedrigsten Schale von unten nach oben besetzt. Die niedrigste freie Schale entspricht immer dem für die Elektronen günstigsten Energiezustand.
  • Hund’sche Regel: In einem einzelnen Orbital können sich maximal zwei Elektronen aufhalten. Allerdings werden Orbitale mit gleicher Energie zunächst mit jeweils nur einem Elektron besetzt, bevor sie dann nacheinander mit je einem zweiten Elektron aufgefüllt werden.
  • Pauli-Prinzip: Befinden sich zwei Elektronen im gleichen Orbital, haben sie entgegengesetzte Spins.

Nach diesen Grundregeln erfolgt die Besetzung der Orbitale und damit die Elektronenkonfiguration eines Atom. Dazu sehen wir uns nun noch Beispiele an.

Die Elektronenkonfiguration am Beispiel Natrium

Am Beispiel des Natriums bestimmen wir nun einmal die Elektronenkonfiguration. Natrium hat die Ordnungszahl $11$, demnach hat ein Natrium-Atom $11$ Elektronen. Vereinfacht können wir ein Diagramm zeichnen, bei dem die erste Schale $\left(\text{K} \right)$ mit zwei Elektronen besetzt ist. Die zweite Schalte $\left(\text{L} \right)$ enthält acht Elektronen und in der äußersten $\left(\text{M} \right)$ befindet sich noch ein Elektron. Für die Besetzungsreihenfolge der Orbitale hilft dieses Schema:

Belegung der Schalen mit Elektronen

Hier ist abgebildet, in welcher Reihenfolge die Orbitale besetzt werden. Wie bereits erwähnt, erfolgt die Besetzung von unten nach oben, allerdings gibt es gewisse Unregelmäßigkeiten in dieser vereinfachten Reihenfolge. In der Abbildung kannst du erkennen, dass beispielsweise das $4s$-Orbital vor dem $3d$-Orbital besetzt wird.

Das Natrium-Atom hat allerdings weder ein $3d$- noch ein $4s$-Orbital. Zuerst wird das $1s$-Orbital in der ersten Schale mit zwei Elektronen besetzt und ist damit gefüllt. Die Anzahl der Elektronen im Orbital können wir als Exponenten schreiben, also so: $1s^{2}$. Das $2s$-Orbital in der zweiten Schale ist ebenfalls zweifach besetzt. Die drei $2p$-Orbitale haben alle die gleiche Energie, werden also zunächst einfach besetzt und dann aufgefüllt. Dann bleibt noch ein Elektron übrig. Dieses kommt in die $M$-Schale und wird ins $3s$-Orbital geschrieben. Für Natrium ergibt sich demnach die Elektronenkonfiguration: $1s^{2} 2s^{2} 2p^{6} 3s^{1}$.
Dies stellt eine verkürzte Schreibweise der Elektronenkonfiguration dar. Daneben gibt es noch die etwas ausführlichere Darstellung in einem Energieschema. In der folgenden Abbildung siehst du links die Schalen des Natrium-Atoms als Energiezustände in Form von Querstrichen dargestellt. $E$ bezeichnet die damit verbundene Energie, die von Schale zu Schale von unten nach oben zunimmt. Die Elektronen in den Schalen sind hier einfach als Punkte dargestellt. Rechts daneben ist eine ähnliche Darstellung zu sehen, die allerdings noch ein bisschen mehr Details enthält. Die Elektronen sind hier als Pfeile (↑ für spin up und ↓ für spin down) auf den Querstrichen dargestellt. Daneben stehen die Bezeichnungen, die auch in der Kurzschreibweise der Elektronenkonfiguration (unten im Bild) verwendet werden.

Elektronenkonfiguration von Natrium

Beachte, dass in der detaillierten Darstellung die drei $2p$-Orbitale nicht die gleiche Energie haben wie die $2s$-Orbitale, sondern energetisch gesehen zwischen dem $2s$-Orbital und dem $3s$-Orbtital sitzen.

