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• Rat

Elektronenkonfiguration eines Atoms ist eine Reihe von Zahlen, die die Elektronenorbitale darstellen. Elektronen-Obitane sind die räumlichen Bereiche unterschiedlicher Form, die den Atomkern umgeben und in denen Elektronen geordnet angeordnet sind. Durch die Elektronenkonfiguration können Sie schnell bestimmen, wie viele Elektronenorbitale sich im Atom befinden und wie viele Elektronen sich in jedem Orbital befinden. Sobald Sie die Grundprinzipien der Elektronenkonfiguration verstanden haben, können Sie Ihre eigene Elektronenkonfiguration schreiben und mit Sicherheit chemische Tests durchführen.

Schritte

Methode 1 von 2: Bestimmen Sie die Anzahl der Elektronen mit einem chemischen Periodensystem

1. 

   Finden Sie die Ordnungszahl des Atoms. Jedem Atom ist eine bestimmte Anzahl von Elektronen zugeordnet. Suchen Sie das Element im Periodensystem. Die Ordnungszahl ist eine positive ganze Zahl, die bei 1 beginnt (für Wasserstoff) und danach für jedes Atom um 1 erhöht wird. Die Ordnungszahl ist die Anzahl der Protonen des Atoms - also auch die Anzahl der Elektronen des Atoms im Grundzustand.
2. Bestimmen Sie die Ladung des Atoms. Ein elektrisch neutrales Atom hat die richtige Anzahl von Elektronen, wie im Periodensystem gezeigt. Ein Atom mit einer Ladung hat jedoch mehr oder weniger Elektronen, basierend auf seiner Ladungsgröße. Wenn Sie mit Atomen mit einer Ladung arbeiten, addieren oder subtrahieren Sie die entsprechende Anzahl von Elektronen: Addieren Sie ein Elektron für jede negative Ladung und subtrahieren Sie ein Elektron für jede positive Ladung.
   • Beispielsweise wird bei einem Natriumatom mit einer Ladung von +1 ein Elektron von der Basisatomzahl 11 entfernt. Daher hat das Natriumatom insgesamt 10 Elektronen.
3. Merken Sie sich die grundlegende Orbitalliste. Wenn ein Atom Elektronen empfängt, werden diese Elektronen in einer bestimmten Reihenfolge zu Orbitalen angeordnet. Wenn die Elektronen Orbitale füllen, ist die Anzahl der Elektronen in jedem Orbital gerade. Wir haben folgende Orbitale:
   • Obitan s (jede Zahl mit einem "s" in der Elektronenkonfiguration) hat nur ein Orbital und folgt Das Pauli-AusnahmeprinzipJedes Orbital enthält maximal 2 Elektronen, sodass jedes s-Orbital nur 2 Elektronen enthält.
   • Obitan p hat 3 Orbitale, so dass es bis zu 6 Elektronen aufnehmen kann.
   • Obitan d hat 5 Orbitale, so dass es bis zu 10 Elektronen aufnehmen kann.
   • Obitan f hat 7 Orbitale, so dass bis zu 14 Elektronen aufgenommen werden können. Merken Sie sich die Reihenfolge der Orbitale gemäß dem folgenden eingängigen Satz:
     S.auf P.aggressiv D.äh F.In Ordnung Gtaub H.Hoppla ÍK.Ich komme.
     
