Was ist eine Elektronenkonfiguration?
Die Elektronenkonfiguration beschreibt, wie Elektronen auf die Orbitale eines Atoms verteilt sind. Sie bestimmt die chemischen Eigenschaften, die Reaktivität und das Bindungsverhalten eines Elements. Zum Beispiel ist die Konfiguration von Kohlenstoff $1s^2\, 2s^2\, 2p^2$, was bedeutet, dass er 2 Elektronen im 1s-Orbital, 2 im 2s und 2 im 2p hat.
Wie berechnet man die Elektronenkonfiguration?
Befolgen Sie diese Schritte, um die Elektronenkonfiguration jedes Elements zu bestimmen:
Die Ordnungszahl (Z) gibt an, wie viele Elektronen sich in einem neutralen Atom befinden. Zum Beispiel hat Eisen Z = 26, also hat es 26 Elektronen.
Elektronen füllen Orbitale von der niedrigsten zur höchsten Energie. Verwenden Sie das folgende Diagramm, um sich die Reihenfolge zu merken:
Folgen Sie den diagonalen Pfeilen von oben-rechts nach unten-links
Die Auffüllreihenfolge ist: 1s → 2s → 2p → 3s → 3p → 4s → 3d → 4p → 5s → 4d → 5p → 6s → 4f → 5d → 6p → 7s → 5f → 6d → 7p
Jede Unterschale hat eine maximale Kapazität:
| Unterschale | Anzahl der Orbitale | Maximale Elektronen |
|---|---|---|
| s | 1 | 2 |
| p | 3 | 6 |
| d | 5 | 10 |
| f | 7 | 14 |
Schreiben Sie jede Unterschale mit ihrer Elektronenzahl als Hochzahl. Zum Beispiel hat Sauerstoff (Z = 8) die Konfiguration $1s^2\, 2s^2\, 2p^4$.
Die manuelle Berechnung funktioniert für einfache Elemente, wird aber für Übergangsmetalle und Ionen komplex. Verwenden Sie unseren Rechner oben, um sofortige, genaue Ergebnisse für jedes Element oder Ion zu erhalten – einschließlich aller Ausnahmen!
Detaillierte Beispiele
Beispiel 1: Kohlenstoff (Z = 6)
Kohlenstoff hat 6 Elektronen. Befolgen Sie die Schritte:
- Ordnungszahl: Z = 6, also 6 Elektronen
- In Reihenfolge füllen: 1s (2 Elektronen) → 2s (2 Elektronen) → 2p (2 Elektronen)
- Konfiguration schreiben: $1s^2\, 2s^2\, 2p^2$
Beispiel 2: Eisen (Z = 26)
Eisen hat 26 Elektronen:
- Orbitale füllen: 1s² (2) → 2s² (4) → 2p⁶ (10) → 3s² (12) → 3p⁶ (18) → 4s² (20) → 3d⁶ (26)
- Vollständige Konfiguration: $1s^2\, 2s^2\, 2p^6\, 3s^2\, 3p^6\, 4s^2\, 3d^6$
- Edelgasnotation: $[\text{Ar}]\, 4s^2\, 3d^6$
Wie funktioniert dieser Elektronenkonfigurationsrechner?
Der Rechner automatisiert den gesamten Prozess:
- Wählen Sie jedes Element aus dem Dropdown-Menü oder klicken Sie auf das interaktive Periodensystem
- Wählen Sie die Ladung für neutrale Atome oder Ionen (Kationen und Anionen von -5 bis +5)
- Erhalten Sie sofortige Ergebnisse einschließlich vollständiger Elektronenkonfiguration, Edelgasnotation, Schalenverteilung und magnetischer Eigenschaften
- Automatische Ausnahmebehandlung für Elemente wie Chrom, Kupfer, Molybdän, Silber, Gold und Palladium
Perfekt für Schüler, die Hausaufgaben überprüfen, Lehrer, die Unterricht vorbereiten, oder Chemiker, die schnelle Referenzdaten benötigen.
Edelgasnotation: Die Abkürzungsmethode
Die Edelgasnotation verwendet das Symbol des vorherigen Edelgases in eckigen Klammern, um die Kernelektronen darzustellen. Diese abgekürzte Form hebt nur die Valenzelektronen hervor, die an der chemischen Bindung beteiligt sind.
Beispiel: Eisen (Fe)
Vollständige Konfiguration: $1s^2\, 2s^2\, 2p^6\, 3s^2\, 3p^6\, 4s^2\, 3d^6$
Vorheriges Edelgas: Argon (Ar) hat die Konfiguration $1s^2\, 2s^2\, 2p^6\, 3s^2\, 3p^6$
Edelgasnotation: $[\text{Ar}]\, 4s^2\, 3d^6$
Beispiel: Gold (Au)
Vollständige Konfiguration: $1s^2\, 2s^2\, 2p^6\, 3s^2\, 3p^6\, 4s^2\, 3d^{10}\, 4p^6\, 5s^2\, 4f^{14}\, 5d^{10}\, 6s^1$
Vorheriges Edelgas: Xenon (Xe)
Edelgasnotation: $[\text{Xe}]\, 6s^1\, 4f^{14}\, 5d^{10}$
Elektronenkonfiguration von Ionen (Kationen und Anionen)
Wenn Atome Elektronen gewinnen oder verlieren, um Ionen zu bilden, ändern sich ihre Elektronenkonfigurationen. Die Schlüsselregel: Für Übergangsmetalle entfernen Sie 4s-Elektronen vor 3d-Elektronen, wenn Sie Kationen bilden.
