2.4 Elektronenkonfigurationen (2024)

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Die Elektronenkonfiguration eines Atoms ist die Darstellung der Anordnung der Elektronen, die auf die Orbitalschalen und Unterschalen verteilt sind. Im Allgemeinen wird die Elektronenkonfiguration verwendet, um die Orbitale eines Atoms in seinem Grundzustand zu beschreiben, sie kann aber auch verwendet werden, um ein Atom darzustellen, das zu einem Kation oder Anion ionisiert wurde, indem es den Verlust oder die Zunahme von Elektronen in ihrem nachfolgenden Zustand ausgleicht Orbitale. Viele der physikalischen und chemischen Eigenschaften von Elementen können mit ihren einzigartigen Elektronenkonfigurationen in Zusammenhang gebracht werden. Die Valenzelektronen, Elektronen in der äußersten Schale, sind der entscheidende Faktor für die einzigartige Chemie des Elements.

Einführung

Bevor man die Elektronen eines Atoms Orbitalen zuordnet, muss man sich mit den Grundkonzepten der Elektronenkonfigurationen vertraut machen. Jedes Element auf derPeriodensystembesteht aus Atomen, die aus Protonen, Neutronen und Elektronen bestehen. Elektronen weisen eine negative Ladung auf und befinden sich um den Atomkern herum in Elektronenorbitalen, definiert als das Raumvolumen, in dem sich das Elektron mit einer Wahrscheinlichkeit von 95 % befindet. Die vier verschiedenen Arten von Orbitalen (s,p,d und f) haben unterschiedliche Formen und ein Orbital kann maximal zwei Elektronen aufnehmen. Die p-, d- und f-Orbitale haben unterschiedliche Unterebenen und können daher mehr Elektronen aufnehmen.

Wie bereits erwähnt, hängt die Elektronenkonfiguration jedes Elements eindeutig von seiner Position im Periodensystem ab. Das Energieniveau wird durch die Periode bestimmt und die Anzahl der Elektronen wird durch die Ordnungszahl des Elements angegeben. Orbitale auf unterschiedlichen Energieniveaus ähneln einander, besetzen aber unterschiedliche Bereiche im Raum. Das 1s-Orbital und das 2s-Orbital haben beide die Eigenschaften eines s-Orbitals (radiale Knoten, sphärische Volumenwahrscheinlichkeiten, können nur zwei Elektronen aufnehmen usw.), aber da sie sich auf unterschiedlichen Energieniveaus befinden, nehmen sie unterschiedliche Räume um den Kern herum ein. Jedes Orbital kann durch bestimmte Blöcke im Periodensystem dargestellt werden. Der S-Block ist die Region desAlkali Metalleeinschließlich Helium (Gruppen 1 und 2), der D-Block ist derÜbergangsmetalle(Gruppen 3 bis 12), diep-Blocksind die Hauptgruppenelemente der Gruppen 13 bis 18, und der f-Block sind dieLanthanoideUndAktinidenSerie.

Die Verwendung des Periodensystems zur Bestimmung der Elektronenkonfigurationen von Atomen ist von entscheidender Bedeutung. Beachten Sie jedoch auch, dass bei der Zuordnung von Elektronen zu verschiedenen Orbitalen bestimmte Regeln zu beachten sind. Das Periodensystem ist ein unglaublich hilfreiches Werkzeug beim Schreiben von Elektronenkonfigurationen. Weitere Informationen darüber, wie Elektronenkonfigurationen und das Periodensystem verknüpft sind, finden Sie unterElektronen mit dem Periodensystem verbindenModul.

Regeln für die Zuordnung von Elektronenorbitalen

Besetzung von Orbitalen

Elektronen füllen Orbitale so, dass die Energie des Atoms minimiert wird. Daher füllen die Elektronen in einem Atom die Hauptenergieniveaus in der Reihenfolge zunehmender Energie aus (die Elektronen entfernen sich vom Kern). Die Reihenfolge der gefüllten Ebenen sieht folgendermaßen aus:

1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d und 7p

Eine Möglichkeit, sich dieses Muster zu merken, und wahrscheinlich die einfachste, besteht darin, sich das Periodensystem anzusehen und sich zu merken, wo jeder Orbitalblock liegt, um dieses Muster logisch abzuleiten. Eine andere Möglichkeit besteht darin, eine Tabelle wie die folgende zu erstellen und mithilfe vertikaler Linien zu bestimmen, welche Unterschalen einander entsprechen.