Elektronenkonfigurationen einiger Elemente – Beispiele

Im Folgenden werden die Elektronenkonfigurationen der ersten zwölf Elemente des Periodensystems aufgelistet.

Element Symbol Ordnungs-
zahl
Elektronen-
konfiguration
Valenz-
elektronen
Magnesium $\text{Mg}$ $12$ $1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}$ $2$
Natrium $\text{Na}$ $11$ $1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{1}$ $1$
Neon $\text{Ne}$ $10$ $1s^{2}2s^{2}2p^{6}$ $8$ (volle Schale)
Fluor $\text{F}$ $9$ $1s^{2}2s^{2}2p^{5}$ $7$
Sauerstoff $\text{O}$ $8$ $1s^{2}2s^{2}2p^{4}$ $6$
Stickstoff $\text{N}$ $7$ $1s^{2}2s^{2}2p^{3}$ $5$
Kohlenstoff $\text{C}$ $6$ $1s^{2}2s^{2}2p^{2}$ $4$
Bor $\text{B}$ $5$ $1s^{2}2s^{2}2p^{1}$ $3$
Beryllium $\text{Be}$ $4$ $1s^{2}2s^{2}$ $2$
Lithium $\text{Li}$ $3$ $1s^{2}2s^{1}$ $1$
Helium $\text{He}$ $2$ $1s^2$ $2$ (volle Schale)
Wasserstoff $\text{H}$ $1$ $1s^1$ $1$

Elektronenkonfiguration – Tabellarischer Steckbrief

In der folgenden Tabelle sind die Elektronenkonfigurationen vieler weiterer Elemente aufgelistet. Wenn in der Bezeichnung der Elektronenkonfiguration das Elementsymbol eines Edelgases in eckigen Klammern auftaucht (z. B. bei Lithium: $[\text{He}] 2 s^{1}$) bedeutet das, dass der erste Teil der Elektronenkonfiguration mit der des jeweiligen Edelgases (also z. B. der von Helium) übereinstimmt. Es handelt sich also um eine Kurzschreibweise (siehe Spalte Kurzform).

Tabellarischer Steckbrief

Zusammenfassung der Elektronenkonfiguration

  • Mit der Elektronenkonfiguration wird die Verteilung der Elektronen in der Atomhülle eines Atoms beschrieben.
  • Die Elektronenkonfiguration gibt die Besetzung der Orbitale wieder. Diese stellen einerseits eine Aufteilung in räumliche Bereiche, andererseits in verschiedene Energiezustände dar, welche die Elektronen in einem Atom einnehmen können.
  • Bei der Besetzung der Orbitale gibt es drei grundsätzliche Regeln:
    1. Die Schalen und Orbitale werden von unten nach oben besetzt, beginnend mit dem $1 s$-Orbital in der $\text{K}$-Schale.
    2. Jedes einzelne Orbital kann mit maximal zwei Elektronen besetzt werden, wobei zuerst alle Orbitale mit gleicher Energie jeweils einfach besetzt werden, bevor sie nacheinander aufgefüllt werden.
    3. Zwei Elektronen, die sich im gleichen Orbital befinden, haben entgegengesetzte Spins.
  • In der Kurzschreibweise der Elektronenkonfiguration werden Quantenzahlen verwendet. Schalen werden mit Zahlen benannt ($n = 1,2,3$ …), Orbitale mit Kleinbuchstaben ($l = s,p,d,f$ …) und die Anzahl der jeweils enthaltenen Elektronen mit einem Exponenten (z. B. $1s^2$ für zwei Elektronen im $1s$-Orbital) gekennzeichnet.

Häufig gestellte Fragen zum Thema Elektronenkonfiguration

Was ist eine Elektronenkonfiguration?
Wie bestimmt man die Elektronenkonfiguration?
Wie funktioniert die Elektronenkonfiguration?
Welche Elektronenkonfigurationen gibt es?
Wie finde ich die Elektronenkonfiguration?