Studenten entfernen oft Elektronen aus 3d vor 4s, wenn sie Kationen bilden. Das ist falsch! Obwohl 4s zuerst aufgefüllt wird, hat es eine höhere Energie, sobald 3d zu füllen beginnt, daher werden 4s-Elektronen zuerst entfernt.
Beispiel 1: Eisen(II)-Ion (Fe²⁺)
Neutrales Fe: $[\text{Ar}]\, 4s^2\, 3d^6$
2 Elektronen entfernen: Zuerst aus 4s entfernen (nicht aus 3d!)
Fe²⁺-Konfiguration: $[\text{Ar}]\, 3d^6$
Beispiel 2: Chlorid-Ion (Cl⁻)
Neutrales Cl: $[\text{Ne}]\, 3s^2\, 3p^5$
1 Elektron hinzufügen: Zum 3p-Orbital hinzufügen
Cl⁻-Konfiguration: $[\text{Ne}]\, 3s^2\, 3p^6$ (identisch mit Argon)
Ausnahmen vom Aufbau-Prinzip
Mehrere Elemente haben Elektronenkonfigurationen, die von der vorhergesagten Aufbau-Reihenfolge abweichen. Diese Ausnahmen treten auf, weil halbgefüllte ($d^5$, $f^7$) und vollständig gefüllte ($d^{10}$, $f^{14}$) Unterschalen aufgrund von Austauschenergie und symmetrischer Elektronenverteilung eine zusätzliche Stabilität haben.
| Element | Z | Erwartete Konfiguration | Tatsächliche Konfiguration |
|---|---|---|---|
| Chrom | 24 | $[\text{Ar}]\, 4s^2\, 3d^4$ | $[\text{Ar}]\, 4s^1\, 3d^5$ |
| Kupfer | 29 | $[\text{Ar}]\, 4s^2\, 3d^9$ | $[\text{Ar}]\, 4s^1\, 3d^{10}$ |
| Molybdän | 42 | $[\text{Kr}]\, 5s^2\, 4d^4$ | $[\text{Kr}]\, 5s^1\, 4d^5$ |
| Silber | 47 | $[\text{Kr}]\, 5s^2\, 4d^9$ | $[\text{Kr}]\, 5s^1\, 4d^{10}$ |
| Gold | 79 | $[\text{Xe}]\, 6s^2\, 4f^{14}\, 5d^9$ | $[\text{Xe}]\, 6s^1\, 4f^{14}\, 5d^{10}$ |
| Palladium | 46 | $[\text{Kr}]\, 5s^2\, 4d^8$ | $[\text{Kr}]\, 4d^{10}$ |
Warum ist Chrom $4s^1\, 3d^5$ statt $4s^2\, 3d^4$?
Chrom befördert ein 4s-Elektron nach 3d, um eine halbgefüllte 3d-Unterschale ($3d^5$) zu erreichen. Diese Konfiguration hat maximale Austauschenergie und symmetrische Elektronenverteilung, was sie stabiler macht als die erwartete Konfiguration $4s^2\, 3d^4$.
Wie die Elektronenkonfiguration mit dem Periodensystem zusammenhängt
Das Periodensystem ist nach der Elektronenkonfiguration organisiert. Jeder Block entspricht der Unterschale, die mit Elektronen gefüllt wird.
| Block | Gefüllte Unterschale | Gruppen | Elemente |
|---|---|---|---|
| s-Block | ns | 1-2 (und He) | Alkalimetalle, Erdalkalimetalle, H, He |
| p-Block | np | 13-18 | Borgruppe bis Edelgase |
| d-Block | (n-1)d | 3-12 | Übergangsmetalle |
| f-Block | (n-2)f | — | Lanthanoide und Actinoide |
Elemente in derselben Gruppe haben ähnliche Valenzelektronenkonfigurationen, was erklärt, warum sie ähnliche chemische Eigenschaften haben. Zum Beispiel haben alle Elemente der Gruppe 1 (Alkalimetalle) ein Valenzelektron in einem s-Orbital.
Schalen verstehen: K, L, M, N
Elektronen sind in Schalen organisiert, die mit K, L, M, N, O, P und Q beschriftet sind, entsprechend den Hauptquantenzahlen $n = 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7$. Jede Schale kann maximal $2n^2$ Elektronen aufnehmen.
