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Die Elektronenkonfiguration eines Atoms ist eine numerische Repräsentation seiner Elektronenorbitale. Diese sind unterschiedlich geformte Regionen um den Atomkern, in denen sich die Elektronen mathematisch wahrscheinlich befinden. Eine Elektronenkonfiguration kann einem Leser schnell sagen, wie viele Elektronenorbitale ein Atom besitzt, sowie die Anzahl Elektronen, die das jeweilige Orbital besetzen. Sobald du die grundlegenden Prinzipien, die hinter Elektronenkonfigurationen stecken, verstanden hast, wirst du in der Lage sein, selber Elektronenkonfigurationen zu schreiben und deine Chemieprüfungen mit Selbstvertrauen anzugehen.
Vorgehensweise
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1Bestimme die Ordnungszahl des Atoms. Jedes Atom besitzt eine bestimmte Anzahl an Elektronen. Finde das chemische Symbol deines Atoms im Periodensystem der Elemente. Die Ordnungszahl ist eine positive, ganze Zahl die mit 1 beginnt (bei Wasserstoff) und für jedes folgende Atom um eines größer wird. Die Ordnungszahl eines Atoms ist die Anzahl der Protonen des Atoms – also ist sie auch die Anzahl der Elektronen eines Atoms ohne Ladung.
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2Bestimme die Ladung des Atoms. Ungeladene Atome besitzen genau die Anzahl an Elektronen, die im Periodensystem notiert ist. Geladene Atome hingegen besitzen mehr oder weniger Elektronen, entsprechend der Stärke ihrer Ladung. Wenn du mit einem geladenen Atom arbeitest, addiere oder subtrahiere die Elektronen entsprechend: addiere ein Elektron für jede negative Ladung und subtrahiere eines für jede positve Ladung.
- Beispielsweise würde ein Natrium-Atom mit einer Ladung von +1 ein Elektron weniger besitzen, als seine Ordnungszahl 11. Demnach würde dieses Natrium Atom 10 Elektronen besitzen.
- Ein Sodium-Atom mit einer -1 Ladung würde ein Elektron mehr besitzen als seine Ordnungszahl 11. Demnach würde es 12 Elektronen besitzen.
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3Lerne die grundlegende Liste der Orbitale auswendig. Gleichwie ein Atom Elektronen erhält, füllen diese entsprechend einer bestimmten Reihenfolge die Orbitale auf. Jede Gruppe von Orbitalen enthält im vollen Zustand eine gerade Anzahl an Elektronen. Die Orbitalgruppen sind:
- Die s-Orbitalgruppe (jede Zahl in der Elektronenkonfiguration, die von einem "s" gefolgt wird) enthält ein einzelnes Orbital, und da gemäß dem Pauli-Prinzip ein einzelnes Orbital ein Maximum von 2 Elektronen beinhalten kann, enthält ein s-Orbital maximal 2.
- Die p-Orbitalgruppe beinhaltet 3 Orbitale und kann deshalb insgesamt 6 Elektronen enthalten.
- Die d-Orbitalgruppe beinhaltet 5 Orbitale und kann deshalb insgesamt 10 Elektronen enthalten.
- Die f-Orbitalgruppe beinhaltet 7 Orbitale und kann deshalb insgesamt 14 Elektronen enthalten.
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4Verstehe die Notation der Elektronenkonfiguration. Elektronenkonfigurationen werden so geschrieben, dass die gesamte Anzahl Elektronen im Atom, sowie die Elektronen in einem jeden Orbital, klar ersichtlich sind. Jedes Orbital wird in einer Folge aufgeschrieben, wobei die Anzahl Elektronen in einem entsprechenden Orbital als hochgestellte Zahl, rechts vom Namen des Orbitals notiert wird. Die endgültige Elektronenkonfiguration ist eine Zeichenkette bestehend aus Orbitalnamen und hochgestellten Zahlen.
- Hier ist ein Beispiel einer einfachen: 1s 2 2s 2 2p 6 . Diese Konfiguration zeigt, dass sich zwei Elektronen in der 1s Orbitalgruppe, zwei Elektronen in der 2s Orbitalgruppe und sechs Elektronen in der 2p Orbitalgruppe befinden. 2 + 2 + 6 = 10 Elektronen insgesamt. Dies ist die Elektronenkonfiguration eines ungeladenen Neon Atoms. (Die Ordnungszahl von Neon ist 10).
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5Präge dir die Reihenfolge der Orbitale ein. Beachte, dass Orbitalgruppen nach den Elektronenschalen nummeriert, aber nach Energie sortiert werden. Beispielsweise ist ein gefülltes 4s 2 energetisch tiefer gelegen (oder weniger potentiell volatil) als ein teilweise gefülltes oder gefülltes 3d 10 , sodass die 4s Schale zuerst aufgelistet wird. Sobald du die Reihenfolge der Orbitale kennst, kannst du sie einfach entsprechend der Anzahl Elektronen des Atoms auffüllen. Die Reihenfolge der Füllung der Orbitale ist diese: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p, 8s.
