Aufbauprinzip

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Das Aufbauprinzip ist ein von Niels Bohr 1921 entwickeltes Konzept, um das periodische Auftreten der chemischen Eigenschaften im Periodensystem der Elemente mithilfe der Eigenschaften der Atomhülle erklären zu können.[1] Es wird verwendet, um die Anordnung der Elektronen in Atomen, Molekülen oder Ionen im energetisch niedrigsten Zustand zu ermitteln. Dem Prinzip liegt ein Prozess zu Grunde, der das sukzessive Auffüllen der Atomhülle mit Elektronen beschreibt. Elektrostatisch angezogen durch die Protonen im Atomkern sucht jedes neu hinzugefügte Elektron den für sich stabilsten Zustand. Dieser befindet sich in dem Atomorbital, das die niedrigste Energie hat und noch nicht voll besetzt ist, wobei die maximale Elektronenanzahl in jedem Orbital durch das Pauli-Prinzip gegeben ist. In diesem Orbital verbleibt das Elektron auch bei weiterem Auffüllen, so dass die Atomhüllen aller Atome in ihrem Innern gleich aufgebaut sind, nur dass die Orbitale sich mit steigender Kernladung enger um den Kern konzentrieren.

Nach dem Prinzip füllen die Elektronen die Orbitale immer dort auf, wo der Zustand geringster Energie erreicht werden kann, bevor sie Orbitale mit höherer Energie einnehmen (z. B. 1s immer vor 2s). Wenn für ein Elektron mehrere Orbitale mit gleicher Energie zur Auswahl stehen, wird laut den Hundsche Regeln das schon teilweise besetzte Orbital bevorzugt.

Das Aufbauprinzip kann auch herangezogen werden, um die Anordnung von Protonen und Neutronen im Atomkern zu beschreiben.

Das Madelung-Energieschema[Bearbeiten]

Die Orbitale der Atomhülle werden in der Reihenfolge des Pfeils mit Elektronen besetzt.

Die Reihenfolge, nach der die Elektronen die Orbitale besetzen, wird durch die n+l-Regel beschrieben (auch bekannt als die Madelung-Regel nach Erwin Madelung oder die Klechkowski-Regel in manchen, meist Französisch sprechenden Ländern):

  • Orbitale mit einem kleineren n+l-Wert werden vor den Orbitalen mit einem größeren Wert gefüllt.
  • Falls die n+l-Werte gleich sind, wird das Orbital mit dem kleineren n-Wert zuerst gefüllt.

Dieses Verhalten der Elektronen wurde experimentell durch die spektroskopischen Eigenschaften der Elemente herausgefunden.[2] Die quantenmechanische Erklärung der Regel basiert auf der Gesamtanzahl der Knoten in einem Orbital, was den Energiezustand widerspiegelt.[3]

Konkret werden die Elektronen der Reihe nach in folgende Orbitale eingegliedert (vgl. Abb. rechts):
1s ⇒ 2s ⇒ 2p ⇒ 3s ⇒ 3p ⇒ 4s ⇒ 3d ⇒ 4p ⇒ 5s ⇒ 4d ⇒ 5p ⇒ 6s ⇒ 4f ⇒ 5d ⇒ 6p ⇒ 7s ⇒ 5f ⇒ 6d ⇒ 7p

Hinweis: Das Madelung-Energieschema kann nur auf neutrale Atome in ihrem Grundzustand angewendet werden. (Siehe Ausnahmen)

Erläuterung zum rechten Bild:
Die Orbitale der Atomhülle werden in der Reihenfolge des Pfeils mit Elektronen besetzt. Von links nach rechts sind die Orbitale der Atomhülle aufgezählt (steigende Nebenquantenzahl l) und von oben nach unten die Schalen (steigende Hauptquantenzahl n), jeweils mit Buchstaben als entsprechendes Kürzel. Die hochgestellten Zahlen geben jeweils an, wie viele Elektronen sich maximal im Orbital oder in der Schale aufhalten können. Der für die Besetzung entscheidende Wert n+l nimmt in dieser Darstellung diagonal nach rechts unten zu. Daher haben alle Orbitale auf Linien senkrecht zu dieser Richtung jeweils den gleichen Wert n+l. Gemäß der Regel werden in diesem Fall zunächst die Orbitale mit den kleineren n-Werten besetzt, d. h. die einzelnen Diagonalen werden von rechts oben nach links unten durchlaufen. Der blass dargestellte Bereich ist theoretischer Natur, da noch keine Atome mit so vielen Elektronen und den damit erforderlichen großen Kernen entdeckt oder erzeugt werden konnten.

