Elektronenkonfiguration leicht bestimmen

Wenn du weißt, in welches Orbital ein Elektron kommt, wenn man das PSE entlanggeht, dann hast Du auch alles, was du brauchst, um die Elektro­nen­konfi­gura­tion zu bestimmen.

Was ist eine Elektronenkonfiguration?

Eine Elektro­nen­konfi­gura­tion wird wie folgt angegeben: Sie sagt aus, welche Orbitale wie befüllt sind bei einem bestimmten Element. Im Prinzip gibt es immer nur drei Informationen pro Block: Wir listen also lediglich auf. Im Gegensatz zum Aufbau-Prinzip machen wir uns aber nicht nur Gedanken darüber, in welches Orbital das Elektron bei einem bestimmten Feld kommt, sondern auch darüber, in welchen Orbitalen sich alle anderen Elektronen befinden, die vorher kamen. Wir holen uns nochmal das nützliche PSE mit den Blöcken zur Hand: Wir suchen uns jetzt als Beispiel Fluor (F) heraus. Es befindet sich hier: Wir merken uns die Stelle, und gehen nochmal das PSE von Wasserstoff beginnend durch, bis wir zu Fluor gelangen. Wir notieren uns jeden vollständig besetzten Block auf dem Weg dorthin.
Zuerst kommt der 1s-Block. Dieser ist vollständig besetzt, und zwar mit 2 Elektronen. Also schreiben wir auf: Dann kommt die zweite Periode. Da sich Fluor selbst in der zweiten Periode befindet, gibt es hier einen Block (entweder der s- oder der p-Block), welcher nicht vollständig besetzt ist. Der 2s-Block ist allerdings voll. In diesen Block passen zwei Elektronen (erkennst du daran, dass sich zwei Felder/ Elemente in diesem Block befinden) somit können wir ergänzen: Nun kommt der 2p-Block. Dieser ist nicht vollständig besetzt. Du zählst nun ab, auf dem wievielten Feld des p-Blocks sich Fluor befindet. Das sollte das fünfte Feld sein. Das heißt, es befinden sich auch fünf Elektronen im 2p-Block. Wir ergänzen also: Da wir jetzt am Fluor angelangt sind, sind wir fertig. Wir können also mit genug Vorwissen durch einfaches Zählen die Elektro­nen­konfi­gura­tion bestimmen.
Nimm dir jetzt mal ein Blatt Papier, und probiere die Elektro­nen­konfi­gura­tion von Silizium (Si) zu bestimmen!

Lösung

1s ² 2s ² 2p ⁶ 3s ² 3p ²

Vielleicht fandest du es auch lästig, dass du den ganzen Kram aus der ersten und zweiten Periode mitschleppen musstest. Da Naturwissenschaftler*innen faul sind, haben sie sich hierfür eine Vereinfachung überlegt: Damit man nicht beim Wasserstoff beginnen muss, ersetzen wir alles, was vor der dritten Periode kommt, einfach durch [Ne]. Den Teil, den wir durch [Ne] ersetzt haben, ist nämlich gerade die Elektro­nen­konfi­gura­tion von Neon (gerne selbst mal überprüfen).

Und das können wir (bis auf bei der ersten Periode) immer machen. Wenn wir bspw. von Calcium (Ca) die Elektro­nen­konfi­gura­tion bestimmen wollen, müssen wir nicht wieder bei Wasserstoff beginnen und den gesamten Weg aufschreiben. Wir schrieben einfach das Element, welches in der Periode darüber ganz rechts im Periodensystem steht (also ein Edelgas) in eckige Klammern – in diesem Fall wäre es Argon, also schreiben wir Jetzt können wir einfach in der Periode mit dem Zählen beginnen, in welcher sich Calcium befindet! Beachte, dass Du natürlich nun auch bei 4s (vierte Periode) startest, und nicht wie sonst bei 1s. Es liegt ein volles 4s-Orbital vor, also schreiben wir: Ok, nun zwei kleine Übungen. Schreibe die Elektro­nen­konfi­gura­tion von Fluor auf, aber diesmal in der verkürzten Schreibweise!

