×
Elektronkonfigurasie

Elektronkonfigurasie is die rangskikking van elektrone in 'n atoom, molekule of ander struktuur. Dit verwys spesifiek na die plasing van elektrone in atoom-, molekulêre- en ander vorme van elektronorbitale.

Aangesien elektrone fermione is, is hulle onderhewig aan die uitsluitingsbeginsel van Pauli, wat bepaal dat geen twee fermione terselfdertyd dieselfde kwantumtoestand kan beklee nie. Dit is die fundamentele basis vir die konfigurasie van elektrone in 'n atoom: wanneer 'n toestand deur 'n elektron beset word, moet die volgende elektron 'n verskillende kwantummeganiese toestand beset.

In 'n atoom word daar na die gestadigde toestand van 'n elektron se golffunksie Ψ (d.w.s. Die toestande wat die eigentoestande van die Schrödinger-vergelyking HΨ = EΨ waar H die Hamiltonian is) verwys as die (molekulêre) orbitale wat analoog is aan die klassieke beeld van elektronpartikels wat rondom 'n kern wentel. In die algemeen verteenwoordig 'n orbitaal die gebied waar daar verwag word 'n elektron kan bestaan (met 'n ~90% waarskynlikheid). Hierdie toestand het vier hoof kwantumgetalle: n, l,ml en ms en volgens die Pauli beginsel mag geen twee elektrone dieselfde waardes deel vir al vier getalle nie. Die belangrikste van hierdie getalle is n en l.

Die tweede kwantumgetal l stem ooreen met die hoekmomentum van die toestand. Hierdie toestande neem die vorm van sferiese harmonieë aan en word dus beskryf deur Legendrepolinome. Die verskeie toestande wat ooreenstem met verskillende waardes van l word somtyds sub-skille genoem en (hoofsaaklik vir geskiedkundige redes) na verwys deur 'n letter as volg:

l waarde Letter Maksimum aantal elektrone in skil
0 s 2
1 p 6
2 d 10
3 f 14
4 g 18

Geskiedkundige nota: Die name 's', 'p', 'd' en 'f' het sy oorsprong in die gediskrediteerde stelsel waar spektraallyne in Engels gekategoriseer was as "strong", "principal", "diffuse", of "fundamental". Toe die eerste vier tipe orbitale beskryf is, is hulle geassosieer met hierdie spektraallyn tipes, die opvolgende toekennings is toe eenvoudig gedoen deur die alfabet te gebruik en daarom is hulle 'g' en 'h' onderskeidelik genoem.

Elkeen van die verskillende hoekmomentum-toestande kan 2(2l + 1) elektrone opneem. Dit is so aangesien die derde kwantumgetal ml ('n mens kan daaraan dink as 'n gekwantumifiseerde projeksie van die hoekmomentum op die z-as, al is dit so effe verkeerd) vanaf −l tot l in heelgetal eenhede loop en is daar dus 2l+1 moontlike toestande. Elke afsonderlike nlml toestand kan deur twee elektrone beset word met teenoorgestelde spin (bepaal deur die kwantumgetal ms), wat 2(2l+1) elektrone in totaal lewer. Toestande met 'n hoër l waarde as wat in die tabel gegee word is heeltemal toelaatbaar volgens die teorie, maar hierdie waardes dek al die grondtoestand atome wat tot dusver ontdek is.

Vir 'n gegewe waarde van n kan die moontlike waardes vir l wissel van 0 tot n −1; daarom bevat die skil waar n = 1 slegs 'n s sub-skil en kan slegs 2 elektrone opneem, die n = 2 skil bevat 'n s en 'n p sub-skil en kan 8 elektrone in totaal bevat, die n = 3 skil bevat s, p en d sub-skille en kan 'n maksimum van 18 elektrone opneem ensovoorts (algemeen gesproke is die maksimum aantal elektrone op die nde energievlak gelyk aan 2n2). Die volgende berekening lewer die presiese resultaat:

l = 0 n 1 2 ( 2 l + 1 ) = 4 l = 0 n 1 l + 2 l = 0 n 1 1 = 4 n 2 ( n 1 ) + 2 n = 2 n 2 {\displaystyle \sum _{l=0}^{n-1}2(2l+1)\ =\ 4\sum _{l=0}^{n-1}l+2\sum _{l=0}^{n-1}1\ =\ 4{\frac {n}{2}}(n-1)+2n\ =\ 2n^{2}} .