Pauli-Ausschlussprinzip

DerPauli-Ausschlussprinzipbesagt, dass keine zwei Elektronen die gleichen vier Quantenzahlen haben können. Die ersten drei (n, l und m_l) mag das gleiche sein, aber das vierteQuantenzahlmuss anders sein. Ein einzelnes Orbital kann maximal zwei Elektronen aufnehmenmussgegensätzliche Spins haben; andernfalls hätten sie die gleichen vier Quantenzahlen, was verboten ist. Ein Elektron ist Spin-up (m_S= +1/2) und der andere würde nach unten drehen (m_S= -1/2). Dies sagt uns, dass jede Unterschale doppelt so viele Elektronen pro Orbital hat. Die s-Unterschale hat 1 Orbital, das bis zu 2 Elektronen aufnehmen kann, die p-Unterschale hat 3 Orbitale, die bis zu 6 Elektronen aufnehmen können, die d-Unterschale hat 5 Orbitale, die bis zu 10 Elektronen aufnehmen können, und die f-Unterschale hat 7 Orbitale mit 14 Elektronen.

Beispiel 1: Wasserstoff und Helium

Die ersten drei Quantenzahlen eines Elektrons sind n=1, l=0, m_l=0. Diesen können nur zwei Elektronen entsprechen, also entweder m_S= -1/2 oder m_S= +1/2. Wie wir bereits aus unseren Untersuchungen zu Quantenzahlen und Elektronenorbitalen wissen, können wir daraus schließen, dass sich diese vier Quantenzahlen auf die 1s-Unterschale beziehen. Wenn nur einer der m_SWerte gegeben sind, dann hätten wir 1en¹(bezeichnet Wasserstoff) Wenn beides gegeben wäre, hätten wir 1s²(bezeichnet Helium). Visuell wird dies wie folgt dargestellt:

Wie gezeigt, kann die 1s-Unterschale nur zwei Elektronen aufnehmen, und wenn sie gefüllt ist, haben die Elektronen entgegengesetzte Spins.

Hunderegel

Bei der Zuordnung von Elektronen zu Orbitalen füllt jedes Elektron zunächst alle Orbitale mit ähnlicher Energie (auch als entartet bezeichnet), bevor es sich mit einem anderen Elektron in einem halbgefüllten Orbital paart. Atome neigen im Grundzustand dazu, so viele ungepaarte Elektronen wie möglich zu haben. Denken Sie bei der Visualisierung dieser Prozesse darüber nach, wie Elektronen das gleiche Verhalten zeigen, wie es die gleichen Pole eines Magneten tun würden, wenn sie in Kontakt kämen; Da die negativ geladenen Elektronen die Orbitale füllen, versuchen sie zunächst, so weit wie möglich voneinander zu entfernen, bevor sie sich paaren müssen.

Beispiel 2: Sauerstoff und Stickstoff

Wenn wir uns die korrekte Elektronenkonfiguration ansehenStickstoff(Z = 7) Atom, ein sehr wichtiges Element in der Biologie der Pflanzen: 1s²2s²14 Uhr³

Wir können deutlich erkennen, dass die p-Orbitale zur Hälfte gefüllt sind, da es drei Elektronen und drei p-Orbitale gibt. Dies liegt daran, dass die Hundsche Regel besagt, dass die drei Elektronen in der 2p-Unterschale zuerst alle leeren Orbitale füllen, bevor sie die Orbitale mit Elektronen füllen. Wenn wir uns das Element nach Stickstoff im gleichen Zeitraum ansehen,Sauerstoff(Z = 8) seine Elektronenkonfiguration ist: 1s²2s²14 Uhr⁴(für ein Atom).

The Aufbau Process

Aufbau kommt vom deutschen Wort „aufbauen“, was „bauen“ bedeutet. Beim Schreiben von Elektronenkonfigurationen werden Orbitale von Atom zu Atom aufgebaut. Beim Schreiben der Elektronenkonfiguration für ein Atom werden die Orbitale in der Reihenfolge zunehmender Ordnungszahl gefüllt. Es gibt jedoch einige Ausnahmen von dieser Regel.