Lösung

[He] 2s² 2p⁵

Und nun bitte die Elektro­nen­konfi­gura­tion von Arsen (As)!

Lösung

[Ar] 4s² 3d¹⁰ 4p³

Beachte: Man könnte die Elektro­nen­konfi­gura­tion auch so schreiben: [Ar] 3d¹⁰ 4s² 4p³

Also numerisch (nach Hauptquantenzahl) geordnet, und nicht nach der Energie bzw. Abfolge im PSE. Im Idealfall steht in der Klausur, was gefordert ist. Am besten informierst Du dich vorher.

Anionen und Kationen

Was auch gerne gefragt wird, ist die Elektro­nen­konfi­gura­tion von Anionen und Kationen. Das ist aber nicht sonderlich schwer. Wenn nach der Elektro­nen­konfi­gura­tion eines Chlorid-Ions (Cl^-) gefragt ist, gehst du wie folgt vor:

1. Bestimme die Elektro­nen­konfi­gura­tion des Elements (ohne Ladung etc.)
2. Füge noch ein Elektron hinzu (oder zieh eins ab, wenn nach einem Kation gefragt ist)

In diesem Fall bestimmen wir also zuerst die Elektro­nen­konfi­gura­tion von Cl. Diese lautet: Dann, fügst du einfach noch ein Elektron in das höchste nicht-vollständig besetzte Orbital hinzu. Also: Du kannst auch alternativ dir auf dem PSE das Feld zum gesuchten Element raussuchen und dann ein (oder mehr) Felder nach links (bei Kationen) bzw. nach rechts (bei Anionen) gehen. Du bestimmst dann von dem Element, auf dem Du dich dann befindest, die Elektro­nen­konfi­gura­tion. Also für S^2- wäre das dann: Du musst hier zwei Felder nach rechts gehen, weil die Ladung vom Sulfid-Ion minus Zwei beträgt. Es hat ja zwei Elektronen „zu viel“. Für Na+ wäre es: Du musst ein Feld nach links gehen, weil das Natrium-Kation einfach positiv geladen ist. Es hat ein Elektron weniger als elementares Natrium.

Schon wieder Ausnahmen…

Es könnte sein, dass die paar Ausnahmen, die es gibt, für Dich als Nebenfächler*in irrelevant sind. Ich habe aber auch schon gesehen, dass diese Ausnahmen in der Klausur gefragt wurden. An sich sind sie nicht schwer.

Aus dem Artikel zum Orbitalmodell (Comming soon) wissen wir, dass in jedes Orbital zwei Elektronen passen. Da es nur ein s-Orbital gibt in jeder Periode, passen bspw. in den 4s-Block zwei Elektronen. In den 3d-Block hingegen, passen ganze 10 Elektronen. Aus der Oktettregel weißt du, dass abgeschlossene Schalen (also wie bei den Edelgasen) stabil sind. Es gibt aber noch eine Erweiterung dieser Regel: Ich will hier nicht zu sehr drauf eingehen, sondern es direkt an einem Beispiel verdeutlichen. Die Elektro­nen­konfi­gura­tion von Silber könnte, wenn man dem normalen Schema folgt, lauten: Jetzt gibt es aber die Möglichkeit, durch Verschieben eines Elektrons (innerhalb der fünften Periode) dafür zu sorgen, dass ein halbvolles s-Orbital entsteht und alle fünf d-Orbitale zweifach, also vollständig, besetzt sind.
Die tatsächliche Elektro­nen­konfi­gura­tion lautet daher:

Auf einem Blick...

---

Referenzen

1. E. Riedel, H.-J. Meyer in Allgemeine und anorganische Chemie,

Wenn nicht anders angegeben, sind alle Abbildungen selbst angefertigt.