Hur man förstår atomers elektronkonfiguration

Elektronkonfigurationen för ett atom är en metod att beskriva hur dess elektroner är ordnade i olika energinivåer och undernivåer runt kärnan. Elektronkonfigurationen för en atom bestämmer många av dess fysiska och kemiska egenskaper, såsom hur den reagerar med andra atomer, hur den leder ström och hur den beter sig i ett magnetfält.

Vad är en elektron?

En elektron är en negativt laddad subatomär partikel som cirkulerar kring kärnan i en atom. Kärnan består av positivt laddade protoner och neutralt laddade neutroner. Antalet protoner i kärnan definierar det atomära numret för ett element, och antalet elektroner i en neutral atom är lika med antalet protoner.

Elektroner har mycket mindre massa än protoner och neutroner, och de rör sig snabbt i sina banor. Banorna är inte cirkulära vägar, utan snarare regioner i rummet där elektronerna sannolikt finns. Dessa regioner kallas orbitaler eller underkalixar, och de har olika former och storlekar beroende på deras energinivå.

Vad är en energinivå?

En energinivå är en huvudkalix eller bana som innehåller en eller flera underkalixer eller orbitaler. Energinivån för en orbital bestäms av dess avstånd från kärnan: ju närmare den är, desto lägre är dess energi; ju längre bort den är, desto högre är dess energi.

Energinivåerna är numrerade från 1 till 7, börjande från den närmaste till kärnan. Den första energinivån kan hålla upp till 2 elektroner, den andra upp till 8, den tredje upp till 18, och så vidare. Formeln för att beräkna det maximala antalet elektroner i en energinivå är 2n^2, där n är energinivånumret.

Vad är en underkalix?

En underkalix är en indelning av en energinivå som innehåller en eller flera orbitaler med samma form och energi. Underkalixerna benämns med bokstäver: s, p, d, f, g, etc., motsvarande orbitalkvanttal 0, 1, 2, 3, 4, etc. Antalet underkalixer i en energinivå är lika med energinivånumret: till exempel, den första energinivån har en underkalix (s), den andra har två (s och p), den tredje har tre (s, p, och d), och så vidare.

Det maximala antalet elektroner som kan passa i en underkalix ges av formeln 2(2l + 1), där l är orbitalkvanttalet. Till exempel kan s-underkalixen hålla upp till 2 elektroner, p-underkalixen upp till 6, d-underkalixen upp till 10, och f-underkalixen upp till 14.

Vad är en orbital?

En orbital är en region i rummet inom en underkalix där en elektron kan hittas med viss sannolikhet. Formen och storleken på en orbital beror på dess energinivå och underkalix: till exempel är s-orbitaler sfäriska, p-orbitaler är dumbellformade, d-orbitaler är klöverformade eller komplexa, och f-orbitaler är ännu mer komplexa.

Varje orbital kan hålla upp till 2 elektroner med motsatt spinn: en som snurrar medurs och en som snurrar moturs. Spinnet är en annan egenskap hos elektroner som påverkar deras magnetiska beteende.

Hur skriver man elektronkonfigurationen för en atom?

Elektronkonfigurationen för en atom skrivs genom att lista alla upptagna underkalixer med deras antal elektroner i superskript. Till exempel, elektronkonfigurationen för vätet (H) med en elektron är 1s^1; elektronkonfigurationen för helium (He) med två elektroner är 1s^2; elektronkonfigurationen för lithium (Li) med tre elektroner är 1s^2 2s^1; och så vidare.

Ordningen i vilken underkalixerna fylls följer en regel kallad Aufbau-principen eller byggnadsprincipen: elektroner upptar de lägsta-energi orbitalerna först innan de flyttar till högre-energi orbitaler.

Hur tillämpar man Aufbau-principen?

För att skriva elektronkonfigurationen för en atom med hjälp av Aufbau-principen behöver vi följa dessa steg:

1. Börja med den lägsta-energi orbitalen, som är 1s orbitalen, och fyll den med upp till två elektroner.

2. Flytta till nästa lägsta-energi orbital, som är 2s orbitalen, och fyll den med upp till två elektroner.

3. Flytta till nästa lägsta-energi orbital, som är 2p orbitalen, och fyll den med upp till sex elektroner.

4. Fortsätt detta process tills alla elektroner i atomen har tilldelats orbitaler.

För att förenkla skrivandet av elektronkonfigurationer kan vi använda en förkortad notation som använder symbolen för det tidigare edelgasset i parentes för att representera de inre elektronerna som är i en stabil konfiguration. Till exempel, istället för att skriva 1s^2 2s^2 2p^6 för neon (Ne), kan vi skriva [He] 2s^2 2p^6, där [He] representerar konfigurationen för helium (He).

Vi kan också använda ett diagram kallat orbitaldiagram eller elektronkonfigurationsdiagram för att visa distributionen av elektroner i orbitaler med hjälp av pilar eller cirklar. Pilarna representerar spinnet på elektronerna, och de måste vara parvis med motsatt spinn i varje orbital. Cirklarna representerar elektronerna utan att visa deras spinn.

Vilka är undantagen från Aufbau-principen?

Aufbau-principen fungerar bra för de flesta element, men det finns vissa undantag där elektroner inte fyller orbitaler enligt deras energinivåer. Dessa undantag uppstår eftersom vissa atomer är mer stabila när de har halvfyllda eller fullfyllda underkalixer, särskilt i d- och f-grupperna.

Till exempel har krom (Cr) ett atomnummer på 24, vilket betyder att det har 24 elektroner. Enligt Aufbau-principen borde dess elektronkonfiguration vara [Ar] 4s^2 3d^4, där [Ar] representerar konfigurationen för argon (Ar). Dock är denna konfiguration inte särskilt stabil eftersom 3d-underkalixen endast är delvis fylld med fyra elektroner. En mer stabil konfiguration är [Ar] 4s^1 3d^5, där både 4s och 3d-underkalixerna är halvfyllda med en respektive fem elektroner.

Ett annat exempel är koppar (Cu), som har ett atomnummer på 29 och 29 elektroner. Enligt Aufbau-principen borde dess elektronkonfiguration vara [Ar] 4s^2 3d^9, där [Ar] representerar konfigurationen för argon (Ar). Dock är denna konfiguration inte särskilt stabil eftersom 3d-underkalixen endast är delvis fylld med nio elektroner. En mer stabil konfiguration är [Ar] 4s^1 3d^10, där både 4s och 3d-underkalixerna är fullfyllda med en respektive tio elektroner.

Det finns andra undantag från Aufbau-principen i övergångsmetaller (d-gruppen) och lanthanider och actinider (f-gruppen). För att identifiera dessa undantag behöver vi titta på deras observerade elektronkonfigurationer och jämföra dem med deras förutsedda konfigurationer baserat på deras energinivåer.

Varför är elektronkonfigurationen för en atom viktig?

Elektronkonfigurationen för en atom är viktig eftersom den bestämmer många av dess fysiska och kemiska egenskaper. Till exempel:

• Antalet valense