Hoe de elektronische configuratie van atomen begrijpen
De elektronische configuratie van een atoom is een manier om te beschrijven hoe de elektronen in verschillende energieniveaus en subniveaus rond het kern zijn gerangschikt. De elektronische configuratie van een atoom bepaalt veel van zijn fysieke en chemische eigenschappen, zoals hoe het reageert met andere atomen, hoe het elektriciteit geleidt, en hoe het zich gedraagt in een magnetisch veld.
Wat is een Elektron?
Een elektron is een negatief geladen subatomair deeltje dat om de kern van een atoom cirkelt. De kern bestaat uit positief geladen protonen en neutraal geladen neutronen. Het aantal protonen in de kern bepaalt het atoomnummer van een element, en het aantal elektronen in een neutraal atoom is gelijk aan het aantal protonen.
Elektronen hebben een heel klein massa vergeleken met protonen en neutronen, en ze bewegen erg snel in hun banen. De banen zijn geen cirkelvormige paden, maar eerder regio's in de ruimte waar de elektronen waarschijnlijk te vinden zijn. Deze regio's worden orbitalen of subshells genoemd, en ze hebben verschillende vormen en groottes afhankelijk van hun energieniveau.
Wat is een Energienevel?
Een energieniveau is een hoofdschaal of baan die één of meer subshells of orbitals bevat. Het energieniveau van een orbital wordt bepaald door de afstand tot de kern: hoe dichterbij, hoe lager de energie; hoe verder weg, hoe hoger de energie.
De energieniveaus worden genummerd van 1 tot 7, beginnend bij het dichtstbijzijnde niveau bij de kern. Het eerste energieniveau kan maximaal 2 elektronen bevatten, het tweede maximaal 8, het derde maximaal 18, enzovoort. De formule voor het berekenen van het maximale aantal elektronen in een energieniveau is 2n^2, waarbij n het energieniveau-nummer is.
Wat is een Subshell?
Een subshell is een onderverdeling van een energieniveau die één of meer orbitals met dezelfde vorm en energie bevat. De subshells worden genoemd met letters: s, p, d, f, g, enz., overeenkomstig orbitaal kwantumgetallen 0, 1, 2, 3, 4, enz. Het aantal subshells in een energieniveau is gelijk aan het energieniveau-nummer: bijvoorbeeld, het eerste energieniveau heeft één subshell (s), het tweede heeft twee (s en p), het derde heeft drie (s, p en d), enz.
Het maximale aantal elektronen dat in een subshell past wordt gegeven door de formule 2(2l + 1), waarbij l het orbitaal kwantumgetal is. Bijvoorbeeld, de s subshell kan maximaal 2 elektronen bevatten, de p subshell maximaal 6, de d subshell maximaal 10, en de f subshell maximaal 14.
Wat is een Orbital?
Een orbital is een regio in de ruimte binnen een subshell waar een elektron met een bepaalde waarschijnlijkheid gevonden kan worden. De vorm en grootte van een orbital hangen af van zijn energieniveau en subshell: bijvoorbeeld, s orbitals zijn bolvormig, p orbitals zijn klokvormig, d orbitals zijn klavervormig of complex, en f orbitals zijn nog complexer.
Elk orbital kan maximaal 2 elektronen met tegengestelde spinnen bevatten: één draait met de klok mee en één tegen de klok in. De spin is een andere eigenschap van elektronen die hun magnetische gedrag beïnvloedt.
Hoe schrijf je de Elektronische Configuratie van een Atoom?
De elektronische configuratie van een atoom wordt geschreven door alle bezette subshells op te lijsten met hun aantal elektronen in superscript. Bijvoorbeeld, de elektronische configuratie van waterstof (H) met één elektron is 1s^1; de elektronische configuratie van helium (He) met twee elektronen is 1s^2; de elektronische configuratie van lithium (Li) met drie elektronen is 1s^2 2s^1; enz.