In die grondtoestand van 'n atoom word die toestande gevul in volgorde van toenemende energie; d.w.s die eerste elektron gaan in die laagste energietoestand in, die tweede in die volgende laagste ensovoorts. Die feit dat die 3d toestand 'n hoër energie het as die 4s toestand, maar laer as die 4p toestand is die rede vir die bestaan van die oorgangsmetale. Die volgorde waarin die toestande opgevul word is as volg:

Dit lei direk tot die struktuur van die periodieke tabel. Die chemiese eienskappe van 'n atoom word hoofsaaklik bepaal deur die rangskikking van die elektrone in die buitenste (valensie) skil (alhoewel ander faktore soos atoomradius, atoommassa en toenemende toeganklikheid van addisionele elektroniese toestande ook bydra tot die chemie van die elemente soos die atoom grootte toeneem).

Soos die gewig van die elemente toeneem, vind 'n mens ooreenkomste in die rangskikking van die buitenste skil elektrone (die wat meer geredelik toeganklik is om aan chemiese reaksies deel te neem) in soverre hulle in dieselfde tipe orbitaal voorkom met 'n soortgelyke vorm maar met toenemende hoër energie en gemiddelde afstand vanaf die kern. Die buitenste skil (of valensie) elektrone van die eerste groep wat deur waterstof vooruitgegaan word, het almal een elektron in 'n s-orbitaal. In waterstof is daardie s-orbitaal in die laagste moontlike energietoestand van enige atoom, die eerste skil orbitaal. In frankium, die swaarste element van die groep, is die buitenste skil elektron in die sewende skil orbitaal, betekenisvol verder weg van die kern as daardie elektrone wat die skille met laer energie daaronder vul. So het koolstof en lood dan ook beide vier elektrone in hulle buitenste skil orbitale.

Vanweë die belangrikheid van die buitenste skil, word die verskillende areas van die periodieke tabel somtyds na verwys as periodieke tabel blokke, wat dan vernoem word na die sub-skil waarin die laaste elektrone voorkom, bv. Die s-blok, die p-blok, die d-blok ens.

As voorbeeld van die notasie wat algemeen gebruik word om die elektronkonfigurasie van 'n atoom in sy grondtoestand aan te dui kan ons byvoorbeeld silikon (atoomgetal 14) se konfigurasie as volg aandui: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p2 Die getalle is die skil nommer, n; die letter verwys na die hoekmomentum-toestand, soos hierbo aangedui, en die getalle in die boskrifte dui die aantal elektrone in daardie toestand van die atoom waarop dit betrekking het, aan. 'n Selfs eenvoudiger metode is om eenvoudig die getal elektrone in elke skil neer te skrywe, bv. (weer vir Si): 2-8-4.

Hierdie konfigurasie is die grondtoestand: die een wat die laagste energie het. Ander konfigurasies kan tydelik optree maar hulle het 'n hoër energie en sal dit byvoorbeeld as 'n foton afgee en na die grondtoestand terugval.

Daar is twee hoof maniere om die elektronkonfigurasie te skryf. Een is om die hele konfigurasie uit te skryf, soos in die voorbeeld 1s2 2s2 2p6 3s2 3p2. Die ander is 'n snelskrif metode wat van die edelgasse gebruik maak as beginpunt (d.w.s alle elemente met atoomgetalle groter as die edelgas aangedui het dieselfde elektronkonfigurasie tot en met daardie edelgas). Argon se konfigurasie word dus aangedui as [Ne]3s23p6 volgens hierdie notasie.

Daar kom ook van die uitsonderings in die tabel voor. Byvorbeeld Zn se grondtoestand het 'n atoomkonfigurasie [Ar]4s23d10, maar vir koper, wat 'n elektron minder het is [Ar]4s23d9 nie die grondtoestand nie. Die konfigurasie [Ar]4s13d10 het 'n effens laer energie. Die rede daarvoor is dat die volle 3d10-subskil beter ander elektrone afskerm as 'n onvolledig gevulde 3d9-skil. Omrede die elektrone mekaar afstoot is hulle energie effens van hierdie afskermingseffekte afhankelik. Dieselfde fenomeen tree by silwer en chroom op.

Maar vir talle elemente is die atoom se grondtoestandkonfigurasie eintlik 'n taamlik teoretiese saak. Die edelgasse kom as geïsoleerde atome voor, maar vir 'n element as wolfram kan dit nie gesê word nie. Dit het 'n uiters hoë kookpunt -die temperatuur waarby die atom die bindings met hulle bure verbreek- en by hierdie temperature is dalk 'n atoom nie meer in sy grondtoestand nie. Op aarde is wolfram 'n metaal en dit verander die golffunksie van die valenselektrone baie.

