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Orbitalmodell und Elektronenkonfiguration

Wie verteilen sich Elektronen im Atom? Lerne Orbitale, Kästchenschreibweise und Besetzungsregeln kennen und vergleiche Atome mit ihren Ionen.

O: 1s² 2s² 2p⁴

Orbitale · Pauli · Hund · Ionen

Ein Orbital beschreibt einen Elektronenzustand

Ein Orbital ist ein mathematischer Zustand eines Elektrons im Atom. Aus seiner Wellenfunktion lässt sich ableiten, wo das Elektron mit welcher Wahrscheinlichkeit nachgewiesen wird. Eine feste Kreisbahn wie im Planetenmodell gehört nicht dazu.

Die Zeichnungen zeigen vereinfachte Grenzflächen räumlicher Aufenthaltsbereiche. Beide Lappen eines p-Orbitals gehören zu einem Orbital. Die Farben unterscheiden Phasen der Wellenfunktion, keine positiven und negativen Ladungen.

Anschluss an Atombau und Schalenmodell: Schalen bleiben als Ordnung nach der Hauptquantenzahl n erhalten; das Orbitalmodell beschreibt ihre Unterstruktur.

Schale, Unterschale und Orbital unterscheiden

2p⁴: 2 = Schale · p = Unterschale · 4 = Elektronenzahl

Die zweite Schale besitzt eine 2s- und eine 2p-Unterschale. 2s enthält ein Orbital; 2p enthält drei räumlich verschieden orientierte Orbitale. In jedes Orbital passen höchstens zwei Elektronen.

Unterschale	Orbitale	Max. Elektronen
s	1	2
p	3	6
d	5	10
f	7	14

s gibt es ab n = 1, p ab n = 2, d ab n = 3 und f ab n = 4. „2p⁴“ bedeutet vier Elektronen in der gesamten p-Unterschale, nicht vier Elektronen in einem Orbital.

Drei Regeln bestimmen die Besetzung im Grundzustand

Aufbauprinzip · niedrige Energie zuerst

Elektronen besetzen zunächst energetisch günstigere verfügbare Zustände. Für die hier betrachteten leichten Atome: 1s → 2s → 2p → 3s.

Pauli-Prinzip · höchstens zwei pro Orbital

Zwei Elektronen im selben Orbital besitzen entgegengesetzten Spin: ↑↓. ↑↑ im selben Kästchen ist nicht erlaubt.

Hundsche Regel · erst einzeln, dann paaren

Gleichenergetische Orbitale einer Unterschale werden im Grundzustand zuerst einzeln mit parallelem Spin besetzt. Erst danach entstehen Paare.

Kästchen und Pfeile richtig lesen

Ein Kästchen steht für ein Orbital, ein Pfeil für ein Elektron. Die Pfeilrichtung bezeichnet den Spin, keine Bewegungsrichtung auf einer Bahn.

Sauerstoff: Acht Elektronen auf die Orbitale verteilen

O: 1s² 2s² 2p⁴

1. O hat Z = 8: Das neutrale Atom besitzt acht Elektronen.
2. 1s und 2s nehmen je zwei auf. Vier bleiben für 2p.
3. Die ersten drei 2p-Elektronen besetzen drei Kästchen einzeln.
4. Das vierte wird mit entgegengesetztem Spin gepaart. Zwei Elektronen bleiben ungepaart.

Welches der drei gleichenergetischen p-Kästchen zuerst gepaart gezeichnet wird, ist ohne äußeres Feld gleichwertig. Die Darstellung ist eine mögliche Wahl.

Orbital-Labor: Atome und Ionen vergleichen

Wähle ein Teilchen. Kontrolliere Elektronenzahl, Konfiguration und die drei p-Kästchen.

O · 8 Elektronen

1s² 2s² 2p⁴

Sauerstoff: ein 2p-Paar und zwei ungepaarte 2p-Elektronen.