| Schale | Hauptquantenzahl (n) | Maximale Elektronen ($2n^2$) |
|---|---|---|
| K | 1 | 2 |
| L | 2 | 8 |
| M | 3 | 18 |
| N | 4 | 32 |
| O | 5 | 50 |
| P | 6 | 72 |
| Q | 7 | 98 |
Schalenverteilung für Eisen (Fe)
Konfiguration: $1s^2\, 2s^2\, 2p^6\, 3s^2\, 3p^6\, 4s^2\, 3d^6$
Nach Schale gruppieren:
- K-Schale (n=1): 1s² = 2 Elektronen
- L-Schale (n=2): 2s² + 2p⁶ = 8 Elektronen
- M-Schale (n=3): 3s² + 3p⁶ + 3d⁶ = 14 Elektronen
- N-Schale (n=4): 4s² = 2 Elektronen
Schalenverteilung: K=2, L=8, M=14, N=2
Paramagnetische vs. diamagnetische Elemente
Die magnetischen Eigenschaften eines Elements hängen davon ab, ob es ungepaarte Elektronen hat. Sie können dies direkt aus der Elektronenkonfiguration bestimmen, indem Sie die Hundsche Regel verwenden.
| Eigenschaft | Ungepaarte Elektronen | Verhalten im Magnetfeld | Beispiele |
|---|---|---|---|
| Paramagnetisch | Eines oder mehrere | Vom Magnetfeld angezogen | Fe, O, Cu²⁺, Mn²⁺ |
| Diamagnetisch | Null (alle gepaart) | Schwach vom Magnetfeld abgestoßen | Zn, Ne, Na⁺, Cl⁻ |
Beispiel: Eisen (Fe) ist paramagnetisch
Konfiguration: $[\text{Ar}]\, 4s^2\, 3d^6$
Die 3d-Unterschale hat 5 Orbitale und 6 Elektronen. Nach der Hundschen Regel besetzen 4 Elektronen separate Orbitale mit parallelen Spins, und 1 Orbital hat ein Paar. Dies lässt 4 ungepaarte Elektronen übrig, was Eisen stark paramagnetisch macht.
Beispiel: Zink (Zn) ist diamagnetisch
Konfiguration: $[\text{Ar}]\, 4s^2\, 3d^{10}$
Sowohl die 4s- als auch die 3d-Unterschale sind vollständig gefüllt, was bedeutet, dass alle Elektronen gepaart sind. Zink hat null ungepaarte Elektronen und ist diamagnetisch.
Vollständige Elektronenkonfigurationstabelle
Unten finden Sie eine vollständige Tabelle der Elektronenkonfigurationen für alle 118 bekannten Elemente. Verwenden Sie den Rechner oben, um Ionen zu erkunden und zusätzliche Eigenschaften wie Schalenverteilung und magnetisches Verhalten zu erhalten.
| Z | Symbol | Name | Vollständige Konfiguration | Edelgasnotation |
|---|---|---|---|---|
| 1 | H | Wasserstoff | $1s^1$ | $1s^1$ |
| 2 | He | Helium | $1s^2$ | $1s^2$ |
| 3 | Li | Lithium | $1s^2\, 2s^1$ | $[\text{He}]\, 2s^1$ |
| 4 | Be | Beryllium | $1s^2\, 2s^2$ | $[\text{He}]\, 2s^2$ |
| 5 | B | Bor | $1s^2\, 2s^2\, 2p^1$ | $[\text{He}]\, 2s^2\, 2p^1$ |
| 6 | C | Kohlenstoff | $1s^2\, 2s^2\, 2p^2$ | $[\text{He}]\, 2s^2\, 2p^2$ |
| 7 | N | Stickstoff | $1s^2\, 2s^2\, 2p^3$ | $[\text{He}]\, 2s^2\, 2p^3$ |
| 8 | O | Sauerstoff | $1s^2\, 2s^2\, 2p^4$ | $[\text{He}]\, 2s^2\, 2p^4$ |
| 9 | F | Fluor | $1s^2\, 2s^2\, 2p^5$ | $[\text{He}]\, 2s^2\, 2p^5$ |
| 10 | Ne | Neon | $1s^2\, 2s^2\, 2p^6$ | $[\text{He}]\, 2s^2\, 2p^6$ |