Beispiel 3: 3^rdZeilenelemente

Dem Muster über einen Zeitraum von B (Z=5) bis Ne (Z=10) folgend, nimmt die Anzahl der Elektronen zu und die Unterschalen werden gefüllt. Dieses Beispiel konzentriert sich auf die p-Unterschale, die von Bor bis Neon reicht.

B (Z=5) Konfiguration: 1s²2s²14 Uhr¹
C (Z=6) Konfiguration: 1s²2s²14 Uhr²
N (Z=7) Konfiguration: 1s²2s²14 Uhr³
O (Z=8) Konfiguration:1s²2s²14 Uhr⁴
F (Z=9) Konfiguration: 1s²2s²14 Uhr⁵
Ne (Z=10) Konfiguration:1s²2s²14 Uhr⁶

Ausnahmen

Obwohl die Aufbau-Regel die Elektronenkonfiguration der meisten Elemente genau vorhersagt, gibt es bemerkenswerte Ausnahmen bei den Übergangsmetallen und schwereren Elementen. Der Grund für diese Ausnahmen liegt darin, dass einige Elemente stabiler sind und in einigen Unterschalen weniger Elektronen und in anderen mehr Elektronen aufweisen (Tabelle 1).

**Tabelle 1**: Ausnahmen von Elektronenkonfigurationstrends
Periode 4:	Periode 5:
Chrom: Z:24 [Ar] 3d⁵4s¹	Niob: Z:41 [Kr] 5s¹4d⁴
Kupfer: Z:29 [Ar] 3d¹⁰4s¹	Molybdän: Z:42 [Kr] 5s¹4d⁵
	Ruthenium: Z:44 [Kr] 5s¹4d⁷
	Rhodium: Z:45 [Kr] 5s¹4d⁸
	Palladium: Z:46 [Kr] 4d¹⁰
	Silber: Z:47 [Kr] 5s¹4d¹⁰
Periode 6:	Periode 7:
Lanthan: Z:57 [Xe] 6s²5d¹	Aktinium: Z:89 [Rn] 7s²6d¹
Cer: Z:58 [Xe] 6s²4f¹5d¹	Thorium: Z:90 [Rn] 7s²6d²
Gadolinium: Z:64 [Xe] 6s²4f⁷5d¹	Protactium: Z:91 [Rn] 7s²5f²6d¹
Platin: Z:78 [Xe] 6s¹4f¹⁴5d⁹	Uran: Z:92 [Rn] 7s²5f³6d¹
Gold: Z:79 [Xe] 6s¹4f¹⁴5d¹⁰	Neptunium: Z:93 [Rn] 7s²5f⁴6d¹
	Curium: Z:96 [Rn] 7s²5f⁷6d¹
	Lawrencium: Z:103 [Rn] 7s²5f¹⁴19 Uhr¹

Elektronenkonfigurationen schreiben

Wenn Sie eine Elektronenkonfiguration schreiben, schreiben Sie zuerst dieEnergielevel(der Punkt), dann dieUnterschalegefüllt werden und diehochgestellt, das ist die Anzahl der Elektronen in dieser Unterschale. Die Gesamtzahl der Elektronen ist die Ordnungszahl Z. Die oben genannten Regeln ermöglichen es, die Elektronenkonfigurationen für alle Elemente im Periodensystem zu schreiben. Zum Schreiben von Elektronenkonfigurationen werden drei Methoden verwendet:

Orbitaldiagramme
spdf-Notation
EdelgasNotation

Jede Methode hat ihren eigenen Zweck und jede hat ihre eigenen Nachteile.

Orbitaldiagramme

Ein Orbitaldiagramm wie das oben gezeigte ist eine visuelle Möglichkeit, die Elektronenkonfiguration zu rekonstruieren, indem jedes einzelne Orbital und die Spins der Elektronen dargestellt werden. Dazu wird zunächst die Unterschale (s, p, d oder f) bestimmt und dann jedes Elektron gemäß den oben genannten Regeln eingezogen.

Beispiel 4: Aluminium und Iridium

Schreiben Sie die Elektronenkonfiguration fürAluminiumund Iridium.