     Bei Atomen mit mehr Elektronen werden die Orbitale weiterhin alphabetisch nach dem Buchstaben k geschrieben, wobei die verwendeten Zeichen weggelassen werden.
4. Elektronenkonfiguration verstehen. Elektronenkonfigurationen sind so geschrieben, dass sie die Anzahl der Elektronen im Atom sowie die Anzahl der Elektronen in jedem Orbital klar anzeigen. Jedes Orbital wird in einer bestimmten Reihenfolge geschrieben, wobei die Anzahl der Elektronen in jedem Orbital über dem Namen des Orbitals steht. Schließlich ist die Elektronenkonfiguration eine Folge, die aus den Namen der Orbitale und der Anzahl der oben rechts davon geschriebenen Elektronen besteht.
   • Das folgende Beispiel ist eine einfache Elektronenkonfiguration: 1s 2s 2p. Diese Konfiguration zeigt, dass sich zwei Elektronen im 1s-Orbital, zwei Elektronen im 2s-Orbital und sechs Elektronen im 2p-Orbital befinden. 2 + 2 + 6 = 10 Elektronen (insgesamt). Diese Elektronenkonfiguration gilt für ein elektrisch neutrales Neonatom (die Ordnungszahl des Neons beträgt 10).
5. Merken Sie sich die Reihenfolge der Orbitale. Beachten Sie, dass die Orbitale nach der Elektronenklasse nummeriert sind, aber energetisch geordnet sind. Zum Beispiel ist das 4s-Orbital mit einer niedrigeren Energie (oder dauerhafter) gesättigt als das gesättigte oder ungesättigte 3d-Orbital, sodass die 4s-Unterklasse zuerst geschrieben wird. Sobald Sie die Reihenfolge der Orbitale kennen, können Sie die Elektronen entsprechend der Anzahl der Elektronen im Atom in sie einordnen. Die Reihenfolge für die Platzierung von Elektronen in Orbitalen lautet wie folgt: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p, 8s.
   • Die Elektronenkonfiguration eines Atoms mit jedem elektronengefüllten Orbital ist wie folgt geschrieben: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d7p
   • Beachten Sie, dass, wenn alle Schichten gefüllt sind, die obige Elektronenkonfiguration die von Og (Oganesson), 118, ist, dem Atom mit der höchsten Nummer im Periodensystem, das alle derzeit bekannten Elektronenschichten für enthält mit einem elektrisch neutralen Atom.
6. Sortieren Sie Elektronen nach der Anzahl der Elektronen im Atom in Orbitale. Wenn Sie beispielsweise die Elektronenkonfiguration des elektrisch neutralen Calciumatoms schreiben möchten, müssen Sie zunächst die Ordnungszahl im Periodensystem ermitteln. Die Ordnungszahl von Calcium beträgt 20, daher schreiben wir die Konfiguration eines Atoms mit 20 Elektronen in der obigen Reihenfolge.
   • Setzen Sie Ihre Elektronen in der obigen Reihenfolge in Orbitale, bis Sie 20 Elektronen erreicht haben. Obitan 1s bekommt zwei Elektronen, 2s bekommt zwei, 2p bekommt sechs, 3s bekommt zwei, 3p bekommt sechs und 4s bekommt zwei (2 + 2 + 6 +2 +6 + 2 = 20). Daher ist die Elektronenkonfiguration von Calcium: 1s 2s 2p 3s 3p 4s.