Transkript Elektronenkonfiguration

Guten Tag und herzlich willkommen. In diesem Video geht es um Elektronenkonfiguration. An Vorkenntnissen solltet ihr Wissen über die Quantenzahlen, die Orbitale und den Atombau mitbringen. Mein Ziel ist es, euch Verständnis für die Darstellung der Elektronenkonfiguration zu vermitteln.

Das Video habe ich in 5 Abschnitte unterteilt. 1. Atombau und Quantenzahlen 2. 3 Aufbauprinzipien 3. Beispiele für Energieniveauschemata 4. Elektronenkonfigurationen für die ersten zwölf Elemente und 5. Zusammenfassung   1. Atombau und Quantenzahlen Ein Atom besteht zunächst einmal aus einem Atomkern. Dieser Atomkern ist aus Protonen und Neutronen aufgebaut. Den Atomkern umgibt die Elektronenhülle. Sie ist im Verhältnis zu Ersterem viel größer, als hier dargestellt. Um die einzelnen Elektronen zu charakterisieren, ihre Energie und Position im Raum darzustellen, benutzt man die Quantenzahlen. Die Quantenzahlen gewähren die vollständige Beschreibung der Elektronenhülle. Die erste Quantenzahl n ist die Hauptquantenzahl. Sie gibt wichtige Informationen über die Energie eines Elektrons an. Die nächste Quantenzahl l ist die Nebenquantenzahl. Sie gibt an, um welche Orbitale es sich handelt, auf denen sich die entsprechenden Elektronen befinden. s, p, d, f usw. m ist die Magnetquantenzahl. Für s-Orbitale besitzt sie keine Bedeutung. Ab p-Orbitalen gibt sie an, welche Ausrichtung das entsprechende Orbital im Raum besitzt. s ist die Spinquantenzahl, der sogenannte Spin. Die Spinquantenzahl gewährleistet, dass zwei Elektronen auf ein und demselben Orbital nicht identisch sind.

  1. 3 Aufbauprinzipien Es gibt 3 Aufbauprinzipien für die Besetzung der Orbitale mit Elektronen. Das 1. Prinzip ist das Energieprinzip oder auch Aufbauprinzip genannt. Es besagt, dass die Orbitale von der Energie her von unten nach oben besetzt werden. Die linke Darstellung ist also völlig korrekt, während die 2., auf der rechten Seite unzulässig ist. Das 2. Prinzip ist die Hundsche Regel. Betrachten wir 3 p-Orbitale, die mit 3 Elektronen besetzt werden sollen. Die Hundsche Regel besagt dann, dass zunächst jedes der 3 energetisch gleichen Orbitale mit einem Elektron besetzt wird. Es ist nicht erlaubt, dass ein Orbital bereits 2 Elektronen besitzt, bevor nicht alle 3 Orbitale mit Elektronen besetzt sind. Das dritte Aufbauprinzip ist das Pauli-Prinzip. Es besagt, dass die beiden Elektronen eines Orbitals immer unterschiedlichen Spin besitzen. Es ist nicht erlaubt, dass die beiden Elektronen eines Orbitals den gleichen Spin besitzen.