Wat groter praktiese waarde het is om die ioonkonfigurasies te kan bepaal. Hierdie ione word in oplossings of in vastestowwe met ioonbinding dikwels aangetref.

Ione het elektrone meer of minder as die atoom, maar die atoomgetal (die kernlading Z) bly dieselfde. Die konfigurasie van byvoorbeeld 'nTi3+-ioon is daarom nie dieselfde as van 'n kaliumatoom ([Ar]4s1)nie , wat dieselfde aantal elektrone, maar 'n ander kernlading het. Die titaanatoom verloor die twee s-elektrone en een van die twee d-elektrone en kry die konfigurasie ([Ar]3d1).

Om uit die periodieke tabel 'n ioonkonfigurasie te bepaal moet mens:

  1. eers die juiste atoomkonfigurasie in die grondtoestand bepaal
  2. die juiste getal elektrone verwyder volgens hierdie reëls:
    1. verwyder eers onvolledig gevulde p-elektrone
    2. verwyder daarna s-elektrone
    3. verwyder dan d-elektrone
    4. verwyder f-elektrone die laaste.

Voorbeelde:

Tl+:
  1. eers die talliumgrondtoestand bepaal:
    [Xe]6s25d104f146p1
  2. verwyder een p-elektron
    [Xe]6s25d104f146p1 → [Xe]6s25d104f14
Tl3+:
  1. eers die talliumgrondtoestand bepaal:
    [Xe]6s25d104f146p1
  2. verwyder die een p-elektron, dan beide s-elektrone. Die d- en f-elektrone bly bewaar.
    [Xe]6s25d104f146p1 → [Xe]5d104f14
V2+:
  1. eers die vanadiumgrondtoestand bepaal:
    [Ar]4s23d3
  2. daar is geen p-elektrone nie, verwyder daarom twee s elektrone
    [Ar]4s23d3 → [Ar]3d3

In molekules is die situasie meer ingewikkeld: sien molekulêre orbitale vir besonderhede. Soortgelyke maar nie identiese argumente kan op die protone en neutrone in die atoomkern toegepas word: sien die skilmodel van kernfisika.

