Elektronische configuratie
De verdeling van elektronen binnen een atoom of molecuul wordt de 'elektronische configuratie' genoemd. die de energieniveaus en orbitalen definieert die de elektronen innemen. Het atoomnummer van een element, dat overeenkomt met het aantal protonen in de atoomkern, bepaalt de elektronische configuratie van het element.
De hoeveelheid elektronen in elke schil en subschil wordt doorgaans weergegeven door een reeks cijfers en letters, zoals 1s 2s22p6, bij het beschrijven van de elektronische configuratie van een atoom. Het belangrijkste kwantumgetal, dat correleert met het energieniveau of de schil van het elektron, wordt weergegeven door het eerste getal in de reeks. Het kwantumgetal van het impulsmoment bepaalt welke letter na het hoofdkwantumgetal de subshell of orbitaal van het elektron aanduidt.
Een orbitaaldiagram of elektronenschildiagram, dat de rangschikking van elektronen binnen de energieniveaus en orbitalen van het atoom toont, kan ook worden gebruikt om de elektronische configuratie van een atoom weer te geven. Elke orbitaal wordt gesymboliseerd door een doos of cirkel in een orbitaaldiagram, en elk elektron wordt gesymboliseerd door een pijl die omhoog of omlaag gaat om zijn draaiing aan te duiden.
De elektronische structuur van een atoom speelt een belangrijke rol bij het bepalen van veel van de chemische en fysieke kenmerken van het element. De reactiviteit, bindingseigenschappen en het vermogen om deel te nemen aan chemische reacties van een atoom worden bijvoorbeeld allemaal beïnvloed door de hoeveelheid en rangschikking van zijn elektronen. De hoeveelheid energie die nodig is om een elektron uit een atoom te halen, staat bekend als de ionisatie-energie, die ook wordt bepaald door de elektronische configuratie van het atoom.
De locatie van een element op het periodiek systeem, een lijst van de elementen gerangschikt in oplopende volgorde van atoomnummer, kan ook worden voorspeld met behulp van de elektronische configuratie van het element. Het periodiek systeem groepeert elementen die vergelijkbare elektronische configuraties en gelijkwaardige eigenschappen hebben.
Het Pauli-uitsluitingsprincipe, dat stelt dat geen twee elektronen in een atoom dezelfde reeks kwantumgetallen kunnen hebben, dicteert de elektronische configuratie van een atoom. Dienovereenkomstig moet elk elektron in een atoom een verschillend energieniveau en orbitaal bewonen, en elke orbitaal kan slechts een paar elektronen huisvesten met de tegenovergestelde spin.
opdrachtaanraking in linux
Er kunnen verschillende spectroscopische methoden worden gebruikt om rechtstreeks de elektronische configuratie van een atoom vast te stellen. De elektrische configuratie van een atoom in zijn grondtoestand kan bijvoorbeeld worden bepaald met behulp van het emissiespectrum van een element, en de energieniveaus van de elektronen in het atoom kunnen worden bepaald met behulp van het absorptiespectrum van het element.
Kortom, de elektronische configuratie van een atoom is een basiscomponent van zijn structuur en beïnvloedt een aantal van zijn chemische en fysische kenmerken. Het atoomnummer van een element bepaalt de elektronische configuratie, die kan worden weergegeven als een reeks cijfers en symbolen, een orbitaaldiagram of een elektronenschildiagram. Het Pauli-uitsluitingsprincipe, dat experimenteel kan worden gevonden met behulp van spectroscopische methoden, dicteert de elektronische configuratie van een atoom.
Elektronische configuraties zijn nuttig voor:
- De valentie van een element achterhalen.
- Het voorspellen van de kenmerken van een groep elementen (de eigenschappen van elementen met een vergelijkbare elektronenconfiguratie zijn vaak identiek).
- Analyseren van het atomaire spectrum.
Hoe u een elektronische configuratie schrijft
Schelpen
Op basis van het hoofdkwantumgetal kan het grootste aantal elektronen dat in een schil past worden berekend (n). De formule hiervoor is 2n2, waarbij n het shellnummer is. In de onderstaande tabellen staan de schillen, n-waarden en het totale aantal elektronen dat erin past.
| Shell en 'n'-waarde | Maximale elektronen aanwezig in de schaal |
|---|---|
| K-schaal, n=1 | 2*12= 2 |
| L-schaal, n=2 | 2*22= 8 |
| M-schaal, n=3 | 232= 18 |
| N-schaal, n=4 | 2*42= 32 |
Subschalen
- Het azimutale kwantumgetal (weergegeven door de letter 'l') bepaalt de subschillen waarin elektronen zijn verdeeld.
