Inhoud

• Stappen
• Advies

Elektronen configuratie van een atoom is een reeks getallen die de elektronenorbitalen vertegenwoordigen. Electron Obitans zijn de ruimtelijke gebieden met verschillende vormen rond de atoomkern, waarin elektronen op een geordende manier zijn gerangschikt. Door middel van elektronenconfiguratie kun je snel bepalen hoeveel elektronenorbitalen er in het atoom zitten, en het aantal elektronen in elke baan. Zodra u de basisprincipes van elektronenconfiguratie begrijpt, kunt u uw eigen elektronenconfiguratie schrijven en met vertrouwen chemische tests uitvoeren.

Stappen

Methode 1 van 2: Bepaal het aantal elektronen met behulp van een chemisch periodiek systeem

1. 

   Zoek het atoomnummer van het atoom. Elk atoom heeft een specifiek aantal elektronen die eraan zijn gekoppeld. Zoek het element op het periodiek systeem. Het atoomnummer is een positief geheel getal beginnend bij 1 (voor waterstof) en wordt daarna voor elk atoom met 1 verhoogd. Het atoomnummer is het aantal protonen van het atoom - dus het is ook het aantal elektronen van het atoom in de grondtoestand.
2. Bepaal de lading van het atoom. Een elektrisch neutraal atoom heeft het juiste aantal elektronen zoals weergegeven in het periodiek systeem. Een atoom met een lading zal echter meer of minder elektronen hebben op basis van de grootte van de lading. Als je werkt met atomen met een lading, tel dan het corresponderende aantal elektronen op of trek het af: tel één elektron op voor elke negatieve lading en trek één elektron af voor elke positieve lading.
   • Een natriumatoom met een lading van +1 zal bijvoorbeeld één elektron hebben verwijderd van het basisatoomnummer 11. Daarom zal het natriumatoom in totaal 10 elektronen hebben.
3. Onthoud de basis orbitale lijst. Wanneer een atoom elektronen ontvangt, worden deze elektronen in een bepaalde volgorde in orbitalen gerangschikt. Wanneer de elektronen orbitalen vullen, is het aantal elektronen in elke orbitaal even. We hebben de volgende orbitalen:
   • Obitan s (elk getal met een "s" erachter in de elektronenconfiguratie) heeft slechts één orbitaal, en volgt Het principe behalve PauliElke orbitaal bevat maximaal 2 elektronen, dus elke s-orbitaal bevat slechts 2 elektronen.
   • Obitan p heeft 3 orbitalen, dus het kan maximaal 6 elektronen bevatten.
   • Obitan d heeft 5 orbitalen, dus het kan maximaal 10 elektronen bevatten.
   • Obitan f heeft 7 orbitalen, dus kan maximaal 14 elektronen bevatten. Onthoud de volgorde van de orbitalen volgens de volgende pakkende zin:
     SAan P.agressief Duh F.Oke Gverdoven H.Oeps ÍKIk kom.
     