Bei Ionen ändert sich die Elektronenzahl, nicht Z

Na → Na⁺ + e⁻ · 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹ → 1s² 2s² 2p⁶

O + 2 e⁻ → O²⁻ · 1s² 2s² 2p⁴ → 1s² 2s² 2p⁶

Na⁺, Ne und O²⁻ besitzen jeweils zehn Elektronen: Sie sind isoelektronisch. Es sind trotzdem unterschiedliche Teilchen, denn ihre Protonenzahlen sind verschieden. Die Edelgaskurzschreibweise fasst vollständig besetzte innere Unterschalen zusammen: Na: [Ne] 3s¹.

Ab 4s und 3d wird die Energiefolge anspruchsvoller

Besetzungs-Merkschema: 1s → 2s → 2p → 3s → 3p → 4s → 3d → 4p

Das Merkschema hilft bei vielen neutralen Atomen, ist aber keine unveränderliche Energieleiter für alle Atome und Ionen. Bei Übergangsmetall-Kationen werden 4s-Elektronen gewöhnlich vor 3d-Elektronen entfernt.

Fe: [Ar] 3d⁶ 4s² → Fe²⁺: [Ar] 3d⁶ → Fe³⁺: [Ar] 3d⁵

Auch bei neutralen Atomen gibt es Ausnahmen vom einfachen Auffüllen: Cr: [Ar] 3d⁵ 4s¹ und Cu: [Ar] 3d¹⁰ 4s¹. Entscheidend ist die Gesamtenergie des Atoms, nicht allein ein auswendig gelerntes Pfeilschema.

Acht Aufgaben: erst selbst lösen, dann vergleichen

1 · Wie viele Orbitale gehören zu einer p-Unterschale?

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Unterscheide Kästchen und Elektronen.

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Drei Orbitale; zusammen höchstens sechs Elektronen.

2 · Was bedeutet die hochgestellte 4 in 2p⁴?

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Sie zählt nicht die Orbitale.

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Vier Elektronen befinden sich insgesamt in der 2p-Unterschale.

3 · Zeichne die 2p-Besetzung von N im Grundzustand.

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N: 1s² 2s² 2p³.

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Drei Kästchen, jeweils ein ↑. Drei ungepaarte Elektronen mit parallelem Spin.

4 · Warum ist ↑↑ im selben Kästchen verboten?

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Welche Regel betrifft zwei Elektronen in einem Orbital?

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Pauli-Prinzip: Im selben Orbital müssen die Spins entgegengesetzt sein.

5 · Warum ist bei 2p² ein Paar in nur einem Kästchen nicht die Grundzustandsbesetzung?

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Die drei p-Orbitale sind gleichenergetisch.

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Nach Hund werden zuerst zwei verschiedene p-Orbitale einzeln mit parallelem Spin besetzt.

6 · Wie viele Elektronen besitzt Mg²⁺, und wie lautet die Konfiguration?

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Mg hat Z = 12; die Ladung ist +2.

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Zehn Elektronen: 1s² 2s² 2p⁶ = [Ne].

7 · Wie viele ungepaarte Elektronen hat das isolierte O-Atom im Grundzustand?

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Betrachte 2p⁴, nicht das O₂-Molekül.

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Zwei. Ein p-Orbital ist doppelt, zwei sind einfach besetzt.

8 · Gib die Konfiguration von Fe²⁺ ausgehend von Fe an.

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Entferne zuerst die beiden 4s-Elektronen.

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Fe: [Ar] 3d⁶ 4s². Fe²⁺: [Ar] 3d⁶. Die Protonenzahl bleibt 26.

Kurzer Begriffscheck

Welche 2p-Besetzung passt zu N im Grundzustand?

Wähle eine Antwort.

Für den Unterricht: Konfigurationen begründen

Einstieg: Die Begriffe Schale, Unterschale und Orbital den Zeichnungen zuordnen.
Partnerarbeit: C, N und O vergleichen und jede zusätzliche Besetzung mit Pauli oder Hund begründen.
Sicherung: Na⁺ und O²⁻ gegenüberstellen. Fe²⁺ als Oberstufen-Vertiefung nutzen.