LÖSUNG

Aluminium befindet sich in der 3. Periode und hat die Ordnungszahl Z=13. Wenn wir uns das Periodensystem ansehen, können wir sehen, dass es im p-Block liegt, genau wie in Gruppe 13. Jetzt schauen wir uns die Orbitale an, die es füllen wird: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p. Wir wissen, dass Aluminium die 1s-, 2s-, 2p- und 3s-Orbitale vollständig ausfüllt, da dies mathematisch 2+2+6+2=12 wäre. Das letzte Elektron befindet sich im 3p-Orbital. Eine andere Möglichkeit, darüber nachzudenken, ist, dass die Unterschalen gefüllt werden, wenn man sich von jedem Orbitalblock aus bewegt, während man jeden Abschnitt des Orbitals in der Periode abschließt. In dem Block, in dem sich das Atom befindet (im Fall von Aluminium: 3p), zählen wir, um die Anzahl der Elektronen in der letzten Unterschale zu erhalten (für Aluminium wäre dies ein Elektron, da es das erste Element in der Periode 3p ist). Block). Dies ergibt Folgendes:

Beachten Sie, dass im Orbitaldiagramm die beiden entgegengesetzten Spins des Elektrons sichtbar sind. Aus diesem Grund ist es manchmal sinnvoll, die Elektronenkonfiguration anhand des Diagramms zu betrachten. Da es sich jedoch um die zeitaufwändigste Methode handelt, ist es üblicher, Elektronenkonfigurationen in der SPDF-Notation und der Edelgasnotation zu schreiben oder anzuzeigen. Ein weiteres Beispiel ist die Elektronenkonfiguration von Iridium:

Die Elektronenkonfiguration von Iridium ist viel länger als die von Aluminium. Obwohl sich das Herausziehen jedes Orbitals bei der Bestimmung ungepaarter Elektronen als hilfreich erweisen kann, ist es sehr zeitaufwändig und oft nicht so praktisch wie die spdf-Notation, insbesondere für Atome mit viel längeren Konfigurationen. Auch die Hundsche Regel wird befolgt, da jedes Elektron jedes 5d-Orbital ausfüllt, bevor es gezwungen wird, sich mit einem anderen Elektron zu paaren.

spdf-Notation

Die gebräuchlichste Art, Elektronenkonfigurationen zu beschreiben, besteht darin, Verteilungen in der SPDF-Notation zu schreiben. Obwohl die Verteilung der Elektronen in den einzelnen Orbitalen nicht so offensichtlich ist wie im Diagramm, wird die Gesamtzahl der Elektronen in jedem Energieniveau durch einen hochgestellten Index beschrieben, der dem zugehörigen Energieniveau folgt. Um die Elektronenkonfiguration eines Atoms zu beschreiben, identifizieren Sie das interessierende Energieniveau und schreiben Sie die Anzahl der Elektronen im Energieniveau wie folgt hochgestellt: 1s². Dies ist die Elektronenkonfiguration von Helium; es bezeichnet ein vollständiges s-Orbital. Das Periodensystem dient als Referenz, um die Elektronenkonfigurationen aller Atome genau zu beschreiben.

Beispiel 5: Yttrium

Schreiben Sie die elektronische Konfiguration von Yttrium.

LÖSUNG

Beginnen Sie mit dem einfachen Problem, die Elektronenkonfiguration des Elements Yttrium zu finden. Beziehen Sie sich wie immer auf das Periodensystem. Das Element Yttrium (symbolisiert Y) ist ein Übergangsmetall, das in der fünften Periode und in Gruppe 3 vorkommt. Insgesamt hat es neununddreißig Elektronen. Seine Elektronenkonfiguration ist wie folgt:

1s²2s²14 Uhr⁶3s²15 Uhr⁶4s²3d¹⁰16 Uhr⁶5s²4d¹

Dies ist eine viel einfachere und effizientere Möglichkeit, die Elektronenkonfiguration eines Atoms darzustellen. Eine logische Denkweise ist, dass alles, was erforderlich ist, darin besteht, Orbitale über einen Zeitraum und durch Orbitalblöcke zu füllen. Die Anzahl der Elemente in jedem Block ist die gleiche wie das entsprechende Energieniveau. Beispielsweise gibt es 2 Elemente im S-Block und 10 Elemente im D-Block. Zählen Sie einfach, wie viele Elemente in jeden Block fallen. Yttrium ist das erste Element im d-Block der vierten Periode; Somit befindet sich in diesem Energieniveau ein Elektron. Um die Antwort zu überprüfen, stellen Sie sicher, dass sich die Indizes zur Ordnungszahl addieren. In diesem Fall ist 2+2+6+2+6+2+10+6+2+1= 39 und Z=39, also ist die Antwort richtig.