     Voor atomen met meer elektronen worden orbitalen nog steeds alfabetisch geschreven na de letter k, waarbij de gebruikte tekens worden weggelaten.
4. Begrijp de elektronenconfiguratie. Elektronenconfiguraties zijn geschreven om duidelijk het aantal elektronen in het atoom te laten zien, evenals het aantal elektronen in elke orbitaal. Elke orbitaal wordt in een bepaalde volgorde geschreven, met het aantal elektronen in elke orbitaal boven de rechterkant van de orbitale naam. Ten slotte is de elektronenconfiguratie een reeks die bestaat uit de namen van de orbitalen en het aantal elektronen hierboven rechts ervan geschreven.
   • Het volgende voorbeeld is een eenvoudige elektronenconfiguratie: 1s 2s 2p. Deze configuratie laat zien dat er twee elektronen zijn in de 1s-orbitaal, twee elektronen in de 2s-orbitaal en zes elektronen in de 2p-orbitaal. 2 + 2 + 6 = 10 elektronen (totaal). Deze elektronenconfiguratie is voor een elektrisch neutraal neonatoom (het atoomnummer van neon is 10).
5. Onthoud de volgorde van orbitalen. Merk op dat de orbitalen genummerd zijn volgens de elektronenklasse, maar energetisch geordend zijn. De 4s-orbitaal is bijvoorbeeld verzadigd met een lagere energie (of duurzamer) dan de verzadigde of onverzadigde 3d-orbitaal, dus de 4s-subklasse wordt eerst geschreven. Als je eenmaal de volgorde van de orbitalen kent, kun je de elektronen erin organiseren volgens het aantal elektronen in het atoom. De volgorde voor het plaatsen van elektronen in orbitalen is als volgt: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p, 8s.
   • De elektronenconfiguratie van een atoom met elke met elektronen gevulde orbitaal wordt als volgt geschreven: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d7p
   • Merk op dat als alle lagen gevuld zijn, de bovenstaande elektronenconfiguratie die van Og (Oganesson), 118 is, het atoom met het hoogste nummer op het periodiek systeem - met alle momenteel bekende elektronenlagen voor met een elektrisch neutraal atoom.
6. Sorteer elektronen in orbitalen op basis van het aantal elektronen in het atoom. Als u bijvoorbeeld de elektronenconfiguratie van het elektrisch neutrale calciumatoom wilt schrijven, moet u eerst het atoomnummer opzoeken in het periodiek systeem. Het atoomnummer van calcium is 20, dus we zullen de configuratie van een atoom met 20 elektronen in de bovenstaande volgorde schrijven.
   • Zet je elektronen in orbitalen in de bovenstaande volgorde totdat je 20 elektronen hebt bereikt. Obitan 1s krijgt twee elektronen, 2s krijgt twee, 2p krijgt zes, 3s krijgt twee, 3p krijgt zes en 4s krijgt twee (2 + 2 + 6 +2 +6 + 2 = 20). Daarom is de elektronenconfiguratie van calcium: 1s 2s 2p 3s 3p 4s.
   • Opmerking: het energieniveau verandert naarmate de elektronenlaag toeneemt. Als u bijvoorbeeld naar het 4e energieniveau schrijft, wordt de 4s-subklasse eerst geschreven, later tot 3d. Nadat je het vierde energieniveau hebt geschreven, ga je door naar het vijfde niveau en start je de volgorde van lagen opnieuw. Dit gebeurt pas na het 3e energieniveau.
7. Gebruik het periodiek systeem als een visuele snelkoppeling. Het is je misschien opgevallen dat de vorm van het periodiek systeem overeenkomt met de volgorde van orbitalen in elektronenconfiguratie. Atomen in de tweede linkerkolom eindigen bijvoorbeeld altijd op "s", atomen helemaal rechts in het middengedeelte eindigen altijd op "d", enz. Gebruik het periodiek systeem om structuren te schrijven. figuur - de volgorde waarin de elektronen in orbitalen worden geplaatst, komt overeen met de posities op het periodiek systeem. Zie hieronder:
   • De twee meest linkse kolommen zijn atomen waarvan de elektronenconfiguratie eindigt in de s-orbitaal, het rechterdeel van het periodiek systeem bestaat uit atomen met een elektronenconfiguratie die eindigt in de p-orbitaal, het middelste deel zijn atomen die eindigen in de s-orbitaal. d, en lager zijn de atomen die eindigen in de f-orbitaal.
   • Maak bijvoorbeeld bij het schrijven van een elektronenconfiguratie van het element chloor het volgende argument: Dit atoom staat in de derde rij (of "periode") van het periodiek systeem. Het staat ook in de vijfde kolom van het p-orbitaalblok op het periodiek systeem. Dus de elektronenconfiguratie zal eindigen ... 3p.
   • Voorzichtig! De d- en f-orbitaalklassen op het periodiek systeem komen overeen met energieniveaus die verschillen van hun periode. De eerste rij van het d-orbitaalblok komt bijvoorbeeld overeen met de 3d-orbitaal, hoewel deze zich in periode 4 bevindt, terwijl de eerste rij van de f-orbitaal overeenkomt met de 4f-orbitaal, ook al bevindt deze zich in periode 6.
8. Leer hoe u opvouwbare elektronenconfiguraties schrijft. De atomen aan de rechterkant van het periodiek systeem worden genoemd zeldzaam gas. Deze elementen zijn chemisch erg inert. Om de manier om lange elektronenconfiguraties te schrijven te verkorten, schrijft u tussen vierkante haken het chemische symbool voor het dichtstbijzijnde edelgas dat minder elektronen heeft dan dat van het atoom, en gaat u verder met het schrijven van de elektronenconfiguraties van de volgende orbitalen. . Zie hieronder:
   • Om dit concept te begrijpen, schrijft u een voorbeeld van de samengevouwen elektronenconfiguratie. Stel dat we de elektronenconfiguratie voor zinkreductie (atoomnummer 30) moeten schrijven via een edelgasconfiguratie. De volledige elektronenconfiguratie van zink is: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d. Merk echter op dat 1s 2s 2p 3s 3p de configuratie is voor het zeldzame agonische gas. Vervang dit deel van de elektronennotatie van zink door het agonische chemische symbool tussen vierkante haken ().
   • Daarom is de elektronenconfiguratie van zink compact 4s 3d.
   advertentie

Methode 2 van 2: Het periodiek systeem ADOMAH gebruiken

1. 