| 11 | Na | Natrium | $1s^2\, 2s^2\, 2p^6\, 3s^1$ | $[\text{Ne}]\, 3s^1$ |
| 12 | Mg | Magnesium | $1s^2\, 2s^2\, 2p^6\, 3s^2$ | $[\text{Ne}]\, 3s^2$ |
| 13 | Al | Aluminium | $1s^2\, 2s^2\, 2p^6\, 3s^2\, 3p^1$ | $[\text{Ne}]\, 3s^2\, 3p^1$ |
| 14 | Si | Silicium | $1s^2\, 2s^2\, 2p^6\, 3s^2\, 3p^2$ | $[\text{Ne}]\, 3s^2\, 3p^2$ |
| 15 | P | Phosphor | $1s^2\, 2s^2\, 2p^6\, 3s^2\, 3p^3$ | $[\text{Ne}]\, 3s^2\, 3p^3$ |
| 16 | S | Schwefel | $1s^2\, 2s^2\, 2p^6\, 3s^2\, 3p^4$ | $[\text{Ne}]\, 3s^2\, 3p^4$ |
| 17 | Cl | Chlor | $1s^2\, 2s^2\, 2p^6\, 3s^2\, 3p^5$ | $[\text{Ne}]\, 3s^2\, 3p^5$ |
| 18 | Ar | Argon | $1s^2\, 2s^2\, 2p^6\, 3s^2\, 3p^6$ | $[\text{Ne}]\, 3s^2\, 3p^6$ |
| 19 | K | Kalium | $1s^2\, 2s^2\, 2p^6\, 3s^2\, 3p^6\, 4s^1$ | $[\text{Ar}]\, 4s^1$ |
| 20 | Ca | Calcium | $1s^2\, 2s^2\, 2p^6\, 3s^2\, 3p^6\, 4s^2$ | $[\text{Ar}]\, 4s^2$ |
| 21 | Sc | Scandium | $1s^2\, 2s^2\, 2p^6\, 3s^2\, 3p^6\, 4s^2\, 3d^1$ | $[\text{Ar}]\, 4s^2\, 3d^1$ |
| 22 | Ti | Titan | $1s^2\, 2s^2\, 2p^6\, 3s^2\, 3p^6\, 4s^2\, 3d^2$ | $[\text{Ar}]\, 4s^2\, 3d^2$ |
| 23 | V | Vanadium | $1s^2\, 2s^2\, 2p^6\, 3s^2\, 3p^6\, 4s^2\, 3d^3$ | $[\text{Ar}]\, 4s^2\, 3d^3$ |
| 24 | Cr | Chrom | $1s^2\, 2s^2\, 2p^6\, 3s^2\, 3p^6\, 4s^1\, 3d^5$ | $[\text{Ar}]\, 4s^1\, 3d^5$ |
| 25 | Mn | Mangan | $1s^2\, 2s^2\, 2p^6\, 3s^2\, 3p^6\, 4s^2\, 3d^5$ | $[\text{Ar}]\, 4s^2\, 3d^5$ |
| 26 | Fe | Eisen | $1s^2\, 2s^2\, 2p^6\, 3s^2\, 3p^6\, 4s^2\, 3d^6$ | $[\text{Ar}]\, 4s^2\, 3d^6$ |
| 27 | Co | Kobalt | $1s^2\, 2s^2\, 2p^6\, 3s^2\, 3p^6\, 4s^2\, 3d^7$ | $[\text{Ar}]\, 4s^2\, 3d^7$ |
| 28 | Ni | Nickel | $1s^2\, 2s^2\, 2p^6\, 3s^2\, 3p^6\, 4s^2\, 3d^8$ | $[\text{Ar}]\, 4s^2\, 3d^8$ |
| 29 | Cu | Kupfer | $1s^2\, 2s^2\, 2p^6\, 3s^2\, 3p^6\, 4s^1\, 3d^{10}$ | $[\text{Ar}]\, 4s^1\, 3d^{10}$ |
| 30 | Zn | Zink | $1s^2\, 2s^2\, 2p^6\, 3s^2\, 3p^6\, 4s^2\, 3d^{10}$ | $[\text{Ar}]\, 4s^2\, 3d^{10}$ |
| 31 | Ga | Gallium | $1s^2\, 2s^2\, 2p^6\, 3s^2\, 3p^6\, 4s^2\, 3d^{10}\, 4p^1$ | $[\text{Ar}]\, 4s^2\, 3d^{10}\, 4p^1$ |
| 32 | Ge | Germanium | $1s^2\, 2s^2\, 2p^6\, 3s^2\, 3p^6\, 4s^2\, 3d^{10}\, 4p^2$ | $[\text{Ar}]\, 4s^2\, 3d^{10}\, 4p^2$ |
| 33 | As | Arsen | $1s^2\, 2s^2\, 2p^6\, 3s^2\, 3p^6\, 4s^2\, 3d^{10}\, 4p^3$ | $[\text{Ar}]\, 4s^2\, 3d^{10}\, 4p^3$ |
| 34 | Se | Selen | $1s^2\, 2s^2\, 2p^6\, 3s^2\, 3p^6\, 4s^2\, 3d^{10}\, 4p^4$ | $[\text{Ar}]\, 4s^2\, 3d^{10}\, 4p^4$ |
| 35 | Br | Brom | $1s^2\, 2s^2\, 2p^6\, 3s^2\, 3p^6\, 4s^2\, 3d^{10}\, 4p^5$ | $[\text{Ar}]\, 4s^2\, 3d^{10}\, 4p^5$ |
| 36 | Kr | Krypton | $1s^2\, 2s^2\, 2p^6\, 3s^2\, 3p^6\, 4s^2\, 3d^{10}\, 4p^6$ | $[\text{Ar}]\, 4s^2\, 3d^{10}\, 4p^6$ |
