Elektronconfiguraties schrijven voor elementen

Bijdragen van wikiHow-redactie

De elektronconfiguratie van een atoom is een numerieke weergave van de elektronorbitalen. Elektronorbitalen zijn verschillend gevormde gebieden rond de kern van een atoom, waar het wiskundig aantoonbaar is dat de kans bestaat dat daar elektronen voorkomen. Uit een elektronconfiguratie kan eenvoudig en snel afgelezen worden hoeveel elektronorbitalen een atoom heeft en hoeveel elektronen er in elke orbitaal aanwezig zijn. Hier leer je hoe je kunt beginnen met het maken van een eigen elektronconfiguratie.

Methode 1

Methode 1 van 2:

Methode eén: Elektronen toewijzen met behulp van het periodiek systeem

Pdf downloaden

{"smallUrl":"https:\/\/www.wikihow.com\/images_en\/thumb\/a\/aa\/Periodic_table.gif\/460px-Periodic_table.gif","bigUrl":"https:\/\/www.wikihow.com\/images\/thumb\/a\/aa\/Periodic_table.gif\/580px-Periodic_table.gif","smallWidth":460,"smallHeight":381,"bigWidth":580,"bigHeight":480,"licensing":"<div class=\"mw-parser-output\"><\/div>"}

1

Vind het atoomnummer. Elk atoom heeft een bijbehorend specifiek aantal elektronen. Vind het chemische symbool van je atoom in het periodiek systeem. Het atoomnummer is een positief geheel getal dat begint bij 1 (voor waterstof) en oploopt met 1 voor elk volgende atoom. Het atoomnummer is het aantal protonen van dat atoom – dus is het ook het aantal elektronen van dat atoom als deze ongeladen is.
2
Bepaal de lading van het atoom. Ongeladen atomen hebben exact evenveel protonen als elektronen, zoals aangegeven in het periodiek systeem. Maar dit is niet het geval bij geladen atomen. Heb je te maken met een geladen atoom, tel de elektronen dan op of trek ze als volgt af: voeg één elektron toe voor elke negatieve lading en trek er één vanaf voor elke positieve lading.
- Bijvoorbeeld: Een natriumatoom met een lading van -1 heeft dan één extra elektron opgeteld bij het atoomnummer van 11. Dus heeft dit natriumatoom 12 elektronen in totaal.
3
Leer de basislijst van orbitalen uit je hoofd. Als een atoom elektronen erbij krijgt, vullen ze verschillende reeksen orbitalen in een vaste volgorde. Elke orbitaal bevat, als ze vol is, een vast aantal elektronen. De orbitaalvormen zijn:
- De s-orbitaal (elk nummer in de elektronconfiguratie gevolgd door een "s") bevat een enkele orbitaal, en door het Uitsluitingsprincipe van Pauli weten we dat een enkele orbitaal een maximum van 2 elektronen kan vasthouden, dus elke orbitaalvorm kan 2 elektronen vasthouden.
- De p-orbitaal bevat 3 orbitalen, en kan dus een totaal van 6 elektronen vasthouden.
- De d-orbitaal bevat 5 orbitalen, dus kan het 10 elektronen vasthouden.
- De f-orbitaal bevat 7 orbitalen, dus kan het 14 elektronen vasthouden.
4