- Die Elektronenkonfiguration eines Atoms in dem jedes Orbital komplett gefüllt wäre, würde man so schreiben: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 4f 14 5d 10 6p 6 7s 2 5f 14 6d 10 7p 6 8s 2
- Beachte, dass die obige Liste, falls alle Schalen gefüllt wären, der Elektronenkonfiguration von Uuo (Ununoctium) 118, dem Atom auf dem Periodensystem mit der höchsten Ordnungszahl, entspräche – diese Elektronenkonfiguration enthält also alle zur Zeit bekannten Elektronenschalen für ein neutrales Atom.
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6Fülle die Orbitale entsprechend der Anzahl Elektronen in deinem Atom. Falls wir beispielsweise die Elektronenkonfiguration eines ungeladenen Kalzium Atoms schreiben wollen, beginnen wir damit die Ordnungszahl im Periodensystem zu suchen. Die Ordnungszahl ist 20, also schreiben wir entsprechend dem vorherigen eine Elektronenkonfiguration für ein Atom mit 20 Elektronen.
- Fülle die Orbitale gemäß der obigen Reihenfolge, bis du insgesamt 20 Elektronen zählst. Das 1s Orbital erhält zwei Elektronen, das 2s kriegt zwei, das 2p kriegt sechs, das 3s erhält zwei, das 3p erhält 6 und das 4s erhält 2 (2 + 2 + 6 + 2 + 6 + 2 = 20.) Deshalb ergibt sich für Kalzium die Elektronenkonfiguration: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 .
- Hinweis: Energielevel verändern sich, wenn du nach oben gehst. Beispielsweise wenn du zum vierten Energieniveau kommst ist es zuerst 4s und erst nachher 3d. Nach dem vierten Energieniveau wirst du zum fünften gelangen, wo diese Reihenfolge erneut befolgt wird. Dies passiert nur ab dem dritten Energieniveau.
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7Benutze das Periodensystem als eine visuelle Abkürzung. Du hast vielleicht schon bemerkt, dass die Form des Periodensystems der Reihenfolge der Orbitalgruppen in Elektronenkonfigurationen entspricht. Beispielsweise ist es bei Atomen aus der zweiten Spalte so, dass sie immer mit "s 2 " und Atome aus der Spalte ganz rechts immer mit "d 10 " enden, usw. Verwende das Periodensystem als eine visuelle Hilfe, wenn du Elektronenkonfigurationen schreibst – die Reihenfolge in der du Elektronen hinzufügst, entspricht deiner Position in der Tabelle.
- Konkret enden die Elektronenkonfigurationen der Atome aus den zwei ersten Spalten immer mit s-Orbitalen, der rechte Block der Tabelle besteht aus Atomen, deren Elektronenkonfiguration mit p-Orbitalen endet, der mittlere Teil endet mit d-Orbitalen und der untere Teil endet mit f-Orbitalen.
- Wenn du beispielsweise die Elektronenkonfiguration von Chlor notierst, denke: "Dieses Atom ist in der dritten Reihe (oder "Periode") des Periodensystems. Es ist außerdem in der fünften Spalte des p-Orbitalblocks des Periodensystems. Deshalb wird seine Elektronenkonfiguration mit ...3p 5 enden.
- Achtung - die d und f Orbitalregionen der Tabelle entsprechen Energieniveaus die sich von deren der Periode in der sie sich befinden unterscheiden. Beispielsweise entspricht die erste Reihe der d Orbitalregion dem 3d-Orbital, obwohl sie sich in der vierten Periode befindet, während die erste Reihe des f-Orbitals dem 4f-Orbital entspricht, obwohl sie sich in der sechsten Periode befindet.
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8Lerne die Abkürzung für das Schreiben langer Elektronenkonfigurationen. Die Atome zur rechten Seite des Periodensystems werden Edelgase genannt. Diese Elemente sind chemisch sehr stabil. Um das schreiben langer Elektronenkonfigurationen zu beschleunigen, schreibe einfach das chemische Symbol des nächsten Edelgases auf, das weniger Elektronen als dein Atom enthält, und setze dann die Notation der Konfiguration mit den restlichen Atomen fort.
- Um dieses Konzept zu verstehen, ist es nützlich eine Beispielskonfiguration zu schreiben. Lass uns eine Konfiguration für Zink (Ordnungszahl 30) mit der Edelgaskürzung schreiben. Die volle Elektronenkonfiguration von Zink lautet: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 . Bemerke jedoch, dass 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 die Konfiguration von Argon, einem Edelgas, ist. Ersetze einfach diesen Teil der Elektronenkonfiguration von Zink mit dem chemischen Symbol von Argon in Klammern ([Ar].)