   
   
   Bekijk het periodiek systeem van ADOMAH. Deze methode voor het schrijven van elektronenconfiguratie vereist geen geheugenopslag. Deze methode vereist echter een herschikt periodiek systeem, omdat in het reguliere periodiek systeem, sinds de vierde rij, het aantal cycli niet overeenkomt met de elektronenlaag. Zoek een ADOMAH Periodiek Systeem, een speciaal chemisch periodiek systeem ontworpen door wetenschapper Valery Tsimmerman. U kunt dit periodiek systeem op internet vinden.
   • Op het ADOMAH Periodiek Systeem zijn de horizontale rijen groepen elementen zoals halogenen, inerte gassen, alkalimetalen, aardalkalimetalen enz. De verticale kolommen komen overeen met de elektronenlaag en worden "sporten" (diagonale overgangen) genoemd. blokken s, p, d en f) komen overeen met de periode.
   • Helium is naast waterstof gerangschikt omdat beide een unieke 1s-orbitaal hebben. De periodieke blokken (s, p, d en f) worden aan de rechterkant weergegeven en het aantal elektronenlagen wordt aan de basis weergegeven. Elementnamen zijn geschreven in een rechthoek genummerd van 1 tot en met 120. Deze getallen zijn de gebruikelijke atoomnummers, die het totale aantal elektronen in een elektrisch neutraal atoom vertegenwoordigen.
2. Vind elementen op het periodiek systeem ADOMAH. Om een ​​elektronenconfiguratie voor een element te schrijven, zoek je het symbool op het ADOMAH Periodiek Systeem en streep je alle elementen met hogere atoomnummers door. Als u bijvoorbeeld de elektronenconfiguratie van eribi (68) wilt schrijven, streep dan elementen 69 tot en met 120 door.
   • Let op de nummers 1 tot en met 8 aan de basis van het periodiek systeem. Dit is het aantal elektronenlagen of kolommen. Let niet op kolommen met alleen doorgestreepte elementen.Voor eribi zijn de overige kolommen 1, 2, 3, 4, 5 en 6.
3. Tel het aantal orbitalen tot de positie van het atoom om de configuratie te schrijven. Kijk naar het bloksymbool aan de rechterkant van het periodiek systeem (s, p, d en f) en kijk naar het aantal kolommen dat onder aan de tabel wordt weergegeven, ongeacht de diagonale lijnen tussen blokken, verdeel kolommen in kolomblokken en schrijf ze zijn van onder naar boven in orde. Negeer kolomblokken die alleen doorgestreepte elementen bevatten. Schrijf kolomblokken op beginnend met het kolomnummer en vervolgens het bloksymbool, als volgt: 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 6s (in het geval van eribi).
   • Opmerking: De bovenstaande elektronenconfiguratie voor Er is geschreven in oplopende volgorde van het aantal elektronenlagen. Deze configuratie kan ook worden geschreven in de volgorde waarin elektronen in orbitalen worden geplaatst. Volg de stappen van boven naar beneden in plaats van kolommen bij het schrijven van kolomblokken: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f.
4. Tel het aantal elektronen per orbitaal. Tel het aantal elektronen dat niet doorgestreept is in elk kolomblok, wijs één elektron per element toe en schrijf het aantal elektronen naast het bloksymbool voor elke blokkolom, als volgt: 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 6s. In dit voorbeeld is dit de elektronenconfiguratie van de eribi.
5. Herken abnormale elektronenconfiguraties. Er zijn achttien veel voorkomende uitzonderingen op de elektronenconfiguratie van atomen in de laagste energietoestand, ook wel de grondtoestand genoemd. In vergelijking met de algemene vuistregel wijken ze alleen af ​​van de laatste twee tot drie elektronenposities. In dit geval zorgt de feitelijke elektronenconfiguratie ervoor dat de elektronen een lagere energietoestand hebben dan de standaardconfiguratie van het atoom. De ongebruikelijke atomen zijn:
   • Cr (..., 3d5, 4s1); Cu (..., 3d10, 4s1); Nb (..., 4d4, 5s1); Ma (..., 4d5, 5s1); Ru (..., 4d7, 5s1); Rh (..., 4d8, 5s1); Pd (..., 4d10, 5s0); Ag (..., 4d10, 5s1); La (..., 5d1, 6s2); Ce (..., 4f1, 5d1, 6s2); Gd (..., 4f7, 5d1, 6s2); Au (..., 5d10, 6s1); Ac (..., 6d1, 7s2); Th (..., 6d2, 7s2); vader (..., 5f2, 6d1, 7s2); U (..., 5f3, 6d1, 7s2); Np (..., 5f4, 6d1, 7s2) en Cm (..., 5f7, 6d1, 7s2).
   advertentie