Begrijp de notatie van een elektronconfiguratie. Electronconfiguraties worden zo genoteerd dat het duidelijk is hoeveel elektronen er in het atoom aanwezig zijn, en hoeveel elektronen in elke orbitaal. Een orbitaal kent een vaste notatie met het aantal elektronen in superscript achter de naam van de oribitaal. De uiteindelijke elektronconfiguratie is een reeks van orbitaalvormen en superscripts.
- Bijvoorbeeld, een eenvoudige elektronconfiguratie: 1s ² 2s ² 2p ⁶ . Deze configuratie geeft aan dat er twee elektronen in de 1s orbitaalvorm, twee elektronen in de 2s orbitaalvorm, en zes elektronen in de 2p orbitaalvorm zitten. 2 + 2 + 6 = 10 elektronen in totaal. Dit is de elektronconfiguratie van een ongeladen neonatoom (Ne; atoomnummer 10.)
5
Leer de volgorde van de orbitalen. Merk op dat de orbitaalvormen worden genummerd naar de elektronenschil, maar geordend naar energieniveau. Bijvoorbeeld, een volledig gevulde 4s ² heeft minder energie (of minder potentiaal) dan een gedeeltelijk gevulde of gevulde 3d ¹⁰ , dus de 4s-schil staat vooraan. Ken je de volgorde van de orbitalen, dan is het niet moeilijk om ze te vullen volgens het aantal elektronen in het atoom. De volgorde waarin de orbitalen worden gevuld is als volgt: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p.
- Een elektronconfiguratie van een atoom waarbij elk orbitaal helemaal is gevuld wordt als volgt genoteerd: 1s ² 2s ² 2p ⁶ 3s ² 3p ⁶ 4s ² 3d ¹⁰ 4p ⁶ 5s ² 4d ¹⁰ 5p ⁶ 6s ² 4f ¹⁴ 5d ¹⁰ 6p ⁶ 7s ² 5f ¹⁴ 6d ¹⁰ 7p ⁶
- Merk op dat in de bovenstaande lijst, als alle schillen zijn gevuld, dit de elektronconfiguratie van ununoctium is (Uuo; atoomnummer 118), het hoogste nummer in het periodiek systeem – dus deze elektronconfiguratie bevat elke nu bekende elektronenschil in een ongeladen atoom.
6
Vul de orbitalen volgens het aantal elektronen in je atoom. Als we bijvoorbeeld de elektronconfiguratie van een ongeladen calciumatoom willen opschrijven, beginnen we met het opzoeken van het atoomnummer in het periodiek systeem. Het atoomnummer van calcium is 20, dus schrijven we een configuratie voor dit atoom met 20 elektronen in de volgorde zoals hierboven aangegeven.
- Vul de orbitalen met elektronen volgens de bovenstaande volgorde tot je de twintig hebt bereikt. De 1s-orbitaal krijgt twee elektronen, de 2s krijgt er twee, de 2p krijgt zes, de 3s krijgt er twee, de 3p krijgt 6, en de 4s krijgt 2 (2 + 2 + 6 +2 +6 + 2 = 20.) Dus, de elektronconfiguratie voor calcium is: 1s ² 2s ² 2p ⁶ 3s ² 3p ⁶ 4s ² .
- Opmerking: Energieniveaus veranderen met dat je hoger komt. Bijvoorbeeld, als je op het punt staat om verder te gaan naar het 4e energieniveau, dan wordt het eerst 4s, daarna 3d. Na het vierde niveau ga je verder met het vijfde niveau, waar de normale volgorde weer wordt aangehouden. Dit gebeurt alleen na het 3e energieniveau.
