HVA ER DEN EKSTERNE ELEKTRONKONFIGURASJONEN? - KJEMI - 2026

Den elektroniske konfigurasjonen , også kalt den elektroniske strukturen, er ordningen av elektroner i energinivåer rundt en atomkjerne. I følge den gamle Bohr-atommodellen opptar elektronene forskjellige nivåer i baner rundt kjernen, fra det første skallet nærmest kjernen, K, til det syvende skallet, Q, som er lengst fra kjernen.

Når det gjelder en mer raffinert kvantemekanisk modell, er KQ-skjellene delt inn i et sett med orbitaler, som hver kan okkuperes av ikke mer enn ett par elektroner.

Vanligvis brukes elektronkonfigurasjonen for å beskrive orbitalene til et atom i dens grunntilstand, men det kan også brukes til å representere et atom som har ionisert til et kation eller anion, og kompenserer for tapet eller gevinsten av elektroner i deres respektive orbitaler.

Mange av de fysiske og kjemiske egenskapene til elementer kan korreleres med deres unike elektroniske konfigurasjoner. Valenselektroner, elektronene i det ytterste skallet, er den avgjørende faktoren for elementets unike kjemi.

Grunnleggende om elektronkonfigurasjoner

Før du tilordner elektronene til et atom til orbitaler, bør man gjøre seg kjent med det grunnleggende i elektronkonfigurasjoner. Hvert element i det periodiske systemet består av atomer, som består av protoner, nøytroner og elektroner.

Elektroner har en negativ ladning og blir funnet rundt atomkjernen i elektronets orbitaler, definert som volumet av rom hvor elektronet kan finnes innenfor 95% sannsynlighet.

De fire forskjellige typer orbitaler (s, p, d og f) har forskjellige former, og en bane kan maksimalt inneholde to elektroner. P, d og f orbitalene har forskjellige undernivåer, slik at de kan inneholde flere elektroner.

Som indikert er elektronkonfigurasjonen til hvert element unik for sin plassering i det periodiske systemet. Energinivået bestemmes av perioden, og antall elektroner er gitt av elementets atomnummer.

Orbitaler på forskjellige energinivåer ligner hverandre, men opptar forskjellige områder i rommet.

1s orbital og 2s orbital har egenskapene til en s orbitale (radielle noder, sfæriske volum sannsynligheter, de kan bare inneholde to elektroner, etc.). Men siden de har forskjellige energinivå, opptar de forskjellige rom rundt kjernen. Hver bane kan være representert med spesifikke blokker på det periodiske systemet.

S-blokken er regionen for alkalimetallene inkludert helium (gruppe 1 og 2), d-blokken er overgangsmetallene (gruppe 3 til 12), p-blokken er elementene i hovedgruppen i gruppe 13 til 18 , Og f-blokken er lantanid- og aktinid-serien.

Figur 1: Elementer i det periodiske systemet og periodene deres som varierer i henhold til energinivået til orbitalene.

Aufbau-prinsippet

Aufbau kommer fra det tyske ordet "Aufbauen" som betyr "å bygge." Ved å skrive elektronkonfigurasjoner bygger vi i grunn elektron-orbitaler når vi beveger oss fra et atom til et annet.

Når vi skriver elektronkonfigurasjonen til et atom, vil vi fylle ut orbitalene i økende rekkefølge på atomnummeret.

Aufbau-prinsippet stammer fra Pauli-eksklusjonsprinsippet som sier at det ikke er to fermioner (f.eks. Elektroner) i et atom. De kan ha samme sett med kvantetall, så de må "stable" på høyere energinivå.

Hvordan elektroner akkumuleres er et spørsmål om elektronkonfigurasjoner (Aufbau Principle, 2015).

Stabile atomer har så mange elektroner som protoner gjør i kjernen. Elektroner samles rundt kjernen i kvanteomløp etter fire grunnleggende regler kalt Aufbau-prinsippet.

1. Det er ingen to elektroner i atomet som har de samme fire kvantetallene n, l, m og s.
2. Elektroner vil okkupere det laveste energinivået orbitaler først.
3. Elektronene vil alltid fylle orbitalene med samme spinnnummer. Når orbitalene er fulle vil den starte.
4. Elektronene vil fylle orbitaler med summen av kvantetallene n og l. Orbitaler med like verdier på (n + l) fylles først med de lavere n-verdiene.