   • Hinweis: Das Energieniveau ändert sich mit zunehmender Elektronenschicht. Wenn Sie beispielsweise auf die 4. Energieebene schreiben, wird zuerst die 4s-Unterklasse geschrieben. später zu 3d. Nachdem Sie die vierte Energieebene geschrieben haben, fahren Sie mit der fünften Ebene fort und starten die Überlagerungsreihenfolge erneut. Dies geschieht erst nach dem 3. Energieniveau.
7. Verwenden Sie das Periodensystem als visuelle Verknüpfung. Möglicherweise haben Sie bemerkt, dass die Form des Periodensystems der Reihenfolge der Orbitale in der Elektronenkonfiguration entspricht. Beispielsweise enden Atome in der zweiten linken Spalte immer bei "s", Atome ganz rechts im Mittelteil enden immer bei "d" usw. Verwenden Sie das Periodensystem, um Strukturen zu schreiben. Abbildung - Die Reihenfolge, in der die Elektronen in Orbitale platziert werden, entspricht den im Periodensystem angegebenen Positionen. Siehe unten:
   • Die beiden Spalten ganz links sind Atome, deren Elektronenkonfiguration im s-Orbital endet, der rechte Teil des Periodensystems sind Atome mit einer Elektronenkonfiguration, die im p-Orbital endet, der mittlere Teil sind Atome, die im s-Orbital enden. d und darunter sind die Atome, die im f-Orbital enden.
   • Wenn Sie beispielsweise eine Elektronenkonfiguration des Elements Chlor schreiben, geben Sie das folgende Argument an: Dieses Atom befindet sich in der dritten Zeile (oder "Periode") des Periodensystems. Es befindet sich auch in der fünften Spalte des p-Orbitalblocks im Periodensystem. Die Elektronenkonfiguration endet also ... 3p.
   • Vorsichtig! Die Orbitalklassen d und f im Periodensystem entsprechen Energieniveaus, die sich von ihrer Periode unterscheiden. Zum Beispiel entspricht die erste Reihe des d-Orbitalblocks dem 3d-Orbital, obwohl es sich in Periode 4 befindet, während die erste Reihe des f-Orbitals dem 4f-Orbital entspricht, obwohl es sich in Periode 6 befindet.
8. Erfahren Sie, wie Sie kollabierbare Elektronenkonfigurationen schreiben. Die Atome am rechten Rand des Periodensystems heißen Edelgas. Diese Elemente sind chemisch sehr inert. Um die lange Elektronenkonfiguration zu verkürzen, schreiben Sie in eckige Klammern das chemische Symbol für das nächste Edelgas, das weniger Elektronen als das Atom enthält, und schreiben Sie dann die Elektronenkonfigurationen der nächsten Orbitale weiter. . Siehe unten:
   • Um dieses Konzept zu verstehen, schreiben Sie die kollabierte Elektronenkonfiguration eines Beispiels. Angenommen, wir müssen die Elektronenkonfiguration für die Zinkreduktion (Ordnungszahl 30) durch eine Edelgaskonfiguration schreiben. Die vollständige Elektronenkonfiguration von Zink lautet: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d. Beachten Sie jedoch, dass 1s 2s 2p 3s 3p die Konfiguration für das seltene Agonengas ist. Ersetzen Sie einfach diesen Teil der Elektronennotation von Zink durch das agonische chemische Symbol in eckigen Klammern ().
   • Daher ist die Elektronenkonfiguration von Zink kompakt 4s 3d.
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Methode 2 von 2: Verwendung des Periodensystems ADOMAH