Ein etwas komplizierteres Beispiel ist die Elektronenkonfiguration von Bismut (symbolisiert durch Bi, mit Z = 83). Das Periodensystem gibt die folgende Elektronenkonfiguration an:

1s²2s²14 Uhr⁶3s²15 Uhr⁶4s²3d¹⁰16 Uhr⁶5s²4d¹⁰17 Uhr⁶6s²4f¹⁴5d¹⁰18 Uhr³

Der Grund, warum diese Elektronenkonfiguration komplexer erscheint, liegt darin, dass der f-Block, derLanthanidSerie, beteiligt ist. Die meisten Schüler, die zum ersten Mal Elektronenkonfigurationen lernen, haben oft Probleme mit Konfigurationen, die den f-Block durchlaufen müssen, weil sie diesen Bruch in der Tabelle oft übersehen und dieses Energieniveau überspringen. Es ist wichtig, sich daran zu erinnern, dass man beim Passieren der 5d- und 6d-Energieniveaus den f-Block passieren mussLanthanoidUndAktinoidSerie. Vor diesem Hintergrund wird dieses „komplexe“ Problem stark vereinfacht.

Eine andere (aber weniger häufig verwendete) Methode zum Schreiben vonspdfNotation ist das erweiterte Notationsformat. Dies ist das gleiche Konzept wie zuvor, außer dass jedes einzelne Orbital durch einen Index dargestellt wird. Die p-, d- und f-Orbitale haben unterschiedliche Unterebenen. Die p-Orbitale sindpx, py, Undpz,und wenn sie auf der 2p-Energie mit vollen Orbitalen dargestellt würde, würde sie wie folgt aussehen: 2p_X²14 Uhr_j²14 Uhr_z². Die erweiterte Notation für Neon (Ne, Z=10) lautet wie folgt:

1s²2s²14 Uhr_X²14 Uhr_j²14 Uhr_z²

Die einzelnen Orbitale sind dargestellt, die Spins der Elektronen jedoch nicht; Es werden entgegengesetzte Spins angenommen. Wenn Sie die Konfiguration eines Atoms mit halbgefüllten Orbitalen darstellen, geben Sie die beiden halbgefüllten Orbitale an. Die erweiterte Schreibweise für Kohlenstoff lautet wie folgt:

1s²2s²14 Uhr_X¹14 Uhr_j^₁

Da diese Form der SPDF-Notation normalerweise nicht verwendet wird, ist es nicht so wichtig, sich mit diesem Detail zu befassen, sondern zu verstehen, wie die allgemeine SPDF-Notation verwendet wird.

Edelgasnotation

Dies wirft einen interessanten Punkt über Elemente und Elektronenkonfigurationen auf. Da die p-Unterschale im obigen Beispiel über das Aufbau-Prinzip (den Trend von Bor zu Neon) gefüllt wird, erreicht sie die Gruppe, die allgemein als Edelgase bekannt ist. Die Edelgase haben die stabilsten Elektronenkonfigurationen und sind dafür bekannt, relativ inert zu sein. Die Unterschalen aller Edelgase sind gefüllt und können als Abkürzung für die Elektronenkonfiguration nachfolgender Atome verwendet werden. Diese Methode zum Schreiben von Konfigurationen wird Edelgasnotation genannt. Dabei wird das Edelgas in der Periode über dem zu analysierenden Element verwendet, um die Unterschalen zu bezeichnen, die dieses Element gefüllt hat, und anschließend die Valenzelektronen (Elektronen, die die Orbitale in den äußeren Orbitalen füllen). die meisten Muscheln) sind geschrieben. Dies unterscheidet sich geringfügig von der SPDF-Notation, da das Referenzedelgas angegeben werden muss.

Beispiel 6: Vanadium

Wie ist die elektronische Konfiguration?Vanadium(V, Z=23)?

