Elektronenkonfiguratschoon

De Elektronenkonfiguratschoon gifft an, woans de Elektronen in de Elektronenhüll vun en Atom op de verscheden Energietostännen oder Ophollensrüüm (Orbitalen) verdeelt sünd.

Quantentallen un Schalen

De Tostand vun jeedeen Elektron in de Hüll warrt na dat Atommodell vun Bohr-Sommerfeld as ok na dat Orbitalmodell dör veer Quantentallen fastleggt.

Quantentall	Teken	Rebeet vun de Weerten	Beteken	Bispeel
Hööftquantentall	n	1, 2, 3, ...	K, L, M,...	3
Nevenquantentall	l	0, ..., n-1	s, p, d, f,...	0, 1, 2
magneetsche Quantentall	m	-l, ..., l	$p_{x},\,p_{y},\,p_{z}$	-2, -1, 0, 1, 2
Spinquantentall	s	-1/2, +1/2	↓, ↑	-1/2, +1/2

Dat Pauli-Prinzip beseggt, dat de Tostand vun keen Poor vun Elektronen in en Atom in all veer Quantentallen övereenstimmen dröff. Ut den Grund verdeelt sik de Elektronen op de verschedenen verlööften Tostännen, d. h. op de Schalen un Ünnerschalen.

De Hööftquantentallen leegt de Schalen fast, de Nevenquantentallen bestimmt de Ünnerschaal. Na de Inschränken vun l, m und s kann jede Schaal mit bestenfalls 2n² Elektronen besett wesen. Se warrt vun binnen na buten mit de Bookstaven K, L, M, N, O, P, Q betekent.

De butenste Schaal, dat bi en Atom besett is, warrt ok Valenzschaal nöömt. Se leggt fast, woans sik dat Element cheemsch verhollen deit. Dorüm is se ok dat Maat dorför, woneem en Element in’t Periodensystem inordent waart.

Opfüllen vun de Schalen

Mit anstiegen vun de Elektronentall bi de cheemschen Elementen warrt de mööglichen Tostännen vun jemehr Energie anfungen mit de sietsten Energien besett. Na de Hundschen Regel warrt dorbi de Orbitalen mit de glieken Energie toeerst eenfach besett, dorna dubbelt.

De Ünnerschalen warrt in de nafolgen Reeg besett (na Längsregen ordent):

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

Man, dat gifft enige Utnahmen vun disse Reeg, so to’n Bispeel:

Bi Lanthan warrt toeerst en Elektron in en Orbital vun de 5d-Ünnerschaal sett, denn eerst warrt 4f opfüllt. Dat glieke passeert bi Actinium mit de 6d- un 5f-Orbitalen. De Elektronen besett toeerst leddige Orbitalen binnen en Ünnerschaal.
Bi Kopper un Chrom wesselt en Elektron vun dat 4s-Orbital in dat 3d-Orbital. 4s is dorüm blots eenfach besett, liekers dat sien Energieniveau sieter is. Man, dorför sind de d-Orbitalen half (bi Chrom) oder vullstännig (Kopper) besett.
wietere Utnahmen sünd Nb, Mo, Tc, Ru, Rh, Pd, Ag, Ir, Pt, Au, Gd un eenige Actinoiden: Ac bit Np un Cm.

Tosamenhang mit dat Periodensystem

In’t Periodensystem bedüüt dat Besetten vun’t s-Orbital vun en ne’e Schaal de Sprung in en ne’e Periood. Binnen een Periood warrt toeerst de s-Orbitalen opfüllt (twee Elektronen – 1. un 2. Hööftgrupp, mit Utnahm vun Helium) un toletzt de p-Orbitalen (söss Elektronen – 3. bit 8. Hööftgrupp). De Nevengruppen staht för dat Besetten vun de d-Orbitalen (teihn Elektronen – 10 Nevengruppen). De Lanthanoiden un de Actinoiden staht denn vör’t Opfüllen vun de f-Orbitalen.

Beschrieven

Elektronenkonfiguratschoon vun en Waterstoff- un en Kohlenstoff-Atom in de Pauling-Schrievwies

De Elektronenkonfiguratschoon vun en Atom warrt dör de Angaav vun de besetten Ünnerschalen beschreven. Blangen de Tall vun de Schaal steiht dorbi de Bookstaav vun de Ünnerschaal un hoochstellt de Tall vun de Elektronen in de Schaal. För de mit fief Elektronen besette 2. Ünnerschaal (p oder l=1) vun de 3. Schaal (M oder n=3) folgt dorut de Schrievwies 3p⁵. Bi mehrere Ünnerschalen kann de gemeensome Schaal weglaten warrn un ut 2s² 2p³ warrt denn 2s² p³.

En annere körte Schrievwies kriggt man, wenn een dat Atomteken vun dat vörrutgahn Eddelgas in eckige Klammern sett un denn de Ünnerschalen angifft, de to dat to beschrievene Element noch fehlt. Dat warrt to’n Bispeel in’t Periodensystem bruukt, vun wegen dat dat körter is. To’n Bispeel Chlor: de vullstännige Schrievwies is 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁵, wat as [Ne] 3s² 3p⁵ afkört warrn kann.

Butendem gifft dat ok noch de graafsche Dorstellen in de Zellenschrievwies (Pauling-Schrievwies).

Borns

Erwin Riedel: Anorganische Chemie, 2. Oplaag, 1990 (för de Utnahmen vun de Regel för’t Besetten vun de Atomorbitalen)

Weblenken

List vun de Elektronenkonfiguratschoon