Elektronenkonfiguration – Wikipedia

Die Elektronenkonfiguration gibt im Rahmen des Schalenmodells der Atomhülle die Verteilung der einzelnen Elektronen auf verschiedene Energiezustände und damit Aufenthaltsräume (Atomorbitale) an.

Der Zustand jedes Elektrons der Hülle wird nach dem Bohr-Sommerfeldschen Atommodell sowie dem Orbitalmodell durch vier Quantenzahlen bestimmt:

Quantenzahl	Zeichen	Wertebereich	Bezeichnung	Beispiele
Hauptquantenzahl (Schale)	${\displaystyle n}$	1, 2, 3, …	K, L, M, …	3
Nebenquantenzahl (Unterschale)	${\displaystyle l}$	0, … , n−1	s, p, d, f, …	0, 1, 2
magnetische Drehimpulsquantenzahl	${\displaystyle m_{l}}$	${\displaystyle -l}$, … , ${\displaystyle +l}$	s,  px,y,z, dyz,xz,xy,z²,x²-y², …	−2, −1, ±0, +1, +2
magnetische Spinquantenzahl	${\displaystyle m_{s}}$	−½, +½	↓, ↑	−½, +½

Gemäß dem Pauli-Prinzip darf der Zustand keiner zwei Elektronen eines Atoms in allen vier Quantenzahlen übereinstimmen. Mit diesem Prinzip lässt sich zeigen, dass sich die Elektronen auf die verschiedenen erlaubten Zustände und damit auf die Schalen und Unterschalen verteilen.

Die Hauptquantenzahlen legen die Schalen fest, die Nebenquantenzahlen die Unterschalen. Jede Schale kann gemäß den Beschränkungen von ${\displaystyle l}$, ${\displaystyle m_{l}}$ und ${\displaystyle m_{s}}$ mit maximal 2n² Elektronen besetzt werden. Die Schalen werden aufsteigend, beginnend bei der Kernschale, mit Großbuchstaben bezeichnet: K, L, M, N, O, P, Q... Die Orbitale werden entsprechend den Serien von Spektrallinien benannt, die ein angeregtes Elektron aussendet, wenn es in sein ursprüngliches Orbital zurückfällt; die ersten vier Serien heißen aus historischen Gründen s („sharp“), p („principal“), d („diffuse“) und f („fundamental“).

Die äußerste besetzte Schale (Valenzschale) bestimmt das chemische Verhalten und ist daher maßgeblich für die Einordnung ins Periodensystem.

Mit steigender Elektronenzahl der Elemente werden die möglichen Zustände – bei den niedrigen Energien beginnend – besetzt. Gemäß der Hundschen Regel werden dabei die Orbitale gleicher Energie zuerst einfach, dann doppelt belegt.

Die Unterschalen werden in folgender Reihenfolge besetzt (zeilenweise, d. h. periodenweise geordnet):

1. Periode: 1s

2. Periode: 2s 2p

3. Periode: 3s 3p

4. Periode: 4s 3d 4p

5. Periode: 5s 4d 5p

6. Periode: 6s 4f 5d 6p

7. Periode: 7s 5f 6d …

Im Periodensystem entspricht die Besetzung des s-Orbitals einer neuen Schale dem Sprung in eine neue Periode.

Die Elektronenkonfiguration eines Atoms wird durch die besetzten Unterschalen beschrieben:^[1]

• Der Nummer der Schale folgt der Buchstabe für die Unterschale und hochgestellt die Anzahl der Elektronen in der Unterschale. So ergibt sich z. B. für die mit 5 Elektronen besetzte 2. Unterschale (l = 1 bzw. p) der 3. Schale (n = 3 bzw. M) die Schreibweise 3p⁵.
• Bei mehreren Unterschalen wird die gemeinsame Schale weggelassen: Aus 2s² 2p³ wird 2s² p³.
• Bei einer weiter verkürzten Schreibweise wird das Kürzel des Edelgases mit der nächstkleineren Ordnungszahl in eckige Klammern gesetzt und damit die fehlenden Unterschalen des darzustellenden Elements angegeben.

Beispiel Chlor: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁵ →[Ne] 3s² 3p⁵.

Dabei sind die Unterschalen nicht nach dem Aufbauprinzip anzugeben, sondern in der Reihenfolge der Hauptquantenzahl; also z. B. für Europium: [Xe] 4f⁷ 6s².

Daneben ist noch die Zellen- oder auch Pauling-Schreibweise als anschauliche grafische Darstellung üblich.

• Auflistung der Elektronenkonfiguration
• Elektronenkonfigurationen im Periodensystem

1. ↑ Michael Binnewies, Maik Finze, Manfred Jäckel, Peer Schmidt, Helge Willner, Geoff Rayner-Canham: Allgemeine und Anorganische Chemie. In: SpringerLink. 2016, S. 38–40, doi:10.1007/978-3-662-45067-3.