Den andre og fjerde regelen er i utgangspunktet den samme. Et eksempel på regel fire ville være 2p og 3s orbitals.

En 2p-bane er n = 2 og l = 2 og en 3s-bane er n = 3 og l = 1. (N + l) = 4 i begge tilfeller, men 2p-bane har den laveste energien eller laveste n-verdien og vil fylle før lag 3s.

Heldigvis kan Moeller-diagrammet vist i figur 2 brukes til å utføre elektronfylling. Grafen leses ved å kjøre diagonalene fra 1s.

Figur 2: Moeller-diagram over fylling av elektronkonfigurasjonen.

Figur 2 viser atomomgangene og pilene følger veien videre.

Nå som ordenenes orden er kjent for å være fylt ut, er det eneste som er igjen å huske størrelsen på hver bane.

S orbitaler har en mulig verdi på _{ml for} å inneholde 2 elektroner

P orbitaler har 3 mulige verdier på _{ml for} å inneholde 6 elektroner

D orbitaler har 5 mulige verdier på _{ul for} å inneholde 10 elektroner

F orbitaler har 7 mulige verdier på _{ml for} å inneholde 14 elektroner

Dette er alt som trengs for å bestemme den elektroniske konfigurasjonen av et stabilt atom i et element.

Ta for eksempel elementet nitrogen. Nitrogen har syv protoner og derfor syv elektroner. Den første orbitalen som fylles er 1-orbitalen.

En s orbital har to elektroner, så det er fem elektroner igjen. Den neste orbitalen er 2s orbital og inneholder de to neste. De tre siste elektronene går til 2p-bane som kan inneholde opptil seks elektroner (Helmenstine, 2017).

Betydningen av ekstern elektronkonfigurasjon

Elektronkonfigurasjoner spiller en viktig rolle i å bestemme atomenes egenskaper.

Alle atomene i samme gruppe har den samme eksterne elektroniske konfigurasjonen med unntak av atomnummeret n, og det er grunnen til at de har lignende kjemiske egenskaper.

Noen av nøkkelfaktorene som påvirker atomegenskaper inkluderer størrelsen på de største okkuperte orbitalene, energien i orbitalene med høyere energi, antall ledige ledige stillinger og antall elektroner i orbitalene med høyere energi.

De fleste atomegenskaper kan være relatert til tiltrekningsgraden mellom de ytterste elektronene til kjernen og antall elektroner i det ytterste elektronskjellet, antallet valenselektroner.

Elektronene i det ytre skallet er de som kan danne kovalente kjemiske bindinger, det er de som har evnen til å ionisere for å danne kationer eller anioner, og det er de som gir oksidasjonstilstand til de kjemiske elementene.

De vil også bestemme atomradiusen. Når n blir større, øker atomradiusen. Når et atom mister et elektron, vil det være en sammentrekning av atomradiusen på grunn av reduksjonen i negativ ladning rundt kjernen.

Elektronene til det ytre skallet er de som blir tatt med i betraktningen av valensbindingsteorien, krystallinsk feltteori og molekylær orbital teori for å oppnå molekylenes egenskaper og hybridiseringene av bindingene.

referanser

1. Aufbau prinsipp. (2015, 3. juni). Hentet fra chem.libretexts: chem.libretexts.org.
2. Bozeman Science. (2013, Agoto 4). Elektronkonfigurasjon. Hentet fra youtube: youtube.com.
3. Elektronkonfigurasjoner og atomenes egenskaper. (SF). Tatt fra oneonta.edu: oneonta.edu.
4. Encyclopædia Britannica. (2011, 7. september). Elektronisk konfigurasjon. Hentet fra britannica: britannica.com.
5. Faizi, S. (2016, 12. juli). Elektroniske konfigurasjoner. Hentet fra chem.libretexts: chem.libretexts.org.
6. Helmenstine, T. (2017, 7. mars). Aufbau-prinsippet - Elektronisk struktur og Aufbau-prinsippet. Hentet fra thoughtco: thoughtco.com.
7. Khan, S. (2014, 8. juni). Valenselektroner og liming. Hentet fra khanacademy: khanacademy.org.