LÖSUNG

Vanadium ist das Übergangsmetall der vierten Periode und der fünften Gruppe. Das ihm vorangehende Edelgas ist Argon (Ar, Z=18), und da Vanadium diese Orbitale davor gefüllt hat, wird Argon als Referenzedelgas verwendet. Das Edelgas in der Konfiguration wird mit E bezeichnet, in Klammern: [E]. Um die folgenden Valenzelektronen zu finden, subtrahieren Sie die Ordnungszahlen: 23 - 18 = 5. Anstelle von 23 Elektronen, die in Orbitalen verteilt werden müssen, sind es 5. Jetzt liegen genügend Informationen vor, um die Elektronenkonfiguration zu schreiben:

Vanadium, V:[Ar] 4s²3d³

Diese Methode rationalisiert den Prozess der Elektronenverteilung, indem sie die Valenzelektronen zeigt, die die chemischen Eigenschaften von Atomen bestimmen. Darüber hinaus ermöglicht diese Methode bei der Bestimmung der Anzahl ungepaarter Elektronen in einem Atom eine schnelle Visualisierung der Konfigurationen der Valenzelektronen. Im obigen Beispiel gibt es ein vollständiges s-Orbital und drei halbgefüllte d-Orbitale.

Verweise

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Probleme

Sofern nicht anders angegeben, verwenden Sie eine beliebige Methode, um die folgenden Probleme zu lösen. ADie Antworten werden in Edelgasnotation angegeben.

1. Finden Sie die Elektronenkonfigurationen von Folgendem:

Silizium
Zinn
führen

2. Szenario: Sie untersuchen derzeit das Element Jod und möchten dessen Elektronenverteilungen zur Unterstützung Ihrer Arbeit nutzen.

Finden Sie die Elektronenkonfiguration von Jod
Wie viele ungepaarte Elektronen hat Jod?

3. Gedankenfragen:

Beschreiben Sie in Ihren eigenen Worten, wie man eine Elektronenkonfiguration schreibt und warum dies eine wichtige Fähigkeit im Studium der Chemie ist.
Beschreiben Sie die wichtigsten Konzepte (Hunds, Pauli usw.) und erklären Sie, warum jedes einzelne ein wichtiger Bestandteil des „Werkzeugkastens“ bei der Beschreibung von Elektronenkonfigurationen ist
Warum ist es möglich, Elektronenkonfigurationen mit einem Edelgas in der Edelgasschreibweise abzukürzen?

4. Identifizieren Sie die folgenden Elemente:

1s²2s²14 Uhr⁶3s²15 Uhr⁶4s²3d⁶
1s²2s²14 Uhr⁶3s²15 Uhr⁶4s²3d¹⁰16 Uhr⁶5s²4d⁷
1s²2s²14 Uhr⁶3s²15 Uhr⁴
1s²2s²14 Uhr⁶3s²15 Uhr⁶4s²3d¹⁰16 Uhr⁶5s²4d¹⁰17 Uhr⁶6s²4f¹⁴5d¹⁰18 Uhr⁴

5. Füllen Sie das richtige Feld im Periodensystem mit dem Buchstaben jeder Frage aus, ohne ein Periodensystem oder andere Referenzen zu verwenden. (a) Das Element mit der Elektronenkonfiguration: 1s²2s²14 Uhr⁶3s²15 Uhr⁵; (b)A Edelgase mit f Elektronen; (c) ein Element der fünften Periode, dessen Atome drei ungepaarte p-Elektronen haben; (d) Übergangsmetalle der ersten Reihe mit einem 4s-Elektron.

Antworten

1. Finden Sie die Elektronenkonfiguration von Folgendem:

a) Silizium: [Ne] 3s²15 Uhr²

b) Zinn: [Kr] 5s²4d¹⁰17 Uhr²

c) Führung: [Xe] 6s²4f¹⁴5d¹⁰18 Uhr²

2. Szenario: Sie untersuchen derzeit das Element Jod und möchten dessen Elektronenverteilungen zur Unterstützung Ihrer Arbeit nutzen.

a) Finden Sie die Elektronenkonfiguration von Jod

[DKK] 5s²4d¹⁰17 Uhr⁵

b) Wie viele ungepaarte Elektronen hat Jod?

