Inhalt

• Schritte
• Methode 1 von 2: Elektronenverteilung nach dem Periodensystem von D. I. Mendeleev
• Methode 2 von 2: Verwenden des ADOMAH-Periodensystems
• Tipps

Elektronische Konfiguration ein Atom ist eine numerische Darstellung seiner Elektronenorbitale. Elektronische Orbitale sind Bereiche unterschiedlicher Form, die sich um einen Atomkern befinden, in denen ein Elektron mathematisch wahrscheinlich ist. Die elektronische Konfiguration hilft dem Leser schnell und einfach zu sagen, wie viele Elektronenorbitale ein Atom hat, sowie die Anzahl der Elektronen in jedem Orbital zu bestimmen. Nachdem Sie diesen Artikel gelesen haben, beherrschen Sie die Methode zur Erzeugung elektronischer Konfigurationen.

Schritte

Methode 1 von 2: Elektronenverteilung nach dem Periodensystem von D. I. Mendeleev

1. 1 Finden Sie die Ordnungszahl Ihres Atoms. Jedem Atom ist eine bestimmte Anzahl von Elektronen zugeordnet. Finden Sie das Symbol für Ihr Atom im Periodensystem. Eine Ordnungszahl ist eine positive ganze Zahl, die bei 1 beginnt (für Wasserstoff) und für jedes nachfolgende Atom um eins ansteigt. Eine Ordnungszahl ist die Anzahl der Protonen in einem Atom und daher auch die Anzahl der Elektronen in einem Atom ohne Ladung.
2. 2 Bestimme die Ladung eines Atoms. Neutrale Atome haben die gleiche Anzahl von Elektronen wie im Periodensystem angegeben. Geladene Atome haben jedoch je nach Ladungsmenge mehr oder weniger Elektronen. Wenn Sie mit einem geladenen Atom arbeiten, addieren oder subtrahieren Sie Elektronen wie folgt: Fügen Sie ein Elektron für jede negative Ladung hinzu und subtrahieren Sie eines für jede positive.
   • Zum Beispiel hat ein Natriumatom mit einer Ladung von -1 ein zusätzliches Elektron Außerdem zu seiner Grundordnungszahl 11. Mit anderen Worten, das gesamte Atom hat 12 Elektronen.
   • Wenn wir von einem Natriumatom mit einer Ladung von +1 sprechen, muss ein Elektron von der Grundordnungszahl 11 abgezogen werden. Somit hat das Atom 10 Elektronen.
3. 3 Denken Sie an die grundlegende Liste der Orbitale. Mit zunehmender Elektronenzahl füllen sie nach einer bestimmten Reihenfolge die verschiedenen Unterniveaus der Elektronenhülle des Atoms. Jede Unterebene der Elektronenhülle enthält, wenn sie gefüllt ist, eine gerade Anzahl von Elektronen. Folgende Unterebenen stehen zur Verfügung:
   • s-Unterebene (jede Zahl in der elektronischen Konfiguration, die vor dem Buchstaben "s" steht) enthält ein einzelnes Orbital und gemäß Paulis Prinzip, ein Orbital kann maximal 2 Elektronen enthalten, daher können sich auf jeder s-Unterebene der Elektronenhülle 2 Elektronen befinden.
   • p-Unterebene enthält 3 Orbitale und kann daher maximal 6 Elektronen enthalten.
   • d-Unterebene enthält 5 Orbitale, kann also bis zu 10 Elektronen haben.
   • f-Unterebene enthält 7 Orbitale, kann also bis zu 14 Elektronen haben.
   • g-, h-, i- und k-Unterebenen sind theoretisch. Die Elektronen enthaltenden Atome in diesen Orbitalen sind unbekannt. Das g-Unterniveau enthält 9 Orbitale, also könnte es theoretisch 18 Elektronen haben. Das h-Unterniveau kann 11 Orbitale und maximal 22 Elektronen haben; im i-Sublevel -13 Orbitale und maximal 26 Elektronen; im k-Unterniveau - 15 Orbitale und maximal 30 Elektronen.