7
Gebruik het periodiek systeem als visueel hulpmiddel. Het is je misschien al opgevallen dat de volgorde van het periodiek systeem overeenkomt met de volgorde van de orbitaalvormen in elektronconfiguraties. Bijvoorbeeld, atomen in de tweede kolom links eindigen altijd met "s ² ", atomen uiterst rechts in het smalle middelste gedeelte eindigen altijd op "d ¹⁰ ," etc. Gebruik het periodiek systeem als visuele gids om configuraties te kunnen noteren – de volgorde waarin je elektronen aan de orbitalen toevoegt komt overeen met de positie in de tabel van het periodiek systeem. Bekijk onderstaande maar eens goed:
- De twee kolommen uiterst links zijn een representatie van atomen wiens elektronconfiguraties eindigen in s-orbitalen, het rechterblok van deze tabel is een representatie van atomen waarvan de configuraties eindigen in p-orbitalen, het centrale deel, de atomen die eindigen in een d-orbitaal, en de onderste regio, atomen die eindigen in f-orbitalen.
- Bijvoorbeeld, wanneer je een elektronconfiguratie opschrijft voor chloor (Cl), bedenk dan: "Dit atoom staat in de derde rij (of "periode") van het periodiek systeem. Het staat ook in de vijfde kolom van de groep p-orbitalen. Dus deze elektronconfiguratie eindigt op ...3p ⁵
- Let wel op - de groepen d- en f-orbitalen in de tabel corresponderen met energieniveaus die anders zijn dan de periode waarin ze zijn gelokaliseerd. Bijvoorbeeld de eerste rij van de groep d-orbitalen corresponderen met de 3d-orbitaal zelfs als bevindt deze zich in periode 4, terwijl de eerste rij van de f-orbitalen corresponderen met de 4f-orbitaal ook al bevindt deze zich in de zesde periode.
8
Leer een verkorte schrijfwijze voor het schrijven van lange elektronconfiguraties. De atomen langs de rechterkant van het periodiek systeem heten de edelgassen . Deze elementen zijn zeer stabiel. Om het proces van de notatie van een lange elektronconfiguratie te verkorten schrijf je het chemische symbool van het dichtstbijzijnde gas, met minder elektronen dan je atoom, tussen rechte haakjes, en ga vervolgens verder met de elektronconfiguratie voor de volgende orbitaalvormen. Zie onderstaande:
- Om dit concept goed te begrijpen is het handig om een voorbeeld op te schrijven van een configuratie. Laten we de configuratie van zink (atoomnummer 30) eens schrijven met gebruik van de verkorte notatie voor een edelgas. De volledige elektronconfiguratie van zink is: 1s ² 2s ² 2p ⁶ 3s ² 3p ⁶ 4s ² 3d ¹⁰ . Maar merk op dat 1s ² 2s ² 2p ⁶ 3s ² 3p ⁶ de configuratie is van het edelgas argon. Vervang gewoon dit deel van de notatie van zink met het chemische symbool van argon tussen rechte haakjes ([Ar].)
- Dus de verkorte notatie van de elektronconfiguratie van zink kan worden geschreven als [Ar]4s ² 3d ¹⁰ .
Advertentie

