Vom H zum B

 
 

Wasserstoff:
z  =  1
 

	n	s	p
L	2
K	1	Ý		H

Ein Elektron (1s), daher Grundzustand ²S_½
Bindungsenergie (Ionisierungsenergie) ist 13,6 eV

Helium:
z  =  2
 

	n	s	p
L	2
K	1	Ýß		He

2 Elektronen (1s) (1s), Kurzbezeichnung 1s²

Da beide Elektronen nicht durch die gleiche Quantenzahlen repräsentiert werden können, muss der Grundzustand ¹S₀ sein (Gesamtspin S = ­ + ¯ = 0). Wenn wir ein Elektron in den n = 2, d.h. 2s Zustand anregen, also (1s) (2s), dann unterschieden sich die beiden Elektronen durch die Hauptquantenzahl n und der Gesamtspin kann auch S = 1 betragen. Wir können so qualitativ das Energieniveauschema und die möglichen Übergänge von He zeichnen:

Lithium:
z = 3
 

	n	s	p
L	2	Ý
K	1	Ýß		Li

Dank Pauli gibt es keine 1s³ Konfiguration, sondern
1s² 2s  º  ²S_½.
­- abgeschlossenen Schale mit L = 0 und S = 0, also J = 0.

Wäre durch die zwei 1s Elektronen der Kern vollständig abgeschirmt, dann betrüge die Ionisierungsenergie ^{13,6 eV}/₄ = 3,4 eV. Da jedoch auch die 2s Wellenfunktion bis in den Kern "hineinragt", ist die Ionisierungsenergie von Li etwas höher: 5,4 eV oder Z_eff = 1,3.

Da die erste Schale 1s² abgeschlossen, d.h. voll besetzt ist und dem Edelgas Helium entspricht, schreibt man häufig He(2s) für die Li-Grundzustandskonfiguration. Eine andere Schreibweise benutzt die großen Buchstaben K, L, M, N.... für die abgeschlossenen Schalen, also K(1s) für Li.

Beryllium:
z = 4
 

	n	s	p
L	2	Ýß
K	1	Ýß		Be

(1s²) (2s²) ≡¹S₀

Die Bindungsenergie wäre ^{24,6 eV}/₄ = 6,2 eV (24,6 eV ≡ He) Wegen unvollständiger Abschirmung ergibt sich 9,3 eV. Da ein 2p-Orbital energetisch nur ein wenig höher liegt, kann die geschlossenen Schale sehr leicht "aufgebrochen" werden, so dass Be nicht so chemisch inert ist wie He.
 

Energiezustände des Berylliums

Bor:
z = 5
 

	n	s	p
L	2	Ýß	Ý
K	1	Ýß		B

(1s²) (2s²) (2p) ≡²P_½

Prinzipiell könnte auch ein ²P_3/2 als Grundzustand möglich sein, der ²P_½-Zustand liegt jedoch energetisch etwas tiefer (Hund'sche Regel (2)); erklärbar über

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