Das Auffüllen der Elektronenzustände im Periodensystem

Die Symbolik zur Bezeichnung von Elektronenkonfigurationen

(Elektronenverteilungen in Atomen und Ionen enthält :

• Hauptquantenzahl n
  Symbol für den bzw. die höchsten besetzten Orbitalsätze
  (s, p, d, f) und
• Elektronenzahlen in den Orbitalsätzen $N_e$:
  $$n (Orbitalsatz)^{N_e}$$    z.B. $$3d^8.$$
  Beispiele:
  • $He (1s^2)$,
  • $B (1s^2 2s^2 2p^1)$
  • $Fe^{2+} ([Ar] 3d^6 4s^0)$

Während das Auffüllen der Elektronenzahl bei den Hauptgruppenelementen einfach ist, gibt es bei den Übergangs- und bei den Seltenerdmetallen einige Unregelmässigkeiten:

Tabelle 4: Elektronenauffüllschema der freien Atome
Übergangselemente Gruppen 3 bis 12

Orbital/Atom	Sc	Ti	V	Cr	Mn	Fe	Co	Ni	Cu	Zn
4s	2	2	2	1	2	2	2	2	1	2
3d	1	2	3	5	5	6	7	8	10	10
4p	0	0	0	0	0	0	0	0	0	0
Orbital/Atom	Y	Zr	Nb	Mo	Tc	Ru	Rh	Pd	Ag	Cd
5s	2	2	2	1	2	2	2	2	1	2
4d	1	2	3	5	5	6	7	8	10	10
5p	0	0	0	0	0	0	0	0	0	0
Orbital/Atom	La	Hf	Ta	W	Re	Os	Ir	Pt	Au	Hg
6s	2	2	2	2	2	2	2	1	1	2
5d	1	2	3	4	5	6	7	9	10	10
6p	0	0	0	0	0	0	0	0	0	0

Generell gilt für die neutralen d-Elemente die Elektronenkonfiguration

$$(n-1)d^m ns^2,$$

kurz vor Erreichen der halbvollen bzw. vollen Schale $(n-1)d^{m+1} ns^1$ und für $Pt^0$ $(n-1)d^{m+1} ns^1.$

In einigen Fällen liegt eine äusserst delikate Balance vor, zwischen den s-, d- und f-Orbitalen, die ihre energetische Abfolge mit steigender Kernladung mehrfach ändern können.

Generell gilt für die neutralen f-Elemente die Elektronenkonfiguration

$$(n-2)f^m (n-1)d^0 ns^2,$$

kurz nach Erreichen der halbvollen bzw. vollen Schale

$$(n-2)f^m (n-1)d^{1} ns^2.$$

La gehört zu den Übergangselementen, Gd und Lu können einen gewissen Charakter der d-Elemente zeigen.

O/A	La	Ce	Pr	Nd	Pm	Sm	Eu	Gd	Tb	Dy	Ho	Er	Tm	Yb	Lu
6s	2	2	2	2	2	2	2	2	2	2	2	2	2	2	2
5d	1	0	0	0	0	0	0	1	0	0	0	0	0	0	1
4f	0	2	3	4	5	6	7	7	9	10	11	12	13	14	14

Abbildung 10: links: Darstellungen des Elektronenauffüllschemas der freien Atome. rechts: Reaktionsenergie der Atomorbitale als Funktion der Kernladung.