| 37 | Rb | Rubidium | $[\text{Kr}]\, 5s^1$ | $[\text{Kr}]\, 5s^1$ |
| 38 | Sr | Strontium | $[\text{Kr}]\, 5s^2$ | $[\text{Kr}]\, 5s^2$ |
| 39 | Y | Yttrium | $[\text{Kr}]\, 5s^2\, 4d^1$ | $[\text{Kr}]\, 5s^2\, 4d^1$ |
| 40 | Zr | Zirconium | $[\text{Kr}]\, 5s^2\, 4d^2$ | $[\text{Kr}]\, 5s^2\, 4d^2$ |
| 41 | Nb | Niob | $[\text{Kr}]\, 5s^1\, 4d^4$ | $[\text{Kr}]\, 5s^1\, 4d^4$ |
| 42 | Mo | Molybdän | $[\text{Kr}]\, 5s^1\, 4d^5$ | $[\text{Kr}]\, 5s^1\, 4d^5$ |
| 43 | Tc | Technetium | $[\text{Kr}]\, 5s^2\, 4d^5$ | $[\text{Kr}]\, 5s^2\, 4d^5$ |
| 44 | Ru | Ruthenium | $[\text{Kr}]\, 5s^1\, 4d^7$ | $[\text{Kr}]\, 5s^1\, 4d^7$ |
| 45 | Rh | Rhodium | $[\text{Kr}]\, 5s^1\, 4d^8$ | $[\text{Kr}]\, 5s^1\, 4d^8$ |
| 46 | Pd | Palladium | $[\text{Kr}]\, 4d^{10}$ | $[\text{Kr}]\, 4d^{10}$ |
| 47 | Ag | Silber | $[\text{Kr}]\, 5s^1\, 4d^{10}$ | $[\text{Kr}]\, 5s^1\, 4d^{10}$ |
| 48 | Cd | Cadmium | $[\text{Kr}]\, 5s^2\, 4d^{10}$ | $[\text{Kr}]\, 5s^2\, 4d^{10}$ |
| 49 | In | Indium | $[\text{Kr}]\, 5s^2\, 4d^{10}\, 5p^1$ | $[\text{Kr}]\, 5s^2\, 4d^{10}\, 5p^1$ |
| 50 | Sn | Zinn | $[\text{Kr}]\, 5s^2\, 4d^{10}\, 5p^2$ | $[\text{Kr}]\, 5s^2\, 4d^{10}\, 5p^2$ |
| 51 | Sb | Antimon | $[\text{Kr}]\, 5s^2\, 4d^{10}\, 5p^3$ | $[\text{Kr}]\, 5s^2\, 4d^{10}\, 5p^3$ |
| 52 | Te | Tellur | $[\text{Kr}]\, 5s^2\, 4d^{10}\, 5p^4$ | $[\text{Kr}]\, 5s^2\, 4d^{10}\, 5p^4$ |
| 53 | I | Iod | $[\text{Kr}]\, 5s^2\, 4d^{10}\, 5p^5$ | $[\text{Kr}]\, 5s^2\, 4d^{10}\, 5p^5$ |
| 54 | Xe | Xenon | $[\text{Kr}]\, 5s^2\, 4d^{10}\, 5p^6$ | $[\text{Kr}]\, 5s^2\, 4d^{10}\, 5p^6$ |
| 55 | Cs | Cäsium | $[\text{Xe}]\, 6s^1$ | $[\text{Xe}]\, 6s^1$ |
| 56 | Ba | Barium | $[\text{Xe}]\, 6s^2$ | $[\text{Xe}]\, 6s^2$ |
| 57 | La | Lanthan | $[\text{Xe}]\, 6s^2\, 5d^1$ | $[\text{Xe}]\, 6s^2\, 5d^1$ |
| 58 | Ce | Cer | $[\text{Xe}]\, 6s^2\, 4f^1\, 5d^1$ | $[\text{Xe}]\, 6s^2\, 4f^1\, 5d^1$ |
| 59 | Pr | Praseodym | $[\text{Xe}]\, 6s^2\, 4f^3$ | $[\text{Xe}]\, 6s^2\, 4f^3$ |
| 60 | Nd | Neodym | $[\text{Xe}]\, 6s^2\, 4f^4$ | $[\text{Xe}]\, 6s^2\, 4f^4$ |
| 61 | Pm | Promethium | $[\text{Xe}]\, 6s^2\, 4f^5$ | $[\text{Xe}]\, 6s^2\, 4f^5$ |
| 62 | Sm | Samarium | $[\text{Xe}]\, 6s^2\, 4f^6$ | $[\text{Xe}]\, 6s^2\, 4f^6$ |
| 63 | Eu | Europium | $[\text{Xe}]\, 6s^2\, 4f^7$ | $[\text{Xe}]\, 6s^2\, 4f^7$ |
| 64 | Gd | Gadolinium | $[\text{Xe}]\, 6s^2\, 4f^7\, 5d^1$ | $[\text{Xe}]\, 6s^2\, 4f^7\, 5d^1$ |
| 65 | Tb | Terbium | $[\text{Xe}]\, 6s^2\, 4f^9$ | $[\text{Xe}]\, 6s^2\, 4f^9$ |
| 66 | Dy | Dysprosium | $[\text{Xe}]\, 6s^2\, 4f^{10}$ | $[\text{Xe}]\, 6s^2\, 4f^{10}$ |
| 67 | Ho | Holmium | $[\text{Xe}]\, 6s^2\, 4f^{11}$ | $[\text{Xe}]\, 6s^2\, 4f^{11}$ |
