Atomorbitale - Elektronenkonfigurationen

ATOMBAU

III. Orbitale

Übersicht	4 Quantenzahlen	Anschauliche Erklärung	Regeln
Konfigurationen	Kästchenschema	de Broglie	PSI-Funktion

Mögliche Elektronenkonfigurationen (für Atome mit niedrigen Ordnungszahlen)
Bei Elementen mit Ordnungszahlen ab 21 gilt kein einfaches "Stück für Stück" Aufbauprinzip mehr; die genaue Konfiguration sieht man dann in Tabellen nach.

In ansteigender Energie sind die Orbitale: 1s - 2s - 2p - 3s - 3p - 4s - 3d - 4p. (Beachte: 4s kommt vor 3d.) Die Orbitale werden nun unter Beachtung des Pauli-Prinzips und der Hundschen Regel schrittweise mit Elektronen besetzt. Als Symbol für die Konfiguration schreibt man die besetzten Orbitale an und dazu als Hochzahl die im Orbital vorhandenen Elektronen. (Die Hochzahl 1 wird nicht geschrieben.) Im Symbol werden die entarteten Zustände bei p-Orbitalen nicht gesondert notiert. In der grafischen Darstellung dazu, dem "Kästchenschema", wird aber richtig unter Anwendung der Hundschen Regel gezeichnet.

Ordnungs- zahl	Element	Symbol	Erklärung
1	H	1s	Das Orbital mit der niedrigsten Energie wird als erstes besetzt.
2	He	1s²	Im 1s-Orbital ist Platz für 2 Elektronen, daher wird dieses Orbital noch einmal besetzt. (Die Spins der beiden Elektronen sind antiparallel - damit ist das Pauli-Prinzip nicht verletzt.
3	Li	1s² 2s	Im 1s-Orbital kann kein 3. Elektron vorhanden sein. (Dann wären für ein Paar alle 4 Quantenzahlen gleich) Die Besetzung wird in der 2. Hauptschale fortgesetzt.
4	Be	1s² 2s²	Das 2s-Orbital kann doppelt besetzt werden.
5	B	1s² 2s² 2p	Eines der drei entarteten p-Orbitale wird besetzt.
6	C	1s² 2s² 2p²	Ein zweites p-Orbital wird besetzt. Im Symbol für die Konfiguration ist nicht erkennbar, dass zwei verschiedene p-Orbitale (z.B. p_x und p_y) jeweils einfach besetzt sind.
... 10	Ne	1s² 2s² 2p⁶	Die erste und die 2. Schale sind voll besetzt.
11	Na	1s² 2s² 2p⁶ 3s	Die Besetzung kann in der 3. Schale fortgesetzt werden.
... 18	Ar	1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶	s- und p- Orbitale der 3. Schale sind besetzt.
19	K	1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s	Vor der 3d-Schale wird die energetisch niedrigere 4s-Schale besetzt.
... 21	Sc	1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d	Erst nach der Besetzung des 4s-Orbitals mit 2 Elektronen beginnt die Besetzung der 3d-Orbitale. (Eines der 5 d-Orbitale besetzt.)

Das Konfigurationssymbol enthält die Verteilung der Elektronen auf die Orbitale. Diese Besetzung mit Elektronen ist auch tabelliert.
Eine wichtige Anwendung ist ein Verständnis der Periodensystems der chemischen Elemente.
{Wechselwirkungen zwischen den Elektronen sind dabei nicht beschrieben! Sie sind aber nur in physikalischen Experimenten zur Atomphysik wichtig!}

NICHT VERWECHSELN!
Wir sprechen hier von den Atomen. Als chemische Elemente kann man aber auch den Zustand auffassen, der in der Natur (auf der Erde) normalerweise vorkommt. Dann sind nur wenige Elemente auch Atome! Edelgase kommen in der Natur auch als Atome vor; das Element Neon besteht in der Natur aus Ne-Atomen. Bei den anderen Elementen ist der Zustand oft ein Molekül; Wasserstoff kommt als H₂, Sauerstoff kommt als O₂, Stickstoff als N₂, Chlor als Cl₂ vor. Metalle bilden ein Gitter aus vielen Bausteinen; Kohlenstoff kommt im Diamant und Graphit als Gitter aus vielen Bausteinen vor, die durch kovalente Bindungen verknüpft sind.

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