- Man kann also die Elektronenkonfiguration von Zink verkürzt schreiben als: [Ar]4s 2 3d 10 .
- Wichtig: Wenn du eine Edelgaskürzung für, sagen wir, Argon vornimmst, kannst du nicht [AR] notieren! Du musst das Edelgas benennen, welches vor diesem Element steht; für Argon wäre das Neon ([Ne]).
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Verstehe das ADOMAH Periodensystem. Diese Methode, um Elektronenkonfigurationen zu schreiben, erfordert kein Auswendiglernen. Allerdings ist hierfür ein besonderes Periodensystem notwendig, da im normalen aber der vierten Zeile, die Periodenzahlen nicht mehr derjenigen der Elektronenschalen entsprechen. Finde ein ADOMAH Periodensystem, eine spezielle Art von Periodensystem, die vom Wissenschaftlicher Valery Tsimmerman erfunden wurde. Du kannst es mittels einer kleinen Onlinesuche schnell im Internet finden. [1] X Forschungsquelle
- Im ADOMAH Periodensystem entsprechen Horizontale Reihen Gruppen von Elementen, wie Halogenen, Edelgasen, Alkalimetallen, Erdalkalimetallen usw. Vertikale Spalten entsprechen den Elektronenschalen, und sogenannte "Kaskaden" (diagonale Linien, die s, p, d und f Blöcke miteinander verbinden) entsprechen Perioden.
- Helium liegt neben Wasserstoff, da beide durch ihr 1s Orbital charakterisiert werden. Periodenblöcke (s, p, d und f) werden an der rechten Seite angegeben und Schalenzahlen werden unten angegeben. Elemente werden in rechteckigen Kästchen präsentiert, die von 1 bis 120 nummeriert sind. Diese Zahlen sind normale Ordnungszahlen, welche die gesamte Anzahl an Elektronen in einem ungeladenen Atom entsprechen.
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2Finde dein Atom in der ADOMAH Tabelle. Um die Elektronenkonfiguration eines Elementes aufzuschreiben, finde es im ADOMAH Periodensystem und ignoriere alle Elemente, die eine höhere Ordnungszahl besitzen. Falls du beispielsweise die Elektronenkonfiguration von Erbium (68) bestimmen möchtest, musst du Elemente 69 bis 120 durchstreichen oder einfach ignorieren.
- Achte auf die Zahlen 1 bis 8 am unteren Rand der Tabelle. Diese sind die Elektronenschalenzahlen oder Spaltenzahlen. Ignoriere Spalten, die nur irrelevante Elemente enthalten. Bei Erbium verbleiben die Spalten 1, 2, 3, 4, 5 und 6.
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3Zähle die Orbitale bis zu deinem Atom. Schaue auf die Blocksymbole, auf der rechten Seite der Tabelle (s, p, d und f), auf die Spaltennummern die sich unten befinden und ignoriere die diagonale Linien zwischen den Blöcken; teile dann die Spalte in Spaltenblöcke auf und Liste sie von unten nach oben auf. Ignoriere Spaltenblöcke in denen alle Elemente gestrichen wurden. Schreibe die Spaltenblöcke beginnend mit der Spaltennummer gefolgt vom Blocksymbol so nieder: 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 6s (im Fall von Erbium).
- Hinweis: Die obige Elektronenkonfiguration von Er wurde nach aufsteigenden Schalenzahlen notiert. Sie hätte auch in der Reihenfolge der Orbitalbefüllung geschrieben werden können. Verfolge die Kaskaden einfach von oben nach unten anstatt die Spalten, wenn du die Spaltenblöcke schreibst: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 4f 12 .
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4Zähle die Elektronen jeder Orbitalgruppe. Zähle die Elemente die in einem jeden Spaltenblock nicht durchgestrichen wurden – jeweils ein Elektron pro Element – und schreibe deren Anzahl neben das Blocksymbol für den jeweiligen Spaltenblock: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 10 4f 12 5s 2 5p 6 6s 2 . In unserem Beispiel ist dies die Elektronenkonfiguration von Erbium.