Ausnahme[Bearbeiten]

Nicht bei allen Atomen folgt die Besetzung der Schalen der obigen einfachen Aufbauregel. Grund sind relativistische Effekte, die bei größerer Ordnungszahl eine immer größere Rolle spielen, aber innerhalb dieser Aufbauregeln noch nicht berücksichtigt sind. Beispiele von Elementen, die sich anders verhalten:[4][5]

  • Bei Lanthan besetzt zuerst ein Elektron ein Orbital der 5d-Unterschale, bevor 4f aufgefüllt wird; bei Actinium besetzt entsprechend ein Elektron 6d, bevor 5f aufgefüllt wird. Die Elektronen besetzen zuerst leere Orbitale innerhalb einer Unterschale.
  • Bei Kupfer und Chrom wechselt ein Elektron des 4s-Orbitals in das 3d-Orbital, sodass das 4s-Orbital trotz seines niedrigeren Energieniveaus nur einfach besetzt ist. Allerdings sind so die 3d-Orbitale halb (Chrom) bzw. vollständig (Kupfer) besetzt.

Die Elektronenkonfigurationen jenseits des Elementes Rutherfordium (Ordnungszahl: 104) sind noch nicht eindeutig bestätigt bzw. bewiesen.

Das folgende Periodensystem und die folgende Liste geben einen Überblick über die Ausnahmen, dabei wurde die auffälligsten Gemeinsamkeiten zusammengefasst.

Auszug aus dem Periodensystem[Bearbeiten]

Gruppe 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
Besetzung
d1 d2 d3 d4 d5 d6 d7 d8 d9 d10
4 19
K
20
Ca
21
Sc
22
Ti
23
V
24
Cr
25
Mn
26
Fe
27
Co
28
Ni
29
Cu
30
Zn
31
Ga
32
Ge
33
As
34
Se
35
Br
36
Kr
5 37
Rb
38
Sr
39
Y
40
Zr
41
Nb
42
Mo
43
Tc
44
Ru
45
Rh
46
Pd
47
Ag
48
Cd
49
In
50
Sn
51
Sb
52
Te
53
I
54
Xe
6 55
Cs
56
Ba
57-71 72
Hf
73
Ta
74
W
75
Re
76
Os
77
Ir
78
Pt
79
Au
80
Hg
81
Tl
82
Pb
83
Bi
84
Po
85
At
86
Rn
7 87
Fr
88
Ra
89-103 104
Rf
105
Db
106
Sg
107
Bh
108
Hs
109
Mt
110
Ds
111
Rg
112
Cn
113
Uut
114
Fl
115
Uup
116
Lv
117
Uus
118
Uuo


Besetzung f1 f2 f3 f4 f5 f6 f7 f8 f9 f10 f11 f12 f13 f14 d1

Lanthanoide 57
La
58
Ce
59
Pr
60
Nd
61
Pm
62
Sm
63
Eu
64
Gd
65
Tb
66
Dy
67
Ho
68
Er
69
Tm
70
Yb
71
Lu

Actinoide 89
Ac
90
Th
91
Pa
92
U
93
Np
94
Pu
95
Am
96
Cm
97
Bk
98
Cf
99
Es
100
Fm
101
Md
102
No
103
Lr

Halb besetztes d-Orbital Keine 8 Elektronen im d-Orbital Elektron vom s-Orbital ins d-Orbital Erst d-Orbital füllen Unbekannt
Voll besetztes d-Orbital Keine 8 Elektronen im f-Orbital Elektron vom f-Orbital ins d-Orbital andere Ausnahmen keine Ausnahme