  2. Beispiele für Energieniveauschemata Wir wollen für das Natriumatom verschiedene Energieschemata darstellen. Vereinfacht, ausführlich und schematisch. Das einfache Elektronenschema gibt an, wie viele Elektronen im Natriumatom sich auf der jeweiligen Schale befinden. Auf k 2, auf l 8 und auf m 1 Elektron. Eine ausführliche Darstellung gewinnen wir, wenn wir zu den Orbitalen übergehen. Im Natriumatom haben wir auf dem 1s-Orbital 2 Elektronen und auf dem 2s-Orbital ebenfalls 2. Die 3 2p-Orbitale sind mit 6 Elektronen besetzt. Das 3s-Orbital enthält ein Elektron. Die Anzahl der Elektronen kann man auch mit hochgestellten Symbolen andeuten. 1s2, 2s2,2p6 und 3s1. Nach Vereinbarung kann man auch auf die schematische Darstellung der Energien verzichten. Man schreibt dann einfach 1s2,2s2,2p6,3s1. Betrachten wir nun ein Eisenatom. Als Hausaufgabe erhaltet ihr, die entsprechenden Energieschemata in einfacher und in schematischer Form darzustellen. Ich nenne euch hier nur die schematische Darstellungsweise. Wenn ihr eine richtige Darstellung getroffen habt, so muss sie mit meiner übereinstimmen: 1s2,2s2,2p6,3s2,3p6,4s2,3d6. Ihr habt richtig geschaut. 4s2 kommt vor 3d6. Es hat hier eine Energieverschiebung stattgefunden. An dieser Stelle solltet ihr, soweit ihr keine tieferen Vorkenntnisse besitzt, einen Fehler in der Hausaufgabe gemacht haben, aber ihr könnt nichts dafür. Korrigiert ihn bitte. Dass die Abfolge der einzelnen Orbitale richtig ist, kann man am Periodensystem der Elemente erkennen. Wir werden noch darauf zurückkommen. Die Darstellung der Energieniveauschemata durch die Formalismen rechtsseitig für das Natrium- und Eisenatom, werden als Elektronenkonfiguration bezeichnet.   4.Elektronenkonfigurationen für die ersten 12 Elemente des Periodensystems Die 1. 12 Elemente des Periodensystems der Elemente lauten: Wasserstoff, Helium, Lithium, Beryllium, Bor, Kohlenstoff, Stickstoff, Sauerstoff, Fluor, Neon, Natrium, Magnesium. Die Elektronenkonfigurationen dieser 12 chemischen Elemente werden exakt durch die entsprechenden Quantenzahlen n,l,m und s gegeben. Ich habe m und s in Klammern gesetzt, weil man diese beiden Quantenzahlen aus den Elektronenkonfigurationen nicht eindeutig ablesen kann. Kommen wir zu unserer Tabelle. Die 1. Spalte ist für die 12 Elemente vorgesehen. In die 2. Spalte werde ich die 12 entsprechenden Symbole eintragen. Die 3. Spalte ist für die entsprechenden Ordnungszahlen vorgesehen. In der 4. Spalte werde ich die Elektronenkonfiguration aufführen. Und in der letzten Spalte werde ich die Anzahl der Valenzelektronen angeben. Wir beginnen mit dem chemischen Element Magnesium. Es hat das Symbol Mg. Magnesium hat die Ordnungszahl 12. Die Elektronenkonfiguration des Magnesiumatoms lautet 1s2,2s2,2p6,3s2. Das Magnesiumatom hat 3s2 2 Valenzelektronen. Natrium hat das chemische Symbol Na. Natrium hat die Ordnungszahl 11. Die Elektronenkonfiguration des Natriumatoms lautet 1s2,2s2,2p6,3s1. Ein Natriumatom hat auf der Außenschale, das ist die 3. Schale, 1 Außenelektron 3s1. Außenelektron und Valenzelektron sind synonyme Begriffe. Das chemische Element Neon hat das Symbol Ne und die Ordnungszahl 10. Die Elektronenkonfiguration des Neonatoms lautet 1s2,2s2,2p6. Wir zählen die Valenzelektronen zusammen. Das sind alle Elektronen auf der äußeren Schale 2, also 2s2+2p6. Das macht zusammen 8 Valenzelektronen. Damit ist die 2. Schale vollständig besetzt. Das chemische Element Fluor hat das Symbol F und die Ordnungszahl 9. Die Elektronenkonfiguration lautet 1s2,2s2,2p5. Es hat auf der äußeren Schale, das ist die 2. Schale, 2s2+2p5, 7 Valenzelektronen. Das chemische Element Sauerstoff hat das Symbol O und die Ordnungszahl 8. Die Elektronenkonfiguration lautet 1s2,2s2,2p4. Das macht zusammen 2s2+2p4, 6 Valenzelektronen. Das chemische Element Stickstoff hat das Symbol N und die Ordnungszahl 7. Die Elektronenkonfiguration eines Atoms lautet 1s2,2s2,2p3. Die Anzahl der Valenzelektronen, der Elektronen auf der äußeren, der 2. Schale beträgt 2s2+2p3=5. Das chemische Element Kohlenstoff hat das Symbol C und die Ordnungszahl 6. Die Elektronenkonfiguration eines Atoms lautet 1s2,2s2,2p2. Die Zahl der Valenzelektronen, der Elektronen auf der äußeren, der 2. Schale beträgt 2s2+2p2=4. Das chemische Element Bor hat das Symbol B und die Ordnungszahl 6. Die Elektronenkonfiguration eines Boratoms lautet 1s2,2s2,2p1. Ein Boratom hat somit 2s2+2p1=3 Valenzelektronen. Das chemische Element Beryllium hat das Symbol Be und die Ordnungszahl 4. Seine  Elektronenkonfiguration lautet 1s2,2s2. Es hat auf der Außenschale 2 Valenzelektronen. Das chemische Element Lithium hat das Symbol Li und die Ordnungszahl 3. Die Elektronenkonfiguration eines Lithiumatoms lautet 1s2,2s1. 2s1, es hat somit 1 Valenzelektron. Das chemische Element Helium hat das Symbol He und die Ordnungszahl 2. Die Elektronenkonfiguration eines Heliumatoms lautet 1s2. Ein Heliumatom hat 2 Valenzelektronen. Es besitzt somit eine volle Schale. Kommen wir nun zum einfachsten aller Atome, dem Wasserstoffatom. Es hat das Symbol H und die Ordnungszahl 1. Die Elektronenkonfiguration ist die einfachste, 1s1. Es besitzt ein einziges Elektron, das gleichsam sein Valenzelektron ist.

