Elektronenkonfigurationsrechner

Ergebnisse

So verwenden Sie den Elektronenkonfigurationsrechner

1. 1. Wählen Sie das Element. Geben Sie ein Symbol (Fe), einen englischen Namen (iron) oder eine Ordnungszahl (26) ein. Groß- und Kleinschreibung spielt keine Rolle.
2. 2. Geben Sie für ein Ion die Ladung an. Schreiben Sie sie nach dem Symbol, wie in Fe3+, Cl- oder O2-, oder verwenden Sie das separate Feld für die Ladung.
3. 3. Lesen Sie die Konfigurationen. Die vollständige und die Edelgasform werden mit echten Hochstellungen angezeigt, zusammen mit der Anzahl der Elektronen, den ungepaarten Elektronen, dem Magnetismus und der Außenschale. Aktivieren Sie die Optionen, um die Unterschalen in Auffüllreihenfolge zu schreiben oder nur den äußeren Teil des Diagramms zu zeigen.
4. 4. Lesen Sie das Orbitaldiagramm. Jedes Kästchen ist ein Orbital; Pfeile stehen für die Elektronen, die nach der Hundschen Regel eingetragen sind. Atome mit ungepaarten Elektronen sind paramagnetisch, solche ohne ungepaarte Elektronen diamagnetisch.

Die Auffüllregeln

Drei Prinzipien beschreiben, wie Elektronen Orbitale besetzen. Das Aufbauprinzip besagt, dass Elektronen die Unterschale mit der niedrigsten verfügbaren Energie füllen. Das Pauli-Prinzip besagt, dass ein Orbital höchstens zwei Elektronen mit entgegengesetztem Spin aufnehmen kann. Die Hundsche Regel besagt, dass Elektronen die Orbitale einer Unterschale zunächst einzeln mit parallelen Spins besetzen, bevor ein Orbital ein zweites Elektron erhält.

Die Madelung-Regel legt die übliche Reihenfolge fest: Unterschalen werden in der Reihenfolge steigender Summe aus n + l gefüllt, bei gleicher Summe zuerst mit dem kleineren n. So entsteht die bekannte Abfolge unten. Eine Unterschale fasst 2 (s), 6 (p), 10 (d) oder 14 (f) Elektronen.

1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p

s 2, p 6, d 10, f 14

Beispiel: Eisen und seine Ionen

Eisen hat 26 Elektronen. Das Auffüllen in dieser Reihenfolge ergibt 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d⁶, nach Schalen geordnet geschrieben 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d⁶ 4s². Ersetzt man den Argon-Rumpf 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ durch [Ar], entsteht die Edelgasform [Ar] 3d⁶ 4s². In der 3d-Unterschale tragen fünf Orbitale je ein Elektron, dann wird eines gepaart, sodass 4 ungepaarte Elektronen bleiben; Eisen ist daher paramagnetisch. Seine Außenschale ist n = 4 mit 2 Elektronen.

Kationen verlieren Elektronen zuerst aus der äußersten Schale, daher ist Fe²⁺ [Ar] 3d⁶ und Fe³⁺ [Ar] 3d⁵, eine halb gefüllte d-Unterschale mit 5 ungepaarten Elektronen. Das kehrt die Auffüllreihenfolge um, in der 4s vor 3d gefüllt wird; sind die 3d-Elektronen erst einmal vorhanden, liegt das 4s-Niveau nämlich höher.

Ausnahmen von der Auffüllreihenfolge

Bei diesen zwanzig Elementen weicht der gemessene Grundzustand von der Vorhersage der Madelung-Regel ab. Der Rechner übernimmt jede neutrale Konfiguration aus der NIST-Tabelle der Grundzustände und liefert deshalb die richtigen Werte; die Tabelle stellt die Vorhersage neben die Messung.

Bei Chrom und Kupfer liegen das 3d- und das 4s-Niveau so dicht beieinander, dass eine halb oder vollständig gefüllte d-Unterschale gewinnt. Palladium besitzt überhaupt kein 5s-Elektron. Die Fälle der Lanthanoide und Actinoide beruhen darauf, dass 4f und 5d (bzw. 5f und 6d) energetisch nahezu gleich liegen. Keiner dieser Punkte ist eine Regel, die sich allein aus der Tabelle der Orbitale vorhersagen ließe; deshalb stammen die Daten aus Messungen.

Häufig gestellte Fragen

Wie schreibt man die Elektronenkonfiguration eines Elements?

Ermitteln Sie die Anzahl der Elektronen (bei einem neutralen Atom die Ordnungszahl) und füllen Sie die Unterschalen in der Reihenfolge 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d und so weiter, bis jede Unterschale ihre Kapazität erreicht. Schwefel mit 16 Elektronen ist zum Beispiel 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁴. Prüfen Sie die Ausnahmetabelle, bevor Sie sich bei Übergangsmetallen auf das Muster verlassen.

Was ist die Edelgas-Kurzschreibweise einer Elektronenkonfiguration?

Sie ersetzt die inneren Elektronen durch das Symbol des vorangehenden Edelgases in eckigen Klammern. Schwefel wird zu [Ne] 3s² 3p⁴, Eisen zu [Ar] 3d⁶ 4s². Der Teil in der Klammer muss eine vollständige Edelgaskonfiguration sein, daher wählt der Rechner die größte, die passt.

Warum verlieren Übergangsmetalle zuerst die 4s- und dann die 3d-Elektronen?

Sobald die 3d-Unterschale Elektronen enthält, liegt sie energetisch unter 4s, sodass die 4s-Elektronen am äußersten sitzen und am leichtesten abzugeben sind. Deshalb ist Fe²⁺ [Ar] 3d⁶ und nicht [Ar] 3d⁴ 4s².

Warum sind Chrom und Kupfer Ausnahmen?

Ihre 3d- und 4s-Unterschalen liegen energetisch so nahe beieinander, dass eine halb gefüllte (Cr, 3d⁵ 4s¹) oder vollständig gefüllte (Cu, 3d¹⁰ 4s¹) d-Unterschale etwas stabiler ist als die vorhergesagte Anordnung. Derselbe Effekt erzeugt die Ausnahmen in der 4d-, 5d-, Lanthanoid- und Actinoidreihe.

Was besagt die Hundsche Regel?

Elektronen besetzen die Orbitale einer Unterschale einzeln mit parallelen Spins, bevor ein Orbital doppelt besetzt wird. Deshalb verteilen sich die drei 2p-Elektronen des Stickstoffs auf drei verschiedene Orbitale, was drei ungepaarte Elektronen ergibt, und im Orbitaldiagramm stehen einzelne Pfeile vor Paaren.

Wie hängen ungepaarte Elektronen mit dem Magnetismus zusammen?

Ein Atom oder Ion mit einem oder mehreren ungepaarten Elektronen ist paramagnetisch, es wird also in ein Magnetfeld hineingezogen. Eines, bei dem alle Elektronen gepaart sind, ist diamagnetisch und wird schwach abgestoßen. Fe³⁺ mit 5 ungepaarten Elektronen ist stark paramagnetisch; Zn²⁺, [Ar] 3d¹⁰, ist diamagnetisch.

Wie lautet die Elektronenkonfiguration eines Anions?

Fügen Sie die zusätzlichen Elektronen in der Auffüllreihenfolge der nächsten Unterschale hinzu, die noch Platz hat. Chlorid, Cl⁻, hat 18 Elektronen, 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶, wie Argon, daher wird es als [Ar] geschrieben. Oxid, O²⁻, ist [Ne].