| 68 | Er | Erbium | $[\text{Xe}]\, 6s^2\, 4f^{12}$ | $[\text{Xe}]\, 6s^2\, 4f^{12}$ |
| 69 | Tm | Thulium | $[\text{Xe}]\, 6s^2\, 4f^{13}$ | $[\text{Xe}]\, 6s^2\, 4f^{13}$ |
| 70 | Yb | Ytterbium | $[\text{Xe}]\, 6s^2\, 4f^{14}$ | $[\text{Xe}]\, 6s^2\, 4f^{14}$ |
| 71 | Lu | Lutetium | $[\text{Xe}]\, 6s^2\, 4f^{14}\, 5d^1$ | $[\text{Xe}]\, 6s^2\, 4f^{14}\, 5d^1$ |
| 72 | Hf | Hafnium | $[\text{Xe}]\, 6s^2\, 4f^{14}\, 5d^2$ | $[\text{Xe}]\, 6s^2\, 4f^{14}\, 5d^2$ |
| 73 | Ta | Tantal | $[\text{Xe}]\, 6s^2\, 4f^{14}\, 5d^3$ | $[\text{Xe}]\, 6s^2\, 4f^{14}\, 5d^3$ |
| 74 | W | Wolfram | $[\text{Xe}]\, 6s^2\, 4f^{14}\, 5d^4$ | $[\text{Xe}]\, 6s^2\, 4f^{14}\, 5d^4$ |
| 75 | Re | Rhenium | $[\text{Xe}]\, 6s^2\, 4f^{14}\, 5d^5$ | $[\text{Xe}]\, 6s^2\, 4f^{14}\, 5d^5$ |
| 76 | Os | Osmium | $[\text{Xe}]\, 6s^2\, 4f^{14}\, 5d^6$ | $[\text{Xe}]\, 6s^2\, 4f^{14}\, 5d^6$ |
| 77 | Ir | Iridium | $[\text{Xe}]\, 6s^2\, 4f^{14}\, 5d^7$ | $[\text{Xe}]\, 6s^2\, 4f^{14}\, 5d^7$ |
| 78 | Pt | Platin | $[\text{Xe}]\, 6s^2\, 4f^{14}\, 5d^8$ | $[\text{Xe}]\, 6s^2\, 4f^{14}\, 5d^8$ |
| 79 | Au | Gold | $[\text{Xe}]\, 6s^1\, 4f^{14}\, 5d^{10}$ | $[\text{Xe}]\, 6s^1\, 4f^{14}\, 5d^{10}$ |
| 80 | Hg | Quecksilber | $[\text{Xe}]\, 6s^2\, 4f^{14}\, 5d^{10}$ | $[\text{Xe}]\, 6s^2\, 4f^{14}\, 5d^{10}$ |
| 81 | Tl | Thallium | $[\text{Xe}]\, 6s^2\, 4f^{14}\, 5d^{10}\, 6p^1$ | $[\text{Xe}]\, 6s^2\, 4f^{14}\, 5d^{10}\, 6p^1$ |
| 82 | Pb | Blei | $[\text{Xe}]\, 6s^2\, 4f^{14}\, 5d^{10}\, 6p^2$ | $[\text{Xe}]\, 6s^2\, 4f^{14}\, 5d^{10}\, 6p^2$ |
| 83 | Bi | Bismut | $[\text{Xe}]\, 6s^2\, 4f^{14}\, 5d^{10}\, 6p^3$ | $[\text{Xe}]\, 6s^2\, 4f^{14}\, 5d^{10}\, 6p^3$ |
| 84 | Po | Polonium | $[\text{Xe}]\, 6s^2\, 4f^{14}\, 5d^{10}\, 6p^4$ | $[\text{Xe}]\, 6s^2\, 4f^{14}\, 5d^{10}\, 6p^4$ |
| 85 | At | Astat | $[\text{Xe}]\, 6s^2\, 4f^{14}\, 5d^{10}\, 6p^5$ | $[\text{Xe}]\, 6s^2\, 4f^{14}\, 5d^{10}\, 6p^5$ |
| 86 | Rn | Radon | $[\text{Xe}]\, 6s^2\, 4f^{14}\, 5d^{10}\, 6p^6$ | $[\text{Xe}]\, 6s^2\, 4f^{14}\, 5d^{10}\, 6p^6$ |
| 87 | Fr | Francium | $[\text{Rn}]\, 7s^1$ | $[\text{Rn}]\, 7s^1$ |
| 88 | Ra | Radium | $[\text{Rn}]\, 7s^2$ | $[\text{Rn}]\, 7s^2$ |
| 89 | Ac | Actinium | $[\text{Rn}]\, 7s^2\, 6d^1$ | $[\text{Rn}]\, 7s^2\, 6d^1$ |
| 90 | Th | Thorium | $[\text{Rn}]\, 7s^2\, 6d^2$ | $[\text{Rn}]\, 7s^2\, 6d^2$ |
| 91 | Pa | Protactinium | $[\text{Rn}]\, 7s^2\, 5f^2\, 6d^1$ | $[\text{Rn}]\, 7s^2\, 5f^2\, 6d^1$ |
| 92 | U | Uran | $[\text{Rn}]\, 7s^2\, 5f^3\, 6d^1$ | $[\text{Rn}]\, 7s^2\, 5f^3\, 6d^1$ |
| 93 | Np | Neptunium | $[\text{Rn}]\, 7s^2\, 5f^4\, 6d^1$ | $[\text{Rn}]\, 7s^2\, 5f^4\, 6d^1$ |
| 94 | Pu | Plutonium | $[\text{Rn}]\, 7s^2\, 5f^6$ | $[\text{Rn}]\, 7s^2\, 5f^6$ |
