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.