   • Merken Sie sich die Reihenfolge der Orbitale mit dem Gedächtnistrick:
     Sober Pphysiker Dauf Find giraffen hiding ichn KJuckreiz (nüchterne Physiker finden keine Giraffen, die sich in Küchen verstecken).
4. 4 Verstehen Sie den elektronischen Konfigurationsdatensatz. Elektronische Konfigurationen werden aufgezeichnet, um die Anzahl der Elektronen in jedem Orbital klar widerzuspiegeln. Orbitale werden sequentiell geschrieben, wobei die Anzahl der Atome in jedem Orbital rechts neben dem Orbitalnamen hochgestellt wird. Die fertige elektronische Konfiguration hat die Form einer Folge von Unterstufenbezeichnungen und Hochstellungen.
   • Zum Beispiel die einfachste elektronische Konfiguration: 1s 2s 2p. Diese Konfiguration zeigt, dass es zwei Elektronen auf der 1s-Unterebene, zwei Elektronen auf der 2s-Unterebene und sechs Elektronen auf der 2p-Unterebene gibt. 2 + 2 + 6 = 10 Elektronen insgesamt. Dies ist die elektronische Konfiguration eines neutralen Neonatoms (Neon-Ordnungszahl ist 10).
5. 5 Denken Sie an die Reihenfolge der Orbitale. Beachten Sie, dass die Elektronenorbitale in aufsteigender Reihenfolge der Elektronenhüllennummer nummeriert sind, jedoch in aufsteigender Reihenfolge der Energie. Zum Beispiel ist ein gefülltes 4s-Orbital weniger energiereich (oder weniger mobil) als ein teilweise gefülltes oder gefülltes 3d, daher wird das 4s-Orbital zuerst aufgezeichnet. Sobald Sie die Reihenfolge der Orbitale kennen, können Sie sie leicht entsprechend der Anzahl der Elektronen im Atom ausfüllen. Die Reihenfolge beim Füllen der Orbitale ist wie folgt: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p.
   • Die elektronische Konfiguration eines Atoms, in dem alle Orbitale besetzt sind, hat die folgende Form: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d7p
   • Beachten Sie, dass der obige Eintrag, wenn alle Orbitale gefüllt sind, die elektronische Konfiguration des Elements Uuo (Ununoctium) 118 ist, des Atoms mit der höchsten Nummer im Periodensystem. Daher enthält diese elektronische Konfiguration alle derzeit bekannten elektronischen Unterniveaus eines neutral geladenen Atoms.
6. 6 Füllen Sie die Orbitale entsprechend der Anzahl der Elektronen in Ihrem Atom aus. Wenn wir beispielsweise die elektronische Konfiguration eines neutralen Calciumatoms aufschreiben wollen, müssen wir zunächst nach seiner Ordnungszahl im Periodensystem suchen. Seine Ordnungszahl ist 20, also schreiben wir die Konfiguration eines Atoms mit 20 Elektronen gemäß der obigen Reihenfolge.
   • Füllen Sie die Orbitale in der obigen Reihenfolge aus, bis Sie das zwanzigste Elektron erreichen. Das erste 1s-Orbital enthält zwei Elektronen, die 2s-Orbitale haben auch zwei, 2p - sechs, 3s - zwei, 3p - 6 und 4s - 2 (2 + 2 + 6 +2 + 6 + 2 = 20 .) In Mit anderen Worten, die elektronische Konfiguration von Kalzium ist: 1s 2s 2p 3s 3p 4s.
   • Beachten Sie, dass die Orbitale in aufsteigender Energiereihenfolge angeordnet sind. Wenn Sie zum Beispiel bereit sind, zum 4. Energieniveau zu gelangen, dann schreiben Sie zuerst das 4s-Orbital auf und dann 3d. Nach dem vierten Energieniveau geht es zum fünften, wo die gleiche Reihenfolge wiederholt wird. Dies geschieht erst nach dem dritten Energieniveau.
7. 7 Verwenden Sie das Periodensystem als visuellen Hinweis. Sie haben wahrscheinlich schon bemerkt, dass die Form des Periodensystems der Ordnung der elektronischen Unterebenen in elektronischen Konfigurationen entspricht. Zum Beispiel enden die Atome in der zweiten Spalte von links immer auf "s", während die Atome am rechten Rand des dünnen Mittelteils immer auf "d" enden und so weiter. Verwenden Sie das Periodensystem als visuelle Anleitung zum Schreiben von Konfigurationen – da die Reihenfolge, in der Sie Orbitale hinzufügen, Ihrer Position in der Tabelle entspricht. Siehe unten:
   • Insbesondere enthalten die beiden äußersten linken Spalten Atome, deren elektronische Konfigurationen in s-Orbitalen enden, der rechte Block der Tabelle enthält Atome, deren Konfigurationen in p-Orbitalen enden, und im unteren Teil enden Atome in f-Orbitalen.
   • Wenn Sie zum Beispiel die elektronische Konfiguration von Chlor aufschreiben, denken Sie so: „Dieses Atom befindet sich in der dritten Reihe (oder „Periode“) des Periodensystems. Es befindet sich auch in der fünften Gruppe des p-Orbitalblocks des Periodensystems, daher endet seine elektronische Konfiguration in. ..3p
   • Bitte beachten: Die Elemente im Bereich der d- und f-Orbitale der Tabelle sind durch Energieniveaus gekennzeichnet, die nicht der Periode entsprechen, in der sie sich befinden. Zum Beispiel entspricht die erste Reihe des Blocks von Elementen mit d-Orbitalen 3d-Orbitalen, obwohl sie sich in der 4. Periode befindet, und die erste Reihe von Elementen mit f-Orbitalen entspricht dem 4f-Orbital, obwohl es ist in der 6. Periode.
8. 8 Lernen Sie die Kurzschrift zum Schreiben langer elektronischer Konfigurationen. Die Atome am rechten Rand des Periodensystems heißen Edelgase. Diese Elemente sind chemisch sehr stabil. Um den Prozess des Schreibens langer elektronischer Konfigurationen zu verkürzen, schreiben Sie einfach in eckige Klammern das chemische Symbol des nächsten Edelgases mit weniger Elektronen als Ihr Atom und schreiben Sie dann die elektronische Konfiguration der nachfolgenden Orbitalniveaus. Siehe unten:
   • Um dieses Konzept zu verstehen, ist es hilfreich, eine Beispielkonfiguration zu schreiben. Schreiben wir die Konfiguration für Zink (Ordnungszahl 30) mit der Abkürzung Edelgas. Die komplette Zinkkonfiguration sieht so aus: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d. Wir sehen jedoch, dass 1s 2s 2p 3s 3p die elektronische Konfiguration von Argon, einem Edelgas, ist. Ersetzen Sie einfach den elektronischen Konfigurationsanteil von Zink durch das chemische Symbol Argon in eckigen Klammern ([Ar].)
   • Die elektronische Konfiguration von Zink, in abgekürzter Form, lautet also: [Ar] 4s 3d.
   • Beachten Sie, dass Sie nicht [Ar] schreiben können, wenn Sie die elektronische Konfiguration eines Edelgases, sagen wir Argon, schreiben! Man muss die Reduktion des Edelgases gegenüber diesem Element nutzen; für Argon ist es Neon ([Ne]).

Methode 2 von 2: Verwenden des ADOMAH-Periodensystems

1. 1 Lernen Sie das Periodensystem von ADOMAH. Dieses Verfahren zur Aufzeichnung der elektronischen Konfiguration erfordert kein Auswendiglernen, erfordert jedoch ein überarbeitetes Periodensystem, da im traditionellen Periodensystem ab der vierten Periode die Periodennummer nicht der Elektronenhülle entspricht. Finden Sie das ADOMAH-Periodensystem - eine besondere Art des Periodensystems, das vom Wissenschaftler Valery Zimmerman entwickelt wurde. Mit einer kurzen Suche im Internet ist es leicht zu finden.
   • Im Periodensystem von ADOMAH stehen horizontale Reihen für Elementgruppen wie Halogene, Edelgase, Alkalimetalle, Erdalkalimetalle usw. Vertikale Spalten entsprechen elektronischen Wasserwaagen, und sogenannte "Kaskaden" (diagonale Linien, die die Blöcke s, p, d und f verbinden) entsprechen Perioden.
   • Helium wird in Wasserstoff umgewandelt, da beide Elemente ein 1s-Orbital haben. Periodenblöcke (s, p, d und f) werden auf der rechten Seite angezeigt und die Ebenennummern werden unten angezeigt. Die Elemente werden in Kästen mit den Nummern 1 bis 120 angezeigt. Diese Zahlen sind allgemeine Ordnungszahlen, die die Gesamtzahl der Elektronen in einem neutralen Atom darstellen.
2. 2 Finden Sie Ihr Atom in der ADOMAH-Tabelle. Um die elektronische Konfiguration eines Elements aufzuzeichnen, suchen Sie sein Symbol im ADOMAH-Periodensystem und streichen Sie alle Elemente mit einer höheren Ordnungszahl durch. Wenn Sie beispielsweise die elektronische Konfiguration von Erbium (68) aufschreiben müssen, streichen Sie alle Elemente von 69 bis 120 durch.
   • Beachten Sie die Zahlen 1 bis 8 am Ende der Tabelle. Dies sind elektronische Ebenennummern oder Spaltennummern. Ignorieren Sie Spalten, die nur durchgestrichene Elemente enthalten.Für Erbium bleiben die Spalten 1, 2, 3, 4, 5 und 6 übrig.
3. 3 Zählen Sie die Orbital-Unterebenen zu Ihrem Element. Betrachten Sie die Blocksymbole rechts von der Tabelle (s, p, d und f) und die Spaltennummern unten, ignorieren Sie die diagonalen Linien zwischen den Blöcken und teilen Sie die Spalten in der Reihenfolge von unten in Spaltenblöcke auf nach oben. Ignorieren Sie auch hier die Kästchen mit allen durchgestrichenen Elementen. Schreiben Sie die Spaltenblöcke auf, beginnend mit der Spaltennummer gefolgt vom Blocksymbol, also: 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 6s (für Erbium).
   • Hinweis: Die obige elektronische Konfiguration Er wird in aufsteigender Reihenfolge der elektronischen Unterebenennummer geschrieben. Es kann auch in der Reihenfolge der Orbitalfüllung geschrieben werden. Folgen Sie dazu beim Schreiben der Spaltenblöcke den Kaskaden von unten nach oben, nicht den Spalten: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f.
4. 4 Zählen Sie die Elektronen für jede elektronische Unterebene. Zählen Sie die Elemente in jeder Blockspalte, die nicht durchgestrichen wurden, hängen Sie von jedem Element ein Elektron an und schreiben Sie ihre Nummer neben das Blocksymbol für jede Blockspalte wie folgt: 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 6s ... In unserem Beispiel ist dies die elektronische Konfiguration von Erbium.
5. 5 Berücksichtigen Sie falsche elektronische Konfigurationen. Es gibt achtzehn typische Ausnahmen in Bezug auf die elektronische Konfiguration von Atomen im niedrigsten Energiezustand, auch Grundenergiezustand genannt. Sie gehorchen nicht der allgemeinen Regel nur in den letzten zwei oder drei von Elektronen besetzten Positionen. In diesem Fall geht die tatsächliche elektronische Konfiguration davon aus, dass sich die Elektronen im Vergleich zur Standardkonfiguration des Atoms in einem Zustand mit niedrigerer Energie befinden. Ausnahmeatome sind:
   • Cr (..., 3d5, 4s1); Cu (..., 3d10, 4s1); Nb (..., 4d4, 5s1); Mo (..., 4d5, 5s1); Ru (..., 4d7, 5s1); NS (..., 4d8, 5s1); Pd (..., 4d10, 5s0); Ag (..., 4d10, 5s1); La (..., 5d1, 6s2); Ce (..., 4f1, 5d1, 6s2); Gott (..., 4f7, 5d1, 6s2); Au (..., 5d10, 6s1); Ac (..., 6d1, 7s2); NS (..., 6d2, 7s2); Pa (..., 5f2, 6d1, 7s2); U (..., 5f3, 6d1, 7s2); Np (..., 5f4, 6d1, 7s2) und Cm (..., 5f7, 6d1, 7s2).

Tipps

• Um die Ordnungszahl eines Atoms in elektronischer Konfiguration zu finden, addieren Sie einfach alle Zahlen, die den Buchstaben (s, p, d und f) folgen. Dies funktioniert nur für neutrale Atome, wenn Sie es mit einem Ion zu tun haben, funktioniert nichts - Sie müssen die Anzahl der zusätzlichen oder verlorenen Elektronen addieren oder subtrahieren.
• Die Zahl nach dem Buchstaben ist hochgestellt, machen Sie keinen Fehler beim Schecken.
• Es gibt keine "Stabilität einer halbgefüllten" Unterebene. Dies ist eine Vereinfachung. Jede Stabilität, die sich auf die "halbgefüllten" Unterniveaus bezieht, ist darauf zurückzuführen, dass jedes Orbital von einem Elektron besetzt ist, sodass die Abstoßung zwischen den Elektronen minimiert wird.
• Jedes Atom neigt zu einem stabilen Zustand, und die stabilsten Konfigurationen haben gefüllte Unterniveaus s und p (s2 und p6). Edelgase haben eine solche Konfiguration, gehen daher selten Reaktionen ein und stehen rechts im Periodensystem. Wenn die Konfiguration bei 3p endet, benötigt sie daher zwei Elektronen, um einen stabilen Zustand zu erreichen (um sechs zu verlieren, einschließlich Elektronen des s-Unterniveaus, ist mehr Energie erforderlich, daher ist es einfacher, vier zu verlieren). Und wenn die Konfiguration in 4d endet, muss sie drei Elektronen verlieren, um einen stabilen Zustand zu erreichen. Außerdem sind halb gefüllte Sublevel (s1, p3, d5 ..) stabiler als beispielsweise p4 oder p2; s2 und p6 werden jedoch noch robuster sein.
• Wenn Sie es mit einem Ion zu tun haben, bedeutet dies, dass die Anzahl der Protonen nicht gleich der Anzahl der Elektronen ist. In diesem Fall wird die Ladung eines Atoms (in der Regel) oben rechts neben dem chemischen Symbol angezeigt. Daher hat ein Antimonatom mit einer Ladung von +2 die elektronische Konfiguration 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p. Beachten Sie, dass sich 5p in 5p geändert hat. Seien Sie vorsichtig, wenn die Konfiguration eines neutralen Atoms auf anderen Unterebenen als s und p endet. Wenn Sie Elektronen aufnehmen, können Sie sie nur aus den Valenzorbitalen (s- und p-Orbitalen) aufnehmen.Wenn die Konfiguration daher bei 4s 3d endet und das Atom eine Ladung von +2 erhält, dann endet die Konfiguration bei 4s 3d. Bitte beachten Sie, dass 3d nicht ändert, anstatt s-Orbitalelektronen zu verlieren.
• Es gibt Bedingungen, unter denen das Elektron gezwungen ist, "auf ein höheres Energieniveau zu gehen". Wenn einem Unterniveau ein Elektron bis zur halben oder vollständigen Füllung fehlt, nehmen Sie ein Elektron vom nächsten s- oder p-Unterniveau und verschieben Sie es auf das Unterniveau, das ein Elektron benötigt.
• Es gibt zwei Möglichkeiten, eine elektronische Konfiguration aufzuzeichnen. Sie können in aufsteigender Reihenfolge der Energieniveauzahlen oder in der Reihenfolge der Füllung der Elektronenorbitale geschrieben werden, wie oben für Erbium gezeigt wurde.
• Sie können auch die elektronische Konfiguration eines Elements aufschreiben, indem Sie nur die Valenzkonfiguration aufschreiben, die die letzten s- und p-Unterebenen sind. Somit hat die Valenzkonfiguration von Antimon die Form 5s 5p.
• Jona ist nicht dasselbe. Bei denen ist es viel schwieriger. Überspringen Sie zwei Ebenen und folgen Sie dem gleichen Muster, je nachdem, wo Sie angefangen haben und wie groß die Anzahl der Elektronen ist.