  3. Zusammenfassung Wichtig für das Verständnis des Baus eines Elektrons ist die exakte Beschreibung seiner Elektronenhülle. Dafür dienen die Quantenzahlen n, l, m und s. Die Hauptquantenzahl m charakterisiert die Energie eines Elektrons. Die Nebenquantenzahl l gibt im Wesentlichen an, um welches Orbital es sich handelt, z.B. s oder p. Die Magnetquantenzahl m gibt an, in welche Richtung das Orbital ausgerichtet ist. Bei den p-Orbitalen z.B. in x-Richtung, y- oder z-Richtung. Die Spinquantenzahl s dient zur Unterscheidung zweier Elektronen auf ein und demselben Orbital. Ein Atom ist nach 3 Prinzipien aufgebaut. Das 1. ist das Energieprinzip, oder das eigentliche Aufbauprinzip. Es gibt an, dass ein Atom energetisch von unten nach oben mit Elektronen aufgefüllt wird. Das 2. Prinzip ist die Hundsche Regel. Diese fordert, dass Orbitale mit gleicher Energie zunächst mit einem Elektron aufgefüllt werden. Erst wenn alle Orbitale besetzt sind, wird das 1. Orbital mit dem 2. Elektron aufgefüllt usw. Das Pauli-Prinzip fordert, dass 2 Elektronen ein und desselben Orbitals einen unterschiedlichen Spin aufweisen. Daher ist die rote schematische Darstellung nicht zulässig. Um die energetische Anordnung der Elektronen eines Atoms darzustellen, bedient man sich sogenannter Energieschemata. Bei einer vereinfachten Darstellung reicht es, dass man die Elektronen entweder auf das Niveau 1 oder 2, entsprechend k oder l schreibt. Eine vollständige Darstellung erhält man erst dann, wenn man die entsprechenden Orbitale angibt, wie z.B. rechts daneben 1s2 und 2s1. Die Hochzahlen geben die Besetzungen mit Elektronen an. Demzufolge gilt 1s2,2s1 auch als Energieschema. Die Elektronenstruktur des Atoms, die sogenannte Elektronenkonfiguration ist damit gegeben. Für ein Eisenatom lautet sie 1s2,2s2,2p6,3s2,3p6,4s2,3d6. Im Video wurden die Elektronenkonfigurationen für die ersten 12 Elemente des Periodensystems der Elemente, Wasserstoff bis Magnesium, tabelliert.