De volgorde waarin de subshells worden gevuld volgt een regel die de Aufbau-principe of opbouwprincipe wordt genoemd: elektronen bezetten eerst de laagste-energie orbitals voordat ze naar hogere-energie orbitals gaan.
Hoe pas je de Aufbau-Principe toe?
Om de elektronische configuratie van een atoom te schrijven met behulp van de Aufbau-principe, moeten we deze stappen volgen:
Begin met het laagste-energie orbital, dat het 1s orbital is, en vul het met maximaal twee elektronen.
Ga naar het volgende laagste-energie orbital, dat het 2s orbital is, en vul het met maximaal twee elektronen.
Ga naar het volgende laagste-energie orbital, dat het 2p orbital is, en vul het met maximaal zes elektronen.
Zet dit proces voort totdat alle elektronen van het atoom zijn toegewezen aan orbitals.
Om de notatie van elektronische configuraties te vereenvoudigen, kunnen we een verkorte notatie gebruiken die het symbool van het vorige edelgas tussen haakjes gebruikt om de innerlijke elektronen te vertegenwoordigen die in een stabiele configuratie zijn. Bijvoorbeeld, in plaats van 1s^2 2s^2 2p^6 voor neon (Ne) te schrijven, kunnen we [He] 2s^2 2p^6 schrijven, waarbij [He] de configuratie van helium (He) vertegenwoordigt.
We kunnen ook een diagram gebruiken, genaamd een orbitaldiagram of een elektronconfiguratiediagram, om de distributie van elektronen in orbitals weer te geven met pijlen of cirkels. De pijlen vertegenwoordigen de spin van de elektronen, en ze moeten in elk orbital met tegengestelde spinnen gepaard zijn. De cirkels vertegenwoordigen de elektronen zonder hun spin te tonen.
Welke Uitzonderingen zijn er op de Aufbau-Principe?
De Aufbau-principe werkt goed voor de meeste elementen, maar er zijn enkele uitzonderingen waarbij elektronen de orbitals niet vullen volgens hun energieniveaus. Deze uitzonderingen komen voor omdat sommige atomen stabiel zijn wanneer ze half-gevulde of volledig gevulde subshells hebben, vooral in de d- en f-blokken.
Bijvoorbeeld, chroom (Cr) heeft een atoomnummer van 24, wat betekent dat het 24 elektronen heeft. Volgens de Aufbau-principe zou de elektronische configuratie [Ar] 4s^2 3d^4 moeten zijn, waarbij [Ar] de configuratie van argon (Ar) vertegenwoordigt. Echter, deze configuratie is niet erg stabiel omdat de 3d subshell slechts gedeeltelijk gevuld is met vier elektronen. Een stabielere configuratie is [Ar] 4s^1 3d^5, waarbij zowel de 4s als de 3d subshells half-gevuld zijn met respectievelijk één en vijf elektronen.
Een ander voorbeeld is koper (Cu), dat een atoomnummer van 29 heeft en 29 elektronen. Volgens de Aufbau-principe zou de elektronische configuratie [Ar] 4s^2 3d^9 moeten zijn, waarbij [Ar] de configuratie van argon (Ar) vertegenwoordigt. Echter, deze configuratie is niet erg stabiel omdat de 3d subshell slechts gedeeltelijk gevuld is met negen elektronen. Een stabielere configuratie is [Ar] 4s^1 3d^10, waarbij zowel de 4s als de 3d subshells volledig gevuld zijn met respectievelijk één en tien elektronen.
Er zijn andere uitzonderingen op de Aufbau-principe in de overgangsmetalen (d-blok) en de lanthaniden en actiniden (f-blok). Om deze uitzonderingen te identificeren, moeten we kijken naar hun waargenomen elektronische configuraties en deze vergelijken met hun voorspelde configuraties op basis van hun energieniveaus.
Waarom is de Elektronische Configuratie van een Atoom Belangrijk?
De elektronische configuratie van een atoom is belangrijk omdat het veel van zijn fysieke en chemische eigenschappen bepaalt. Bijvoorbeeld:
