Techniklexikon

Elektronenkonfiguration der Elemente

Chemie, Physikalische Chemie, Verteilung der Elektronen in Mehrelektronenatomen auf die Atomorbitale im Grundzustand (Atomhülle). Das Auffüllen der Atomorbitale beginnt beim 1s-Orbital - dem Orbital mit der niedrigsten Energie - gemäss der Hundschen Regel und dem Pauli-Prinzip. Die Elektronen der beiden Elemente der ersten Periode mit der Hauptquantenzahl n = 1 besetzen das 1s-Orbital: 1s¹ (H), 1s² (He). Die acht Elemente der zweiten Periode besitzen vier Orbitale mit der Hauptquantenzahl n = 2, die mit Elektronen aufgefüllt werden: 1s²2s¹ (Li) bis 1s²2s²2p⁶ (Ne). In der dritten Periode besetzen die Elektronen vier weitere Orbitale mit der Hauptquantenzahl n = 3: [Ne]3s¹ (Na) bis [Ne]3s²3p⁶ (Ar). Die 3d-Orbitale werden von den Elementen der dritten Periode nicht besetzt. Die Elemente der vierten Periode besetzen nach dem 4s-Orbital die 3d-Orbitale (d-Block; Übergangselemente) vor den 4p-Orbitalen mit Elektronen und trennen so die zweite und dritte Hauptgruppe voneinander. Deshalb folgen auf [Ar]4s² (Ca) die Elektronenkonfigurationen [Ar]4s²3d¹ (Sc) bis [Ar]4s²3d¹⁰ (Zn) und danach [Ar]4s²3d¹⁰4p¹ (Ga) bis [Ar]4s²3d¹⁰4p⁶ (Kr). Die Besetzung der 5s-, 4d- und 5p-Orbitale der fünften Periode erfolgt analog der vierten Periode. In der sechsten Periode werden nach den 6s-Orbitalen zuerst die 4f-Orbitale (f-Block; innere Übergangselemente) besetzt, anschliessend die 5d-Orbitale und schliesslich die 6p-Orbitale. Die Orbitale der siebten Periode werden nach dem gleichen Prinzip wie in der sechsten Periode besetzt (Atomtheorie).

Elektronenkonfiguration der Elemente: Besetzung der s-, p-, d- und f-Orbitale im Energieniveauschema.