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5Kenne unregelmäßige Elektronenkonfigurationen. Es gibt 18 häufige Ausnahmen bei Atomen in ihren tiefsten Energiezuständen, auch Grundzustand genannt. Sie weichen nur um zwei, drei Elektronen von der Regel ab. In diesen Fällen besitzen die Atome in der tatsächlichen Elektronenkonfiguration einen tieferen Energiezustand, als dies bei der Standardmäßigen der Fall wäre. Die unregelmäßigen Atome sind:
- Cr (..., 3d5, 4s1); Cu (..., 3d10, 4s1); Nb (..., 4d4, 5s1); Mo (..., 4d5, 5s1); Ru (..., 4d7, 5s1); Rh (..., 4d8, 5s1); Pd (..., 4d10, 5s0); Ag (..., 4d10, 5s1); La (..., 5d1, 6s2); Ce (..., 4f1, 5d1, 6s2); Gd (..., 4f7, 5d1, 6s2); Au (..., 5d10, 6s1); Ac (..., 6d1, 7s2); Th (..., 6d2, 7s2); Pa (..., 5f2, 6d1, 7s2); U (..., 5f3, 6d1, 7s2); Np (..., 5f4, 6d1, 7s2) and Cm (..., 5f7, 6d1, 7s2).
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Tipps
- Wenn das Atom ein Ion ist, bedeutet dies, dass die Anzahl der Protonen nicht derjenigen der Elektronen entspricht. Die Ladung des Atoms wird (in der Regel) oben rechts am chemischen Symbol angemerkt. Also besitzt ein Antimon-Ion mit einer Ladung von +2 die Elektronenkonfiguration von 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 1 . Beachte, dass 5p 3 zu a 5p 1 geändert wurde. Sei vorsichtig wenn die Konfiguration eines ungeladenen Atoms mit irgendwas anderem als einer p- oder s-Orbitalgruppe endet. Wenn du Elektronen wegnimmst, nimmst du diese nur von der Valenzschale weg (den s- und p-Orbitalen). Wenn also eine Konfiguration mit 4s 2 3d 7 endet und das Atom mit +2 geladen wird, dann würde sich die Konfiguration so ändern, dass sie mit 4s 0 3d 7 enden. Beachte, dass 3d 7 nicht verändert wird, sondern stattdessen die Elektronen des s-Orbitals verloren gehen.
- Jedes Atom "will" stabil sein, und die stabilste Konfiguration besitzt volle s- und p- (s2 und p6) Orbitalgruppen. Die Edelgase besitzen diese Konfiguration, weshalb sie selten reagieren und sich an der rechten Seite des Periodensystems befinden. Wenn also eine Konfiguration mit 3p 4 endet, braucht sie nur zwei weitere Elektronen um stabil zu werden (sechs Elektronen, einschließlich des s-Orbitals, zu verlieren, benötigt mehr Energie, weshalb vier zu verlieren einfacher ist). Und wenn eine Konfiguration mit 4d 3 endet, muss sie nur drei Elektronen verlieren, um einen stabilen Zustand zu erreichen. Außerdem sind halb gefüllte Schalen (s1, p3, d5, ...) stabiler, als zum Beispiel p4 oder p2; jedoch sind s2 und p6 noch stabiler.
- Du kannst auch die Elektronenkonfiguration eines Elementes schreiben, in dem du nur die Valenzkonfiguration aufschreibst, welche lediglich aus der letzten s- und p-Orbitalgruppe besteht. Die Valenzkonfiguration eines Antimon Atoms ist somit 5s 2 5p 3 .
- Ionen sind nicht gleich. Sie sind viel schwieriger. Überspringe zwei Niveaus und befolge dasselbe Muster mit einem anderen Startpunkt, abhängig davon, wie hoch oder tief die Zahl der Elektronen ist.
- Um die Ordnungszahl eines Atoms zu finden, wenn nur die Elektronenkonfiguration bekannt ist, summiere alle Zahlen welche nach den Buchstaben stehen (s, p, d und f). Dies funktioniert aber nur, wenn es sich um ein ungeladenes Atom handelt, wenn es ein Ion ist, wird dies nicht funktionieren und du müsstest die Anzahl zusätzlicher oder verlorener Atome addieren oder subtrahieren.
- Die Zahl nach dem Buchstaben ist hochgestellt, mach das in einem Test nicht falsch.
- Es gibt zwei Arten, um Elektronenkonfigurationen zu schreiben. Sie können in der Reihenfolge aufsteigender Schalennummern oder in der Reihenfolge der Befüllung notiert werden, wie oben anhand des Beispiels Erbium gezeigt.
- Es gibt Umstände unter denen ein Elektron "befördert" werden muss. Wenn eine Orbitalgruppe ein Elektron davon entfernt ist halb besetzt oder ganz besetzt zu sein, entferne ein Elektron aus dem nächsten s- oder p-Orbital und verschiebe es in das Orbital, welches das Elektron benötigt.
- Etwas wie die "Stabilität halbgefüllter Schalen" gibt es nicht. Es ist eine Übervereinfachung. Jegliche Stabilität im Zusammenhang mit "halbgefüllten" Schalen hängt davon ab, dass jedes Orbital nur einfach besetzt ist, und somit Elektron-Elektron Abstoßungen minimiert werden.
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