- De waarde van het hoofdkwantumgetal, n, bepaalt de waarde van dit kwantumgetal. Als gevolg hiervan zijn er vier verschillende subshells die kunnen bestaan wanneer n gelijk is aan 4.
- Wanneer n=4. De subshells s, p, d en f zijn de overeenkomstige subshells voor respectievelijk l=0, l=1, l=2 en l=3.
- De vergelijking 2*(2l+1) geeft aan hoeveel elektronen een subschil in zijn maximale capaciteit kan bevatten.
- Daarom is het grootste aantal elektronen dat in de s-, p-, d- en f-subschalen kan passen respectievelijk 2, 6, 10 en 14.
Notatie
- Met behulp van subshell-labels wordt de elektronenconfiguratie van een atoom beschreven. Deze labels omvatten het subshellnummer en het shellnummer, dat wordt bepaald door het hoofdkwantumnummer.
- de aanduiding (gegeven door het azimutale kwantumgetal) en, in superscript, het totale aantal elektronen in de subshell.
- De notatie zou bijvoorbeeld '1s' zijn2' als er twee elektronen in de s-subschil van de eerste schil zouden zitten.
- De elektronenconfiguratie van aluminium (atoomnummer 13) kan worden uitgedrukt als 1s22s22p63s23p1met behulp van deze subshell-labels.
Het Aufbau-principe, het Pauli-uitsluitingsprincipe en de regel van Hund worden gebruikt om atomaire orbitalen te vullen. Deze richtlijnen helpen bij het beslissen hoe de elektronen de toegankelijke orbitalen bezetten.
Structuurprincipe:
Volgens het Aufbau-principe bezetten elektronen orbitalen in de richting van toenemende energie. Dit geeft aan dat elektronen eerst de orbitalen met lagere energie zullen vullen voordat ze orbitalen met hogere energie vullen. Het periodiek systeem kan worden gebruikt om de energieniveaus van de orbitalen op volgorde te bepalen. De labels voor de orbitalen zijn een combinatie van letters en cijfers: de letter geeft de orbitale vorm of subshell aan (s, p, d, f), en het getal geeft het belangrijkste kwantumgetal (n) aan, dat het energieniveau van de orbitalen definieert. orbitaal.
Pauli-uitsluitingsprincipe:
Volgens het uitsluitingsprincipe van Pauli kunnen geen twee elektronen in een atoom dezelfde verzameling van vier kwantumgetallen (n, l, ml en ms) hebben. Het grootste aantal elektronen dat in elke orbitaal past is twee, en ze moeten tegengestelde spins hebben.
jakhals versus wolf
Hondenregel:
Volgens de regel van Hund zullen elektronen eerst afzonderlijke orbitalen met dezelfde spin bewonen bij het vullen van gedegenereerde orbitalen (orbitalen met dezelfde energie). Dienovereenkomstig zullen elektronen in gedegenereerde orbitalen voortdurend proberen hun totale spin te maximaliseren.
Met behulp van deze principes kan de vulvolgorde van atomaire orbitalen worden vastgesteld.
De orbitalen worden in de volgende volgorde gevuld:
een string splitsen in c++
- 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p enzovoort
- Neem de belasting van koolstof als voorbeeld om dit aan te tonen (atoomnummer 6). Er zijn zes elektronen aanwezig in koolstof, en zij zullen de toegankelijke orbitalen bezetten op de hierboven aangegeven manier.
- De 1s-orbitaal wordt gevuld door de eerste twee elektronen. De 2s-orbitaal wordt gevuld door de volgende twee elektronen. Twee van de drie mogelijke 2p-orbitalen zullen elk door de overige twee elektronen worden bezet door één elektron. Koolstof heeft nu de elektronenstructuur 1s22s22p2.
Kortom, het Aufbau-principe, het Pauli-uitsluitingsprincipe en de regel van Hund bepalen allemaal hoe atomaire orbitalen zich vullen. Als gevolg van deze regels heeft elk element een andere elektronenconfiguratie, die helpt bij het bepalen van de volgorde waarin elektronen de beschikbare orbitalen bezetten.