Ich danke für die Aufmerksamkeit. Alles Gute. Auf Wiedersehen.        

13 Kommentare
13 Kommentare
  1. Toll - ich habe es endlich verstanden. Danke!!!

    Von Lika Pri, vor etwa 5 Jahren
  2. Tolle Videos!

    Von Vs1, vor mehr als 6 Jahren
  3. Der Phosphor hat 15 Elektronen. Diese verteilen sich wie folgt in den Orbitalen: 2 im 1s Orbital, 2 im 2s Orbital, 6 in den 2p-Orbitalen. Diese Orbitale sind voll besetzt. Zusammen sind also 10 Elektronen in den vollbesetzten Orbitalen. Die 5 noch fehlenden Elektronen sind auf das 3s und die 3p Orbitale verteilt. Genauer: 2 Elektronen im 3s Orbital. Damit ist es wieder vollbesetzt. Und 3 Elektronen in den 3p Orbitalen. Das wird auch genauso in der Übung angezeigt.

    Viel Spaß weiterhin mit der Chemie!

    Von Bianca Blankschein, vor mehr als 7 Jahren
  4. Die Antwort wird dir das Fachmanagement oder der Autor der Übung in der anbrechenden Woche liefern.
    Alles Gute

    Von André Otto, vor mehr als 7 Jahren
  5. wieso kommt man bei der Übung vier nicht auf 15 Elektronen sondern auf nur 14 wenn man es richtig verteilt?

    Von Hnsfnovalis, vor mehr als 7 Jahren
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Elektronenkonfiguration Übung

Du möchtest dein gelerntes Wissen anwenden? Mit den Aufgaben zum Video Elektronenkonfiguration kannst du es wiederholen und üben.
  • Bestimme die korrekt besetzten Orbitale.

    Tipps

    Denke an die Hundsche Regel und an das Pauli-Prinzip.

    Lösung

    Für die Besetzung der Orbitale mit Elektronen gibt es drei Aufbauprinzipien:

    • Die Energieniveaus werden von unten nach oben besetzt.
    • Hundsche Regel: Alle energetisch gleichen Orbitale werden zunächst einfach mit einem Elektron besetzt.
    • Pauli-Prinzip: Die Elektronen eines Orbitals müssen immer einen unterschiedlichen Spin besitzen.
    Das dritte Beispiel verstößt also gegen das Pauli-Prinzip und das vierte Beispiel gegen die Hundsche Regel.

  • Stelle die Elektronenkonfiguration zu folgenden Elementen auf.

    Tipps

    Schau dir an, wo die Elemente im Periodensystem stehen.

    Die Ordnungszahl verrät dir die Gesamtanzahl an Elektronen.

    s-Orbitale können maximal mit zwei Elektronen besetzt werden, die drei p-Orbitale mit maximal 6.

    Du beginnst immer auf dem niedrigsten Energieniveau.

    Lösung

    Im Peridodensystem der Elemente kannst du die Ordnungszahlen der einzelnen Elemente ablesen. Diese verraten dir die Anzahl der Elektronen, die das Atom des Elementes besitzt. Bei Lithium sind es drei Elektronen, bei Kohlenstoff sechs, bei Fluor neun und bei Natrium sind es elf Elektronen.

    Nun beginnst du mit der Besetzung der Orbitale. Dabei wird immer mit dem energetisch niedrigsten Orbital begonnen, also mit dem 1s-Orbital. Das s-Orbital kann maximal zwei Elektronen aufnehmen. In die drei p-Orbitale können maximal sechs Elektronen aufgenommen werden.