Publikasie datum: September 26, 2021

elektronkonfigurasie, rangskikking, elektrone, atoom, molekule, ander, struktuur, verwys, spesifiek, plasing, elektrone, atoom, molekulêre, ander, vorme, elektronorbitale, atomiese, molekulêre, elektronorbitale, inhoud, orbitale, toestande, golffunksies, hoekm. Elektronkonfigurasie is die rangskikking van elektrone in n atoom molekule of ander struktuur Dit verwys spesifiek na die plasing van elektrone in atoom molekulere en ander vorme van elektronorbitale Atomiese en molekulere elektronorbitale Inhoud 1 Orbitale toestande en golffunksies 2 Hoekmomentum l 3 Atoomkonfigurasies 4 Ioonkonfigurasies 5 Molekuulkonfigurasies 6 Kyk ookOrbitale toestande en golffunksies WysigAangesien elektrone fermione is is hulle onderhewig aan die uitsluitingsbeginsel van Pauli wat bepaal dat geen twee fermione terselfdertyd dieselfde kwantumtoestand kan beklee nie Dit is die fundamentele basis vir die konfigurasie van elektrone in n atoom wanneer n toestand deur n elektron beset word moet die volgende elektron n verskillende kwantummeganiese toestand beset In n atoom word daar na die gestadigde toestand van n elektron se golffunksie PS d w s Die toestande wat die eigentoestande van die Schrodinger vergelyking HPS EPS waar H die Hamiltonian is verwys as die molekulere orbitale wat analoog is aan die klassieke beeld van elektronpartikels wat rondom n kern wentel In die algemeen verteenwoordig n orbitaal die gebied waar daar verwag word n elektron kan bestaan met n 90 waarskynlikheid Hierdie toestand het vier hoof kwantumgetalle n l ml en ms en volgens die Pauli beginsel mag geen twee elektrone dieselfde waardes deel vir al vier getalle nie Die belangrikste van hierdie getalle is n en l Hoekmomentum l WysigDie tweede kwantumgetal l stem ooreen met die hoekmomentum van die toestand Hierdie toestande neem die vorm van sferiese harmoniee aan en word dus beskryf deur Legendrepolinome Die verskeie toestande wat ooreenstem met verskillende waardes van l word somtyds sub skille genoem en hoofsaaklik vir geskiedkundige redes na verwys deur n letter as volg l waarde Letter Maksimum aantal elektrone in skil0 s 21 p 62 d 103 f 144 g 18 Geskiedkundige nota Die name s p d en f het sy oorsprong in die gediskrediteerde stelsel waar spektraallyne in Engels gekategoriseer was as strong principal diffuse of fundamental Toe die eerste vier tipe orbitale beskryf is is hulle geassosieer met hierdie spektraallyn tipes die opvolgende toekennings is toe eenvoudig gedoen deur die alfabet te gebruik en daarom is hulle g en h onderskeidelik genoem Elkeen van die verskillende hoekmomentum toestande kan 2 2l 1 elektrone opneem Dit is so aangesien die derde kwantumgetal ml n mens kan daaraan dink as n gekwantumifiseerde projeksie van die hoekmomentum op die z as al is dit so effe verkeerd vanaf l tot l in heelgetal eenhede loop en is daar dus 2l 1 moontlike toestande Elke afsonderlike nlml toestand kan deur twee elektrone beset word met teenoorgestelde spin bepaal deur die kwantumgetal ms wat 2 2l 1 elektrone in totaal lewer Toestande met n hoer l waarde as wat in die tabel gegee word is heeltemal toelaatbaar volgens die teorie maar hierdie waardes dek al die grondtoestand atome wat tot dusver ontdek is Vir n gegewe waarde van n kan die moontlike waardes vir l wissel van 0 tot n 1 daarom bevat die skil waar n 1 slegs n s sub skil en kan slegs 2 elektrone opneem die n 2 skil bevat n s en n p sub skil en kan 8 elektrone in totaal bevat die n 3 skil bevat s p en d sub skille en kan n maksimum van 18 elektrone opneem ensovoorts algemeen gesproke is die maksimum aantal elektrone op die nde energievlak gelyk aan 2n2 Die volgende berekening lewer die presiese resultaat l 0 n 1 2 2 l 1 4 l 0 n 1 l 2 l 0 n 1 1 4 n 2 n 1 2 n 2 n 2 displaystyle sum l 0 n 1 2 2l 1 4 sum l 0 n 1 l 2 sum l 0 n 1 1 4 frac n 2 n 1 2n 2n 2 In die grondtoestand van n atoom word die toestande gevul in volgorde van toenemende energie d w s die eerste elektron gaan in die laagste energietoestand in die tweede in die volgende laagste ensovoorts Die feit dat die 3d toestand n hoer energie het as die 4s toestand maar laer as die 4p toestand is die rede vir die bestaan van die oorgangsmetale Die volgorde waarin die toestande opgevul word is as volg 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p 8s 5g 6f 7d 8p Dit lei direk tot die struktuur van die periodieke tabel Die chemiese eienskappe van n atoom word hoofsaaklik bepaal deur die rangskikking van die elektrone in die buitenste valensie skil alhoewel ander faktore soos atoomradius atoommassa en toenemende toeganklikheid van addisionele elektroniese toestande ook bydra tot die chemie van die elemente soos die atoom grootte toeneem Soos die gewig van die elemente toeneem vind n mens ooreenkomste in die rangskikking van die buitenste skil elektrone die wat meer geredelik toeganklik is om aan chemiese reaksies deel te neem in soverre hulle in dieselfde