Elektronische configuratie van de eerste 30 elementen, in volgorde van toenemend atoomnummer:
| Ja nee | Elementen | Elektronische configuratie |
|---|---|---|
| 1 | Waterstof | 1s1 |
| 2 | Helium | 1s2 |
| 3 | Lithium | 1s22s1 |
| 4 | Beryllium | 1s22s2 |
| 5 | Borium | 1s22s22p1 |
| 6 | Koolstof | 1s22s22p2 |
| 7 | Stikstof | 1s22s22p3 |
| 8 | Zuurstof | 1s22s22p4 |
| 9 | Fluor | 1s22s22p5 |
| 10 | Neon | 1s22s22p6 |
| elf | Natrium | 1s22s22p63s1 |
| 12 | Magnesium | 1s22s22p63s2 |
| 13 | Aluminium | 1s22s22p63s23p1 |
| 14 | Silicium | 1s22s22p63s23p2 |
| vijftien | Fosfor | 1s22s22p63s23p3 |
| 16 | Zwavel | 1s22s22p63s23p4 |
| 17 | Chloor | 1s22s22p63s23p5 |
| 18 | Argon | 1s22s22p63s23p6 |
| 19 | Potassium | 1s22s22p63s23p64s1 |
| twintig | Calcium | 1s22s22p63s23p64s2 |
| eenentwintig | Scandium | 1s22s22p63s23p64s23d1 |
| 22 | Titanium | 1s22s22p63s23p64s23d2 |
| 23 | Vanadium | 1s22s22p63s23p64s23d3 |
| 24 | Chroom | 1s22s22p63s23p64s13d5 |
| 25 | Mangaan | 1s22s22p63s23p64s23d5 |
| 26 | Ijzer | 1s22s22p63s23p64s23d6 |
| 27 | Kobalt | 1s22s22p63s23p64s23d7 |
| 28 | Nikkel | 1s22s22p63s23p64s23d8 |
| 29 | Koper | 1s22s22p63s23p64s13d10 |
| 30 | zink | 1s22s22p63s23p64s23d10 |
Hier zijn enkele redenen waarom elektronische configuratie essentieel is:
1. Chemische reactiviteit
De chemische reactie van een atoom wordt bepaald door zijn elektronische configuratie. De elektronische configuratie zorgt ervoor dat reacties tussen elementen resulteren in verbindingen. Hoe gemakkelijk een atoom elektronen kan verwerven, verliezen of delen om chemische bindingen met andere atomen te vormen, hangt af van het aantal en de rangschikking van elektronen in het buitenste energieniveau, bekend als de valentieschil. Om bijvoorbeeld een stabiele configuratie te bereiken, hebben elementen met één of twee elektronen in hun buitenste schil de neiging die elektronen te verliezen, terwijl elementen met vijf, zes of zeven elektronen in hun buitenste schil de neiging hebben deze elektronen te verwerven. Dit helpt bij het voorspellen van de soorten verbindingen die verschillende elementen kunnen creëren.
2. Hechteigenschappen
De soorten chemische bindingen die tussen atomen kunnen ontstaan, worden ook bepaald door hun elektronische configuratie. Covalente bindingen vormen zich doorgaans tussen atomen met vergelijkbare elektronische configuraties, terwijl ionische bindingen zich doorgaans vormen tussen atomen met verschillende configuraties. De intensiteit en stabiliteit van de gecreëerde chemische bindingen worden ook beïnvloed door de elektronische configuratie. De vier valentie-elektronen in de elektronische configuratie van het koolstofatoom zorgen er bijvoorbeeld voor dat het stabiele covalente bindingen kan vormen met andere koolstofatomen, wat resulteert in de creatie van een grote verscheidenheid aan organische verbindingen.
3. Fysieke eigenschappen
De fysieke kenmerken van een element, zoals het smelt- en kookpunt, de dichtheid en de geleidbaarheid, worden ook beïnvloed door de elektronische structuur. Het aantal elektronen en hoe ze in de valentieschil zijn gerangschikt, bepaalt de sterkte van de interacties tussen de atomen, wat van invloed is op hoe een element zich fysiek gedraagt. Omdat hun vrije elektronen bijvoorbeeld gemakkelijk elektriciteit kunnen verplaatsen en geleiden, hebben metalen een hoge elektrische en thermische geleidbaarheid.
4. Periodieke trends
Het periodiek systeem is georganiseerd met behulp van periodieke trends, omdat het gebaseerd is op de elektronische structuur van atomen. De reguliere variantiepatronen in de eigenschappen van elementen in het periodiek systeem worden periodieke trends genoemd. Veranderingen in de elektronische configuratie van atomen en hun impact op de grootte, reactiviteit en bindingseigenschappen van elementen kunnen worden gebruikt om deze trends te begrijpen.
Samenvattend: kennis van de elektronische configuratie van een atoom is noodzakelijk om zowel de moleculaire als de fysieke kenmerken ervan te begrijpen. Het is essentieel voor het voorspellen van het chemische gedrag van een element en het vermogen om met andere elementen te combineren om verbindingen te creëren. Het begrijpen van de elektronische configuratie helpt ook bij het verklaren van periodieke patronen en verschillen in elementaire eigenschappen binnen het periodiek systeem.