  • Beschreibe das Energieniveauschema für Eisen.

    Tipps

    Als erstes werden die energieärmsten Niveaus besetzt.

    In s-Orbitalen befinden sich maximal zwei Elektronen.

    Lösung

    Eisen besitzt 26 Elektronen. Diese werden nun nach aufsteigender Energie in die einzelnen Energieniveaus verteilt. Zuerst also das 1s-Orbital. Ab der zweiten Schale kommen dann zum 2s-Orbital auch noch p-Orbitale dazu. Ab der dritten Schale kommen dann die d-Orbitale hinzu.

    Bemerkenswert ist, dass das 4s-Orbital energetisch unter den 3d-Orbitalen liegt und somit zuerst besetzt wird.

    Entsprechend der Hundschen Regel werden die d-Orbitale erst alle einfach besetzt und nur im ersten d-Orbital befinden sich zwei Elektronen.

  • Bestimme die Elektronenkonfiguration zu folgenden Elementen.

    Tipps

    Beginne immer mit dem niedrigsten Energieniveau.

    Die Ordnungszahl verrät dir die Gesamtanzahl der Elektronen.

    Lösung

    An der Ordnungszahl des Elementes kannst du die Gesamtzahl der Elektronen ablesen. Die Elektronenkonfiguration ergibt sich nun, indem du die Elektronen entsprechend in die Orbitale verteilst. Dabei gehst du immer vom energetisch geringsten weiter zum nächsthöheren Orbital. Das erste Orbital ist das 1s-Orbital.

    Merken solltest du dir, dass das 4s-Orbital unter den 3d-Orbitalen liegt. Es wird also zunächst das 4 s-Orbital besetzt.

  • Erkläre, was die Quantenzahlen angeben.

    Tipps

    Es gibt vier Quantenzahlen:

    • die Hauptquantenzahl n
    • die Nebenquantenzahl l
    • die Magnetquantenzahl m
    • die Spinquantenzahl s
    Was beschreiben diese Zahlen?

    Lösung

    Die Quantenzahlen dienen der Charakterisierung und eindeutigen Identifikation der Elektronen. Sie geben Auskunft über Position und Energie der Elektronen. Dabei hat jedes Elektron seinen ganz eigenen Satz von vier Quantenzahlen (n, l, m, s).

    Die Hauptquantenzahl bestimmt das Energieniveau des Elektrons, die Nebenquantenzahl das Orbital, die Magnetquantenzahl die Ausrichtung des Orbitals und die Spinquantenzahl die Ausrichtung des Elektrons.

  • Bestimme, auf welchem Orbital die Außenelektronen folgender Elemente liegen.

    Tipps

    Nimm dein PSE zur Hand. An welchen Stellen stehen die genannten Elemente?

    Lösung

    Das Peridoensystem ist systematisch aufgebaut. Die Elemente sind aufsteigend nach ihrer Ordnungszahl sortiert. Wenn du dir die Elemente der ersten beiden Hauptgruppen ansiehst, wirst du feststellen, dass ihre Außenelektronen immer in einem s-Orbital liegen. Diese beiden Hauptgruppen werden daher auch s-Block genannt. Calcium ($Ca$) und Cäsium ($Cs$) sind hier zu finden.

    Die Elemente der III.-VIII. Hauptgruppe, dazu gehören Silicium ($Si$), Arsen ($As$) und Selen ($Se$), haben ihre Außenelektronen immer in p-Orbitalen, weshalb diese Hauptgruppen auch zusammenfassend als p-Block bezeichnet werden.

    Die Übergangsmetalle, die du in den Nebengruppen findest, haben ihre Außenelektronen auf den d-Orbitalen. Dieser Block wird auch d-Block genannt. Zink ($Zn$), Kupfer ($Cu$) und Chrom ($Cr$) zählen zu diesen Übergangsmetallen.