1. 

   
   
   Entdecken Sie das ADOMAH-Periodensystem. Diese Methode zum Schreiben der Elektronenkonfiguration erfordert kein Speichern. Dieses Verfahren erfordert jedoch ein neu angeordnetes Periodensystem, da in einem regulären Periodensystem seit der vierten Reihe die Anzahl der Zyklen nicht der Elektronenschicht entspricht. Finden Sie ein ADOMAH-Periodensystem, ein spezielles chemisches Periodensystem, das vom Wissenschaftler Valery Tsimmerman entworfen wurde. Sie finden dieses Periodensystem im Internet.
   • Im ADOMAH-Periodensystem sind die horizontalen Reihen Gruppen von Elementen wie Halogenen, Inertgasen, Alkalimetallen, Erdalkalimetallen usw. Die vertikalen Säulen entsprechen der Elektronenschicht und werden als "Sprossen" (diagonaler Übergang) bezeichnet Die Blöcke s, p, d und f) entsprechen der Periode.
   • Helium ist neben Wasserstoff angeordnet, da beide ein einzigartiges 1s-Orbital haben. Die periodischen Blöcke (s, p, d und f) sind auf der rechten Seite gezeigt und die Anzahl der Elektronenschichten ist an der Basis gezeigt. Elementnamen werden in ein Rechteck mit den Nummern 1 bis 120 geschrieben. Diese Zahlen sind die üblichen Ordnungszahlen, die die Gesamtzahl der Elektronen in einem elektrisch neutralen Atom darstellen.
2. Finden Sie Elemente im Periodensystem ADOMAH. Um eine Elektronenkonfiguration für ein Element zu schreiben, suchen Sie dessen Symbol im ADOMAH-Periodensystem und streichen Sie alle Elemente mit höheren Ordnungszahlen durch. Wenn Sie beispielsweise die Elektronenkonfiguration von Eribi (68) schreiben möchten, streichen Sie die Elemente 69 bis 120 durch.
   • Beachten Sie die Zahlen 1 bis 8 am Fuß des Periodensystems. Dies ist die Anzahl der Elektronenschichten oder -säulen. Achten Sie nicht auf Spalten, die nur Elemente durchgestrichen haben.Für Eribi sind die verbleibenden Spalten 1, 2, 3, 4, 5 und 6.
3. Zählen Sie die Anzahl der Orbitale bis zur Position des Atoms, um die Konfiguration zu schreiben. Sehen Sie sich das Blocksymbol rechts neben dem Periodensystem (s, p, d und f) an und sehen Sie sich die Anzahl der am unteren Rand der Tabelle angezeigten Spalten an, unabhängig von den diagonalen Linien zwischen den Blöcken, teilen Sie die Spalten in Spaltenblöcke und schreiben Sie Sie sind von unten nach oben in Ordnung. Ignorieren Sie Spaltenblöcke, die nur durchgestrichene Elemente enthalten. Schreiben Sie die Spaltenblöcke beginnend mit der Spaltennummer und dann dem Blocksymbol wie folgt auf: 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 6s (im Fall von Eribi).
   • Hinweis: Die obige Elektronenkonfiguration für Er ist in aufsteigender Reihenfolge der Anzahl der Elektronenschichten geschrieben. Diese Konfiguration kann auch in der Reihenfolge geschrieben werden, in der Elektronen in Orbitale platziert werden. Befolgen Sie beim Schreiben von Spaltenblöcken die Schritte von oben nach unten anstelle von Spalten: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f.
4. Zählen Sie die Anzahl der Elektronen pro Orbital. Zählen Sie die Anzahl der Elektronen, die nicht in jedem Spaltenblock durchgestrichen sind, weisen Sie ein Elektron pro Element zu und schreiben Sie die Anzahl der Elektronen neben das Blocksymbol für jede Blockspalte wie folgt: 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 6s. In diesem Beispiel ist dies die Elektronenkonfiguration des Eribi.
5. Erkennen Sie abnormale Elektronenkonfigurationen. Es gibt achtzehn häufige Ausnahmen von der Elektronenkonfiguration von Atomen im Zustand niedriger Energie, auch als Grundzustand bekannt. Im Vergleich zur allgemeinen Faustregel weichen sie nur von den letzten zwei bis drei Elektronenpositionen ab. In diesem Fall bewirkt die tatsächliche Elektronenkonfiguration, dass die Elektronen einen niedrigeren Energiezustand als die Standardkonfiguration des Atoms haben. Die ungewöhnlichen Atome sind:
   • 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); G-tt (..., 4f7, 5d1, 6s2); Au (..., 5d10, 6s1); Ac (..., 6d1, 7s2); Th (..., 6d2, 7s2); Pa (..., 5f2, 6d1, 7s2); U. (..., 5f3, 6d1, 7s2); Np (..., 5f4, 6d1, 7s2) und Cm (..., 5f7, 6d1, 7s2).
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Rat