Advies

• Als het atoom een ​​ion is, betekent dit dat het aantal protonen niet gelijk is aan het aantal elektronen. De lading van het atoom wordt dan weergegeven in de (meestal) rechterbovenhoek van het symbool van het element. Daarom zal een antimoonatoom met lading +2 een elektronenconfiguratie hebben van 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p. Merk op dat 5p wordt gewijzigd in 5p. Wees voorzichtig wanneer de configuratie van een elektrisch neutraal atoom eindigt in andere orbitalen dan s en p. Als de elektronen zijn verwijderd, kun je alleen elektronen uit de valentie-orbitalen (s- en p-orbitalen) halen. Dus als een configuratie eindigt op 4s 3d, en het atoom heeft een lading van +2, verandert de configuratie naar 4s 3d. We zien 3dconstante, maar alleen elektronen in de s-orbitaal worden verwijderd.
• Alle atomen hebben de neiging terug te keren naar een stabiele toestand, en de meest stabiele elektronenconfiguratie heeft voldoende s- en p-orbitalen (s2 en p6). Deze edelgassen hebben deze elektronenconfiguratie, daarom nemen ze zelden deel aan reacties en bevinden ze zich aan de rechterkant van het periodiek systeem. Dus als een configuratie eindigt op 3p, hoeft het maar twee extra elektronen toe te voegen om stabiel te worden (het weggeven van zes elektronen, inclusief die van de s-orbitaal, vereist meer energie, dus het weggeven van vier elektronen zou gemakkelijk zijn. gemakkelijker). Als een configuratie eindigt op 4d, hoeft deze slechts drie elektronen weg te geven om een ​​stabiele toestand te bereiken. Evenzo zijn de nieuwe subklassen die de helft van de elektronen ontvangen (s1, p3, d5 ..) stabieler, bv. P4 of p2, maar s2 en p6 zullen nog stabieler zijn.
• U kunt ook de valentie-elektronenconfiguratie gebruiken om de elektronenconfiguratie van een element te schrijven, dit zijn de laatste s- en p-orbitalen. Daarom is de valentieconfiguratie van een antimoonatoom voor een antimoon 5s 5p.
• Ionen houden daar niet van omdat ze veel duurzamer zijn. Sla de bovenstaande twee stappen van dit artikel over en werk op dezelfde manier, afhankelijk van waar u begint en hoeveel of minder elektronen u heeft.
• Om het atoomnummer te vinden op basis van de elektronenconfiguratie, voegt u alle getallen toe die volgen op de letters (s, p, d en f). Dit is alleen correct als het een neutraal atoom is, als het een ion is, kun je deze methode niet gebruiken. In plaats daarvan moet u het aantal elektronen dat u opneemt of weggeeft optellen of aftrekken.
• Het nummer dat volgt op de letter moet in de rechterbovenhoek worden geschreven, u mag niet verkeerd schrijven bij het maken van de test.
• Er zijn twee verschillende manieren om elektronenconfiguraties te schrijven. Je kunt schrijven in de oplopende volgorde van de elektronenlaag, of in de volgorde waarin de elektronen in orbitalen worden geplaatst, zoals weergegeven voor het eribi-atoom.
• Er zijn gevallen waarin een elektron moet worden "omhoog geduwd". Dat is wanneer een orbitaal slechts één elektron mist om de helft of alle elektronen te hebben, dan moet je een elektron uit de dichtstbijzijnde s- of p-orbitaal nemen om het over te brengen naar de orbitaal die dat elektron nodig heeft.
• We kunnen niet zeggen dat de "energiefractiestabiliteit" van de subklasse de helft van de elektronen ontvangt. Dat is een overdreven vereenvoudiging. De reden voor het stabiele energieniveau van de nieuwe subklasse die "de helft van het aantal elektronen" ontvangt, is dat elke orbitaal slechts één enkel elektron heeft, zodat de afstoting van elektronen en elektronen tot een minimum wordt beperkt.