| 95 | Am | Americium | $[\text{Rn}]\, 7s^2\, 5f^7$ | $[\text{Rn}]\, 7s^2\, 5f^7$ |
| 96 | Cm | Curium | $[\text{Rn}]\, 7s^2\, 5f^7\, 6d^1$ | $[\text{Rn}]\, 7s^2\, 5f^7\, 6d^1$ |
| 97 | Bk | Berkelium | $[\text{Rn}]\, 7s^2\, 5f^9$ | $[\text{Rn}]\, 7s^2\, 5f^9$ |
| 98 | Cf | Californium | $[\text{Rn}]\, 7s^2\, 5f^{10}$ | $[\text{Rn}]\, 7s^2\, 5f^{10}$ |
| 99 | Es | Einsteinium | $[\text{Rn}]\, 7s^2\, 5f^{11}$ | $[\text{Rn}]\, 7s^2\, 5f^{11}$ |
| 100 | Fm | Fermium | $[\text{Rn}]\, 7s^2\, 5f^{12}$ | $[\text{Rn}]\, 7s^2\, 5f^{12}$ |
| 101 | Md | Mendelevium | $[\text{Rn}]\, 7s^2\, 5f^{13}$ | $[\text{Rn}]\, 7s^2\, 5f^{13}$ |
| 102 | No | Nobelium | $[\text{Rn}]\, 7s^2\, 5f^{14}$ | $[\text{Rn}]\, 7s^2\, 5f^{14}$ |
| 103 | Lr | Lawrencium | $[\text{Rn}]\, 7s^2\, 5f^{14}\, 7p^1$ | $[\text{Rn}]\, 7s^2\, 5f^{14}\, 7p^1$ |
| 104 | Rf | Rutherfordium | $[\text{Rn}]\, 7s^2\, 5f^{14}\, 6d^2$ | $[\text{Rn}]\, 7s^2\, 5f^{14}\, 6d^2$ |
| 105 | Db | Dubnium | $[\text{Rn}]\, 7s^2\, 5f^{14}\, 6d^3$ | $[\text{Rn}]\, 7s^2\, 5f^{14}\, 6d^3$ |
| 106 | Sg | Seaborgium | $[\text{Rn}]\, 7s^2\, 5f^{14}\, 6d^4$ | $[\text{Rn}]\, 7s^2\, 5f^{14}\, 6d^4$ |
| 107 | Bh | Bohrium | $[\text{Rn}]\, 7s^2\, 5f^{14}\, 6d^5$ | $[\text{Rn}]\, 7s^2\, 5f^{14}\, 6d^5$ |
| 108 | Hs | Hassium | $[\text{Rn}]\, 7s^2\, 5f^{14}\, 6d^6$ | $[\text{Rn}]\, 7s^2\, 5f^{14}\, 6d^6$ |
| 109 | Mt | Meitnerium | $[\text{Rn}]\, 7s^2\, 5f^{14}\, 6d^7$ | $[\text{Rn}]\, 7s^2\, 5f^{14}\, 6d^7$ |
| 110 | Ds | Darmstadtium | $[\text{Rn}]\, 7s^2\, 5f^{14}\, 6d^8$ | $[\text{Rn}]\, 7s^2\, 5f^{14}\, 6d^8$ |
| 111 | Rg | Roentgenium | $[\text{Rn}]\, 7s^2\, 5f^{14}\, 6d^9$ | $[\text{Rn}]\, 7s^2\, 5f^{14}\, 6d^9$ |
| 112 | Cn | Copernicium | $[\text{Rn}]\, 7s^2\, 5f^{14}\, 6d^{10}$ | $[\text{Rn}]\, 7s^2\, 5f^{14}\, 6d^{10}$ |
| 113 | Nh | Nihonium | $[\text{Rn}]\, 7s^2\, 5f^{14}\, 6d^{10}\, 7p^1$ | $[\text{Rn}]\, 7s^2\, 5f^{14}\, 6d^{10}\, 7p^1$ |
| 114 | Fl | Flerovium | $[\text{Rn}]\, 7s^2\, 5f^{14}\, 6d^{10}\, 7p^2$ | $[\text{Rn}]\, 7s^2\, 5f^{14}\, 6d^{10}\, 7p^2$ |
| 115 | Mc | Moscovium | $[\text{Rn}]\, 7s^2\, 5f^{14}\, 6d^{10}\, 7p^3$ | $[\text{Rn}]\, 7s^2\, 5f^{14}\, 6d^{10}\, 7p^3$ |
| 116 | Lv | Livermorium | $[\text{Rn}]\, 7s^2\, 5f^{14}\, 6d^{10}\, 7p^4$ | $[\text{Rn}]\, 7s^2\, 5f^{14}\, 6d^{10}\, 7p^4$ |
| 117 | Ts | Tenness | $[\text{Rn}]\, 7s^2\, 5f^{14}\, 6d^{10}\, 7p^5$ | $[\text{Rn}]\, 7s^2\, 5f^{14}\, 6d^{10}\, 7p^5$ |
| 118 | Og | Oganesson | $[\text{Rn}]\, 7s^2\, 5f^{14}\, 6d^{10}\, 7p^6$ | $[\text{Rn}]\, 7s^2\, 5f^{14}\, 6d^{10}\, 7p^6$ |
Häufig gestellte Fragen
Wie findet man die Elektronenkonfiguration eines Elements?