Methode 2

Methode 2 van 2:

Methode Twee: Maak gebruik van een ADOMAH periodiek systeem

Pdf downloaden

{"smallUrl":"https:\/\/www.wikihow.com\/images_en\/b\/b1\/ADOMAH-Table-v2.jpg","bigUrl":"https:\/\/www.wikihow.com\/images\/thumb\/b\/b1\/ADOMAH-Table-v2.jpg\/408px-ADOMAH-Table-v2.jpg","smallWidth":460,"smallHeight":611,"bigWidth":408,"bigHeight":542,"licensing":"<div class=\"mw-parser-output\"><\/div>"}

1
Het ADOMAH Periodiek Systeem begrijpen. Bij deze methode van het noteren van elektronconfiguraties is het niet nodig veel uit je hoofd te leren. Maar het vereist wel een anders ingedeeld periodiek systeem, omdat binnen het traditionele periodiek systeem de elektronenschillen, te beginnen vanaf de vierde rij, niet overeenkomen met de periodieke getallen. Probeer online een voorbeeld te vinden van dit door Valery Tsimmerman ontworpen systeem te vinden. Dit is vast geen probleem. ^{[1]
X
Bron}
- Binnen het ADOMAH Periodiek Systeem stellen de rijen groepen van elementen voor, zoals halogenen, inerte gassen, alkalimetalen, etc. De kolommen corresponderen met de elektronenschillen en de “cascades” (diagonale lijnen die s,p,d en f groepen verbinden) corresponderen met de perioden.
- Helium staat nu naast waterstof omdat beide worden gekenmerkt door de 1s-orbitaal. De perioden (s,p,d en f) staan aan de rechterkant en de nummers van de schillen aan de onderkant van de tabel. Elementen worden weergegeven in vakken genummerd van 1 tot en met 120. Deze nummers staan voor de gewone atoomnummers en geven het aantal elektronen in een neutraal atoom weer.
2
Zoek naar je atoom in de ADOMAH tabel. Om de elektronconfiguratie van een element te kunnen noteren zoek je naar het desbetreffende symbool in het ADOMAH Periodiek Systeem en kruis je alle elementen met hogere atoomnummers door. Bijvoorbeeld als je de elektronconfiguratie van erbium (68) wilt weten, kruis dan de elementen 69 tot en met 120 door.
- Ga naar de nummers 1 tot en met 8 aan de onderkant (de basis) van de tabel. Dit zijn de nummers van de elektronenschillen, of de kolommen. Negeer de kolommen met doorgekruiste elementen. De voor erbium overgebleven kolommen zijn 1,2,3,4,5 en 6.
3
Tel de orbitalen tot aan je atoom. Door naar de groep symbolen aan de rechterkant van de tabel te kijken (s, p, d, en f) en de kolomnummers aan de onderkant van de tabel en door de diagonale lijnen hiertussen te negeren, kun je de kolommen opdelen in groepen en deze in een lijst weergeven van onder naar boven. Nogmaals, negeer die blokken waarvan alle elementen zijn doorgekruist. Schrijf de kolomgroepen op, te beginnen met het kolomnummer gevolgd door het groepssymbool, zoals dit: 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 6s (in het geval van erbium).
- Let op: De bovenstaande elektronconfiguratie van Er (erbium) is genoteerd in de volgorde van oplopende schilnummers. Het kan ook geschreven worden in de volgorde van de orbitalen. Gewoon de cascades volgen van boven naar beneden, in plaats van de kolommen, als je de kolomgroepen aan het opschrijven bent: 1s ² 2s ² 2p ⁶ 3s ² 3p ⁶ 4s ² 3d ¹⁰ 4p ⁶ 5s ² 4d ¹⁰ 5p ⁶ 6s ² 4f ¹² .
4

Tel de elektronen van elke orbitaalvorm. Tel de elementen die niet zijn doorgekrast in elke kolomgroep, waarbij een elektron per element wordt uitgekozen, en schrijf het aantal op naast de groepssymbolen van elke kolomgroep, zoals dit: 1s ² 2s ² 2p ⁶ 3s ² 3p ⁶ 3d ¹⁰ 4s ² 4p ⁶ 4d ¹⁰ 4f ¹² 5s ² 5p ⁶ 6s ² . Dit is de elektronconfiguratie van Er (erbium) uit ons voorbeeld.
5
Ken de onregelmatige elektronconfiguraties. Er zijn achttien uitzonderingen op de elektronconfiguraties bij atomen van het laagste energieniveau, ook wel de grondtoestand. Deze wijken af van de algemene regel voor de laatste twee of drie elektronenposities. In deze gevallen houden de feitelijke elektronconfiguraties de elektronen op een lager energie niveau, dan bij een standaardconfiguratie van dat atoom. De onregelmatige atomen zijn:
- Cr (..., 3d5, 4s1); Cu (..., 3d10, 4s1); Nb (..., 4d4, 5s1); Mo (..., 4d5, 5s1); Ru (..., 4d7, 5s1); Rh (..., 4d8, 5s1); Pd (..., 4d10, 5s0); Ag (..., 4d10, 5s1); La (..., 5d1, 6s2); Ce (..., 4f1, 5d1, 6s2); Gd (..., 4f7, 5d1, 6s2); Au (..., 5d10, 6s1); Ac (..., 6d1, 7s2); Th (..., 6d2, 7s2); Pa (..., 5f2, 6d1, 7s2); U (..., 5f3, 6d1, 7s2); Np (..., 5f4, 6d1, 7s2) en Cm (..., 5f7, 6d1, 7s2).
Advertentie

