3D Viewer: Elektronenkonfiguration – Kästchenschema und Orbitale
Aufbauprinzip, Hundsche Regel und Pauli-Prinzip – Schritt für Schritt, mit den Orbitalen in 3D
Nach welchen Regeln besetzen die Elektronen die Orbitale eines Atoms?
Klicke im PSE auf ein Element (oder ein Element-Ion) und wähle danach einen der drei Funktions-Buttons. Du kannst dir durch Anklicken der Kästchen im Energiediagramm die jeweiligen Orbitale rechts anzeigen lassen.
Ein Orbital ist der Raumbereich, in dem sich ein Elektron mit hoher Wahrscheinlichkeit aufhält – keine Bahn und kein Behälter. Jedes Kästchen im Schema steht für ein Orbital; die 3D-Darstellung rechts zeigt seine Form. Ein Orbital kann maximal zwei Elektronen aufnehmen.
Die drei Besetzungsregeln
Energetische Reihenfolge (Aufbauprinzip): Die Orbitale werden in der Reihenfolge steigender Energie besetzt – im Schema von unten nach oben.
Hundsche Regel: Orbitale gleicher Energie (gleiches Unterniveau) werden zuerst einzeln mit Elektronen gleichen Spins besetzt.
Pauli-Prinzip: Ein Orbital kann höchstens zwei Elektronen aufnehmen, und diese müssen entgegengesetzten Spin haben (↑↓).
Warum wird 4s vor 3d besetzt?
Die Energie der Orbitale hängt nicht nur von der Schale (Hauptquantenzahl n) ab, sondern auch vom Unterniveau. Beim Kalium- und Calcium-Atom liegt das 4s-Unterniveau energetisch knapp unter dem 3d-Unterniveau – deshalb wird es zuerst besetzt; das Schema zeigt diesen kleinen Energieunterschied durch die leichte Höhenstaffelung. Entsprechendes gilt für 5s und 4d. Das Kästchenschema zeigt diese Reihenfolge durch die Höhenstaffelung. Bei der Ionenbildung kehrt sich das um: Aus Atomen der Übergangsmetalle werden zuerst die 4s-Elektronen entfernt.
Die Ausnahmen Chrom und Kupfer
Das Chrom-Atom hat die Konfiguration [Ar] 4s¹ 3d⁵ statt 4s² 3d⁴, das Kupfer-Atom [Ar] 4s¹ 3d¹⁰ statt 4s² 3d⁹: Halb und voll besetzte d-Unterniveaus sind energetisch besonders günstig, sodass ein 4s-Elektron ins 3d-Unterniveau wechselt. In der 5. Periode gibt es entsprechende Ausnahmen (z. B. Molybdän [Kr] 5s¹ 4d⁵, Silber [Kr] 5s¹ 4d¹⁰, Palladium sogar [Kr] 4d¹⁰ ohne 5s-Elektron).
Ionen
Metall-Atome geben Elektronen ab (Kationen), Nichtmetall-Atome nehmen Elektronen auf (Anionen) – häufig bis zur Edelgaskonfiguration. Bei Übergangsmetallen wie Eisen werden zuerst die 4s-Elektronen abgegeben: Das Fe²⁺-Ion hat die Konfiguration [Ar] 3d⁶, das Fe³⁺-Ion [Ar] 3d⁵ – wieder ein halb besetztes, stabiles d-Unterniveau. Das Silber-Ion Ag⁺ erreicht mit [Kr] 4d¹⁰ ein voll besetztes d-Unterniveau.
PSE und Konfiguration gehören zusammen
Die Struktur des Periodensystems ist die Elektronenkonfiguration: Die ersten beiden Gruppen füllen s-Orbitale, die letzten sechs die p-Orbitale, der Mittelblock der 4. Periode die 3d-Orbitale. Die Position eines Elements verrät seine Konfiguration – und umgekehrt.
Verbindung zu den anderen Viewern
Die räumlichen Formen der s-, p- und d-Orbitale zeigt ausführlich der Orbitale-Viewer; wie aus besetzten Atomorbitalen Bindungen entstehen, der MO-Viewer und der Viewer zur Elektronendichteänderung.
Darstellung: Kästchenschema mit qualitativer Energiestaffelung; Orbitalformen als Isoflächen analytischer Orbitalfunktionen (Typfarben, ohne Phasendarstellung); Besetzung in der 3D-Ansicht durch ↑- bzw. ↑↓-Plättchen, unbesetzte Orbitale blass. Elektronenkonfigurationen der Elemente Z = 1–54 einschließlich der Ausnahmen (Cr, Cu, Nb, Mo, Ru, Rh, Pd, Ag).