• Wenn das Atom ein Ion ist, bedeutet dies, dass die Anzahl der Protonen nicht gleich der Anzahl der Elektronen ist. Die Ladung des Atoms wird dann in der (normalerweise) oberen rechten Ecke des Elementsymbols angezeigt. Daher hat ein Antimonatom mit Ladung +2 eine Elektronenkonfiguration von 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p. Beachten Sie, dass 5p in 5p geändert wird. Seien Sie vorsichtig, wenn die Konfiguration eines elektrisch neutralen Atoms in anderen Orbitalen als s und p endet. Wenn die Elektronen entfernt sind, können Sie nur Elektronen aus den Valenzorbitalen (s- und p-Orbitale) entnehmen. Wenn also eine Konfiguration bei 4s 3d endet und das Atom eine Ladung von +2 hat, ändert sich die Konfiguration zu 4s 3d. Wir sehen 3dKonstanteEs werden jedoch nur Elektronen im s-Orbital entfernt.
• Alle Atome neigen dazu, in einen stabilen Zustand zurückzukehren, und die stabilste Elektronenkonfiguration hat genügend s- und p-Orbitale (s2 und p6). Diese Edelgase haben diese Elektronenkonfiguration, weshalb sie selten an Reaktionen teilnehmen und sich auf der rechten Seite des Periodensystems befinden. Wenn eine Konfiguration bei 3p endet, werden nur zwei weitere Elektronen benötigt, um stabil zu werden (das Abgeben von sechs Elektronen, einschließlich der Elektronen des s-Orbitals, würde mehr Energie erfordern, sodass das Abgeben von vier Elektronen einfacher wäre. einfacher). Wenn eine Konfiguration bei 4d endet, müssen nur drei Elektronen abgegeben werden, um einen stabilen Zustand zu erreichen. Ebenso sind die neuen Unterklassen, die die Hälfte der Elektronen empfangen (s1, p3, d5 ..), stabiler, z. B. p4 oder p2, aber s2 und p6 sind noch stabiler.
• Sie können auch die Valenzelektronenkonfiguration verwenden, um die Elektronenkonfiguration eines Elements zu schreiben, bei dem es sich um die letzten s- und p-Orbitale handelt. Daher beträgt die Valenzkonfiguration eines Antimonatoms für ein Antimon 5s 5p.
• Ionen mögen das nicht, weil sie viel haltbarer sind. Überspringen Sie die beiden oben genannten Schritte dieses Artikels und arbeiten Sie auf die gleiche Weise, je nachdem, wo Sie beginnen und wie viele oder weniger Elektronen Sie haben.
• Um die Ordnungszahl aus ihrer Elektronenkonfiguration zu ermitteln, addieren Sie alle Zahlen, die auf die Buchstaben (s, p, d und f) folgen. Dies ist nur dann richtig, wenn es sich um ein neutrales Atom handelt. Wenn es sich um ein Ion handelt, können Sie diese Methode nicht anwenden. Stattdessen müssen Sie die Anzahl der Elektronen addieren oder subtrahieren, die Sie aufnehmen oder abgeben.
• Die Zahl nach dem Buchstaben muss in der oberen rechten Ecke stehen. Sie dürfen bei der Durchführung des Tests nicht falsch schreiben.
• Es gibt zwei verschiedene Möglichkeiten, Elektronenkonfigurationen zu schreiben. Sie können in aufsteigender Reihenfolge der Elektronenschicht oder in der Reihenfolge schreiben, in der die Elektronen in Orbitale platziert werden, wie für das Eribi-Atom gezeigt.
• Es gibt Fälle, in denen ein Elektron "hochgeschoben" werden muss. Wenn in einem Orbital nur ein Elektron fehlt, um die Hälfte oder alle Elektronen zu haben, müssen Sie ein Elektron aus dem nächsten s- oder p-Orbital entnehmen, um es in das Orbital zu übertragen, das dieses Elektron benötigt.
• Wir können nicht sagen, dass die "Energiefraktionsstabilität" der Unterklasse die Hälfte der Elektronen empfängt. Das ist eine übermäßige Vereinfachung. Der Grund für die Stabilität des Energieniveaus der neuen Unterklasse, die "die Hälfte der Elektronen" empfängt, ist, dass jedes Orbital nur ein einziges Elektron hat, so dass die Elektronen-Elektronen-Abstoßung minimiert wird.