tipe orbitaal voorkom met n soortgelyke vorm maar met toenemende hoer energie en gemiddelde afstand vanaf die kern Die buitenste skil of valensie elektrone van die eerste groep wat deur waterstof vooruitgegaan word het almal een elektron in n s orbitaal In waterstof is daardie s orbitaal in die laagste moontlike energietoestand van enige atoom die eerste skil orbitaal In frankium die swaarste element van die groep is die buitenste skil elektron in die sewende skil orbitaal betekenisvol verder weg van die kern as daardie elektrone wat die skille met laer energie daaronder vul So het koolstof en lood dan ook beide vier elektrone in hulle buitenste skil orbitale Vanwee die belangrikheid van die buitenste skil word die verskillende areas van die periodieke tabel somtyds na verwys as periodieke tabel blokke wat dan vernoem word na die sub skil waarin die laaste elektrone voorkom bv Die s blok die p blok die d blok ens Atoomkonfigurasies WysigAs voorbeeld van die notasie wat algemeen gebruik word om die elektronkonfigurasie van n atoom in sy grondtoestand aan te dui kan ons byvoorbeeld silikon atoomgetal 14 se konfigurasie as volg aandui 1s2 2s2 2p6 3s2 3p2 Die getalle is die skil nommer n die letter verwys na die hoekmomentum toestand soos hierbo aangedui en die getalle in die boskrifte dui die aantal elektrone in daardie toestand van die atoom waarop dit betrekking het aan n Selfs eenvoudiger metode is om eenvoudig die getal elektrone in elke skil neer te skrywe bv weer vir Si 2 8 4 Hierdie konfigurasie is die grondtoestand die een wat die laagste energie het Ander konfigurasies kan tydelik optree maar hulle het n hoer energie en sal dit byvoorbeeld as n foton afgee en na die grondtoestand terugval Daar is twee hoof maniere om die elektronkonfigurasie te skryf Een is om die hele konfigurasie uit te skryf soos in die voorbeeld 1s2 2s2 2p6 3s2 3p2 Die ander is n snelskrif metode wat van die edelgasse gebruik maak as beginpunt d w s alle elemente met atoomgetalle groter as die edelgas aangedui het dieselfde elektronkonfigurasie tot en met daardie edelgas Argon se konfigurasie word dus aangedui as Ne 3s23p6 volgens hierdie notasie Daar kom ook van die uitsonderings in die tabel voor Byvorbeeld Zn se grondtoestand het n atoomkonfigurasie Ar 4s23d10 maar vir koper wat n elektron minder het is Ar 4s23d9 nie die grondtoestand nie Die konfigurasie Ar 4s13d10 het n effens laer energie Die rede daarvoor is dat die volle 3d10 subskil beter ander elektrone afskerm as n onvolledig gevulde 3d9 skil Omrede die elektrone mekaar afstoot is hulle energie effens van hierdie afskermingseffekte afhankelik Dieselfde fenomeen tree by silwer en chroom op Maar vir talle elemente is die atoom se grondtoestandkonfigurasie eintlik n taamlik teoretiese saak Die edelgasse kom as geisoleerde atome voor maar vir n element as wolfram kan dit nie gese word nie Dit het n uiters hoe kookpunt die temperatuur waarby die atom die bindings met hulle bure verbreek en by hierdie temperature is dalk n atoom nie meer in sy grondtoestand nie Op aarde is wolfram n metaal en dit verander die golffunksie van die valenselektrone baie Ioonkonfigurasies WysigWat groter praktiese waarde het is om die ioonkonfigurasies te kan bepaal Hierdie ione word in oplossings of in vastestowwe met ioonbinding dikwels aangetref Ione het elektrone meer of minder as die atoom maar die atoomgetal die kernlading Z bly dieselfde Die konfigurasie van byvoorbeeld n Ti3 ioon is daarom nie dieselfde as van n kaliumatoom Ar 4s1 nie wat dieselfde aantal elektrone maar n ander kernlading het Die titaanatoom verloor die twee s elektrone en een van die twee d elektrone en kry die konfigurasie Ar 3d1 Om uit die periodieke tabel n ioonkonfigurasie te bepaal moet mens eers die juiste atoomkonfigurasie in die grondtoestand bepaal die juiste getal elektrone verwyder volgens hierdie reels verwyder eers onvolledig gevulde p elektrone verwyder daarna s elektrone verwyder dan d elektrone verwyder f elektrone die laaste Voorbeelde Tl eers die talliumgrondtoestand bepaal Xe 6s25d104f146p1 verwyder een p elektron Xe 6s25d104f146p1 Xe 6s25d104f14Tl3 eers die talliumgrondtoestand bepaal Xe 6s25d104f146p1 verwyder die een p elektron dan beide s elektrone Die d en f elektrone bly bewaar Xe 6s25d104f146p1 Xe 5d104f14V2 eers die vanadiumgrondtoestand bepaal Ar 4s23d3 daar is geen p elektrone nie verwyder daarom twee s elektrone Ar 4s23d3 Ar 3d3Molekuulkonfigurasies WysigIn molekules is die situasie meer ingewikkeld sien molekulere orbitale vir besonderhede Soortgelyke maar nie identiese argumente kan op die protone en neutrone in die atoomkern toegepas word sien die skilmodel van kernfisika Kyk ook WysigBoeyens J C A 2008 Chemistry from first principles Dordrecht London Springer ISBN 978 1 4020 8546 8 OCLC 288474998 HOMO LUMO Periodieke tabel elektronkonfigurasies AtoomorbitaalOntsluit van https af wikipedia org w index php title Elektronkonfigurasie amp ol,