Liste[Bearbeiten]

Ordnungszahl Chemisches Element Nach Aufbauprinzip Echte E-Konfiguration
Halbbesetztes d-Orbital
24 Chrom [Ar] 3d4 4s2 [Ar] 3d5 4s1
42 Molybdän [Kr] 4d4 5s2 [Kr] 4d5 5s1
Vollbesetztes d-Orbital
29 Kupfer [Ar] 3d9 4s2 [Ar] 3d10 4s1
47 Silber [Kr] 4d9 5s2 [Kr] 4d10 5s1
79 Gold [Xe] 4f14 5d9 6s2 [Xe] 4f14 5d10 6s1
Keine acht Elektronen im d-Orbital
28 Nickel [Ar] 3d8 4s2[A 1] [Ar] 3d9 4s1[A 1]
46 Palladium [Kr] 4d8 5s2 [Kr] 4d10 5s0
78 Platin [Xe] 4f14 5d8 6s2 [Xe] 4f14 5d9 6s1
Keine acht Elektronen im f-Orbital
64 Gadolinium [Xe] 4f8 6s2 [Xe] 4f7 5d1 6s2
96 Curium [Rn] 5f8 7s2 [Rn] 5f7 6d1 7s2
Erst das leere d-Orbital auffüllen
57 Lanthan [Xe] 4f1 6s2 [Xe] 5d1 6s2
89 Actinium [Rn] 5f1 7s2 [Rn] 6d1 7s2
90 Thorium [Rn] 5f2 7s2 [Rn] 6d2 7s2
Ein Elektron vom s-Orbital ins d-Orbital
41 Niob [Kr] 4d3 5s2 [Kr] 4d4 5s1
44 Ruthenium [Kr] 4d6 5s2 [Kr] 4d7 5s1
45 Rhodium [Kr] 4d7 5s2 [Kr] 4d8 5s1
Ein Elektron vom f-Orbital ins d-Orbital
58 Cer [Xe] 4f2 6s2 [Xe] 4f1 5d1 6s2
91 Protactinium [Rn] 5f3 7s2 [Rn] 5f2 6d1 7s2
92 Uran [Rn] 5f4 7s2 [Rn] 5f3 6d1 7s2
93 Neptunium [Rn] 5f5 7s2 [Rn] 5f4 6d1 7s2
Andere Ausnahmen
103 Lawrencium [Rn] 5f14 6d1 7s2[A 2] [Rn] 5f14 7s2 7p1[A 2]
  1. a b Bei Nickel sind, nach aktuellen Wissenstand, beide Elektronenkonfigurationen möglich.
  2. a b Bei Lawrencium legen quantenmechanische Untersuchungen eine Abweichung der Elektronenkonfigurationen nahe.

Siehe auch[Bearbeiten]

Weblinks[Bearbeiten]

Einzelnachweise[Bearbeiten]

  1.  Niels Bohr: Atomic structure. In: Nature. 107, 1921, S. 104-107, doi:10.1038/107104a0.
  2. Eric R. Scerri: How Good Is the Quantum Mechanical Explanation of the Periodic System?. In: Journal of Chemical Education. 75, Nr. 11, 1998, S. 1384–85. doi:10.1021/ed075p1384.
  3. Frank Weinhold, Clark R. Landis: Valency and bonding: A Natural Bond Orbital Donor-Acceptor Perspective. Cambridge University Press, Cambridge 2005, ISBN 0-521-83128-8, S. 715–716.
  4. Erwin Riedel: Anorganische Chemie. 2. Auflage. 1990, ISBN 3-11-012321-5. (für die Ausnahmen der Regel für die Besetzung der Atomorbitale)
  5. Terry L. Meek, Leland C. Allen,: Configuration irregularities: deviations from the Madelung rule and inversion of orbital energy levels. In: Chemical Physics Letters. 362, Nr. 5-6, 2002, S. 362–364. doi:10.1016/S0009-2614(02)00919-3.