Um die Antwort zu finden, verweisen wir auf Teil a) und schauen uns die Valenzelektronen an. Wir sehen, dass Jod 5 Elektronen in den p-Orbitalen hat. Wir wissen, dass sich die vollständigen p-Orbitale zu 6 addieren. Unter Verwendung der Hundschen Regel und der Pauli-Ausschlussprinzipien können wir ein Diagramm wie das folgende erstellen:

Die Antwort ist eine.

3. Gedankenfragen:

a) Beschreiben Sie in Ihren eigenen Worten, wie man eine Elektronenkonfiguration schreibt und warum dies eine wichtige Fähigkeit im Studium der Chemie ist.

Der erste Teil dieser Frage ist einfach. Der zweite Teil ist etwas komplizierter. Da die Chemiekenntnisse jedes Einzelnen unterschiedlich sind, gibt es viele Antworten auf diese Frage. Der wichtige Aspekt ist, dass wir erkennen, dass die Kenntnis der Elektronenkonfigurationen uns hilft, die Valenzelektronen eines Atoms zu bestimmen. Dies ist wichtig, da Valenzelektronen zur einzigartigen Chemie jedes Atoms beitragen.

b) Beschreiben Sie die wichtigsten Konzepte (Hunds, Pauli usw.) und erklären Sie, warum jedes einzelne ein wichtiger Bestandteil des „Werkzeugkastens“ bei der Beschreibung von Elektronenkonfigurationen ist

Dies sollte ebenfalls eine einfache Frage sein, und wenn sie etwas schwierig erscheint, lesen Sie den Hauptteil dieses Textes über diese Regeln und wie sie sich auf die Erstellung einer Elektronenkonfiguration auswirken. Denken Sie daran, logische Zusammenhänge herzustellen! Wir wissen, dass die wichtigsten „Werkzeuge“, die uns beim Schreiben von Elektronenkonfigurationen zur Verfügung stehen, die Orbitalbesetzung, das Pauli-Ausschlussprinzip, die Hundsche Regel und der Aufbauprozess sind. Orbitale sind in einer bestimmten Reihenfolge besetzt, daher müssen wir diese Reihenfolge bei der Elektronenzuordnung einhalten. Das Pauli-Ausschlussprinzip besagt, dass keine zwei Elektronen die gleichen vier Quantenzahlen haben können. Die vierte Quantenzahl, die sich auf den Spin bezieht, bezeichnet eine von zwei Spinrichtungen. Das bedeutet, dass sich in einem Orbital nur zwei Elektronen befinden können und diese entgegengesetzte Spins haben müssen. Dies ist wichtig, wenn eine Elektronenkonfiguration anhand der Orbitaldiagramme beschrieben wird. Die Hundsche Regel besagt, dass Elektronen zunächst die leeren Orbitale mit ähnlicher Energie besetzen, bevor sie die halbvollen Orbitale besetzen. Dies ist besonders hilfreich bei der Bestimmung ungepaarter Elektronen. Der Aufbau-Prozess bezeichnet die Methode des „Aufbaus“ jeder Unterschale, bevor mit der nächsten fortgefahren wird; Wir füllen zuerst die 2s-Orbitale, bevor wir zu den 2p-Orbitalen übergehen.

c) Warum ist es möglich, Elektronenkonfigurationen mit einem Edelgas in der Edelgasschreibweise abzukürzen?

Wir wissen, dass alle Orbitale des Edelgases gefüllt sind; Daher kann es als „Kurzschrift“ oder abgekürzte Methode zum Schreiben aller Elektronenkonfigurationen nach 1 Sekunde verwendet werden.

4. Identifizieren Sie die folgenden Elemente:

a) 1s²2s²14 Uhr⁶3s²15 Uhr⁶4s²3d⁶

Das Element ist Eisen, Fe

b) 1s²2s²14 Uhr⁶3s²15 Uhr⁶4s²3d¹⁰16 Uhr⁶5s²4d⁷

Das Element ist Rhodium, Rh

c) 1s²2s²14 Uhr⁶3s²15 Uhr⁴

Das Element ist Schwefel, S

d) 1s²2s²14 Uhr⁶3s²15 Uhr⁶4s²3d¹⁰16 Uhr⁶5s²4d¹⁰17 Uhr⁶6s²4f¹⁴5d¹⁰18 Uhr⁴

Das Element ist Polonium, Po

Mitwirkende

Sarah Faizi (University of California Davis)