Tips

Om het atoomnummer van een atoom te vinden als het geschreven is in de vorm van een elektronconfiguratie, tel je alle getallen die na de letters (s, p, d, en f) komen bij elkaar op. Dit werkt alleen bij een neutraal atoom, niet bij een ion, en je moet alle elektronen die zijn verdwenen of toegevoegd ervan aftrekken of erbij optellen.
Het getal na de letter staat eigenlijk in superscript, dus vergis je hier niet in bij een toets.
Er is niet zoiets als de "stabiliteit van een halfgevuld" subniveau. Dit is al te eenvoudig gesteld. De stabiliteit komt doordat elke orbitaal slechts door één elektron wordt bezet, dus elektron-elektron afstoting is minimaal.
Elk atoom wil terugkeren naar een stabiele toestand, en de meest stabiele configuraties hebben helemaal gevulde s en p (s2 en p6) orbitalen. De edelgassen hebben deze configuratie, dit is waarom ze bijna nooit reactief zijn en aan de rechterkant van het periodiek systeem zitten. Dus, als een configuratie eindigt met 3p ⁴ , heeft het nog maar twee extra elektronen nodig om stabiel te worden (zes elektronen verliezen, inclusief die van de s-orbitaal, vraagt meer energie, dus is het gemakkelijker om er vier te verliezen). En als een configuratie eindigt met 4d ³ , hoeft deze nog maar drie elektronen kwijt te raken om in een stabiele toestand te komen. Ook geldt dat half gevulde schillen (s1, p3, d5..) stabieler zijn dan bijvoorbeeld p4 of p2; s2 en p6 zullen nog stabieler worden.
Wanneer het atoom een ion is, betekent dit dat het aantal protonen niet gelijk is aan het aantal elektronen. De lading van het atoom wordt dan meestal aangegeven in de rechter bovenhoek van het symbool. Dus, een antimoon atoom met een lading +2 heeft een elektronconfiguratie van 1s ² 2s ² 2p ⁶ 3s ² 3p ⁶ 4s ² 3d ¹⁰ 4p ⁶ 5s ² 4d ¹⁰ 5p ¹ . Merk op dat de 5p ³ is veranderd in 5p ¹ . Wees hier alert op als de configuratie van een ongeladen atoom eindigt op alles behalve een s- en p-orbitaal. Haal je elektronen weg dan kun je dit alleen doen bij de valentie-orbitalen (de s- en p-orbitalen). Dus als een configuratie eindigt met 4s ² 3d ⁷ , en de lading van het atoom neemt toe met +2, dan verandert de configuratie zo dat deze eindigt met 4s ⁰ 3d ⁷ . Onthoud dat 3d ⁷ niet verandert, maar dat de s-orbitaal haar elektronen verliest.
Er zijn omstandigheden waarbij een elektron een hoger niveau krijgt. Wanneer een orbitaal nog maar één elektron verwijderd is van het half of volledig gevuld zijn, verwijder dan een elektron uit de dichtstbijzijnde s- of p-orbitaal en verplaats deze naar de orbitaal die dat elektron nodig heeft.
Je kunt de elektronconfiguratie van een element ook noteren door gewoon de valentieconfiguratie op te schrijven, de laatste s- en p-orbitaal. Dus, de valentieconfiguratie van antimoon wordt dan 5s ² 5p ³ .
Ionen zijn niet hetzelfde, maar veel lastiger. Sla twee niveaus over en volg dan hetzelfde patroon, afhankelijk van waar je bent gestart en van het aantal elektronen.

Advertentie

[1]

Aanmelden

Elektronconfiguraties schrijven voor elementen

Stappen

Methode eén: Elektronen toewijzen met behulp van het periodiek systeem

Methode Twee: Maak gebruik van een ADOMAH periodiek systeem

Tips

Gerelateerde artikelen

Bronnen

Over dit artikel

Was dit artikel nuttig?

Gerelateerde artikelen

Meld je aan voor de gratis nieuwsbrief van wikiHow!

Volg ons

Delen

Explore Categories