Finden Sie die Ordnungszahl des Elements, die gleich der Anzahl der Elektronen in einem neutralen Atom ist. Füllen Sie dann die Orbitale in Aufbau-Reihenfolge (1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p usw.), bis alle Elektronen platziert sind, unter Beachtung der Kapazität jeder Unterschale (s=2, p=6, d=10, f=14). Der obige Rechner automatisiert diesen Prozess für alle 118 Elemente.
Warum hat Chrom 4s¹ 3d⁵ statt 4s² 3d⁴?
Chrom ist eine Ausnahme vom Aufbau-Prinzip, weil eine halbgefüllte 3d-Unterschale ($3d^5$) aufgrund von Austauschenergie und symmetrischer Elektronenverteilung eine zusätzliche Stabilität hat. Die durch diese Stabilität gewonnene Energie überwiegt die Energiekosten, ein Elektron von 4s nach 3d zu befördern. Ähnliche Ausnahmen treten bei Kupfer, Molybdän, Silber und Gold auf.
Wie schreibt man die Elektronenkonfiguration für Ionen?
Für Kationen (positive Ionen) entfernen Sie Elektronen aus der Konfiguration des neutralen Atoms, beginnend mit der höchsten Hauptquantenzahl $n$ zuerst. Für Übergangsmetalle bedeutet dies, 4s-Elektronen vor 3d-Elektronen zu entfernen. Für Anionen (negative Ionen) fügen Sie Elektronen zum nächstverfügbaren Orbital hinzu, indem Sie der Aufbau-Reihenfolge folgen. Der obige Rechner behandelt sowohl Kationen als auch Anionen automatisch.
Was ist Edelgasnotation?
Edelgasnotation (auch kondensierte oder abgekürzte Elektronenkonfiguration genannt) verwendet das Symbol des vorherigen Edelgases in eckigen Klammern, um die Kernelektronen darzustellen. Zum Beispiel ist die vollständige Konfiguration von Eisen $1s^2\, 2s^2\, 2p^6\, 3s^2\, 3p^6\, 4s^2\, 3d^6$, aber in Edelgasnotation wird sie als $[\text{Ar}]\, 4s^2\, 3d^6$ geschrieben. Diese Notation ist kürzer und hebt nur die Valenzelektronen hervor, die an der Bindung beteiligt sind.
Was sind Valenzelektronen?
Valenzelektronen sind die Elektronen in der äußersten Schale (höchste Hauptquantenzahl $n$) eines Atoms. Diese Elektronen sind an der chemischen Bindung beteiligt und bestimmen die chemischen Eigenschaften eines Elements. Für Hauptgruppenelemente ist die Anzahl der Valenzelektronen gleich der Gruppennummer (für Gruppen 1-2) oder der Gruppennummer minus 10 (für Gruppen 13-18).
Was macht ein Element paramagnetisch vs. diamagnetisch?
Ein Element ist paramagnetisch, wenn es ein oder mehrere ungepaarte Elektronen hat, was dazu führt, dass es von einem Magnetfeld angezogen wird. Ein Element ist diamagnetisch, wenn alle seine Elektronen gepaart sind, was dazu führt, dass es schwach von einem Magnetfeld abgestoßen wird. Sie können dies aus der Elektronenkonfiguration bestimmen, indem Sie die Hundsche Regel verwenden: Wenn eine Unterschale ungepaarte Elektronen hat, ist das Element paramagnetisch.
Warum werden 4s-Elektronen vor 3d in Kationen entfernt?
Obwohl 4s vor 3d aufgefüllt wird, wenn das Atom aufgebaut wird (weil 4s eine niedrigere Energie hat, wenn es leer ist), haben die 3d-Elektronen, sobald 3d zu füllen beginnt, tatsächlich eine niedrigere Energie als 4s. Bei der Bildung von Kationen werden Elektronen zuerst vom höchsten Energieniveau entfernt, was 4s ist. Deshalb ist Fe²⁺ $[\text{Ar}]\, 3d^6$, nicht $[\text{Ar}]\, 4s^2\, 3d^4$.
Wie viele Elektronen kann jedes Orbital aufnehmen?
Jedes einzelne Orbital kann maximal 2 Elektronen mit entgegengesetzten Spins aufnehmen (Pauli-Prinzip). Jede Unterschale enthält eine spezifische Anzahl von Orbitalen: s hat 1 Orbital (nimmt 2 Elektronen auf), p hat 3 Orbitale (nimmt 6 Elektronen auf), d hat 5 Orbitale (nimmt 10 Elektronen auf), und f hat 7 Orbitale (nimmt 14 Elektronen auf).
Referenzen
Die in diesem Rechner präsentierten Formeln, Beispiele und Daten basieren auf etablierten Prinzipien der Quantenchemie aus den folgenden Quellen: