De elektronenconfiguratie, of de manier waarop de elektronen in een atoom zijn verdeeld

Het atoom en zijn structuur

De afzonderlijke deeltjes waaruit materie bestaat, zijn atomen. Alles om ons heen zijn atomen. De elementen zijn de som van hun atomen – ijzer is gemaakt van ijzeratomen, koper is gemaakt van koperatomen, enz. Dus waar bestaat een atoom uit? De meesten van ons kennen het antwoord: positief geladen protonen, negatief geladen elektronen en neutronen zonder enige lading. Is dit het juiste antwoord? Absoluut, maar als we naar een atoom kijken zoals een chemicus dat doet, antwoorden we dat het atoom uit twee basiselementen bestaat: de kern en de omringende elektronenwolk.

Atoomkern

De kern van het atoom is het centrum en vormt het belangrijkste onderdeel. Het bestaat uit protonen (positief geladen) en neutronen (elektrisch neutraal). Dit zijn geen ondeelbare componenten. Zowel protonen als neutronen hebben een interne structuur – ze zijn gemaakt van kleinere deeltjes die quarks worden genoemd. Een proton bestaat uit twee bovenste quarks en één onderste quark. Een neutron heeft echter één bovenste quark en twee onderste quarks in zijn structuur.

Elektronenwolk

Een atoom heeft geen duidelijk gedefinieerde rand – dit komt door de aanwezigheid van een elektronenwolk. Een elektronenwolk is het gebied met de grootste kans op de aanwezigheid van een elektron (belangrijk: het pad waarlangs het elektron beweegt is niet duidelijk te bepalen. De kans om het in verschillende gebieden in de ruimte te vinden is alleen te bepalen). Een elektronenwolk bestaat uit elektronen die rond een atoomkern draaien. Direct naast de kern is de dichtheid van de elektronenwolk het hoogst, terwijl hoe verder weg van de kern, hoe meer diffuus de wolk is.

Kwantumbeschrijving van het atoom

De toestand van elk elektron in een atoom wordt beschreven door de golffuncties. De golffuncties zijn een wiskundige oplossing voor de Schrödingervergelijking. Deze vergelijking kan op zijn beurt worden opgelost als verschillende basisvoorwaarden worden geïntroduceerd. Om deze reden zijn kwantumgetallen gebruikt. Kwantumgetallen die de kwantumtoestand van elk elektron in een bepaald atoom op unieke wijze beschrijven, worden hieronder kort gekarakteriseerd:

• hoofdkwantumgetal n :

is verantwoordelijk voor de energie van het elektron. Heeft de waarden van opeenvolgende natuurlijke getallen. Het kan variëren van 1 tot oneindig. In de praktijk is dit niet het geval en meestal varieert n van 1 tot 7. Niveaus met hetzelfde hoofdkwantumgetal worden de elektronenschil genoemd.

• azimutaal kwantumgetal l :

definieert energieën nauwkeuriger. De waarde van het azimutale kwantumgetal bepaalt de subschaal van een gegeven atomaire schaal. De vorm van de atomaire orbitalen hangt ook af van de waarde van dit getal. Het azimutale kwantumgetal heeft waarden van nul tot ( n -1).

• magnetisch kwantumgetal m :

de waarde van een magnetisch kwantumgetal hangt af van het azimutale kwantumgetal. Het magnetische kwantumgetal m heeft waarden van – l tot l (inclusief 0). Dankzij de kennis van het magnetische kwantumgetal worden de onderlinge posities van de orbitalen in de ruimte bepaald, wat informatie geeft over het aantal orbitalen op een bepaald subniveau.

• spin kwantumgetal:

terwijl ze rond de atoomkern bewegen, bewegen elektronen ook rond hun eigen as. Deze beweging wordt de spin genoemd en het spinkwantumgetal is ermee verbonden. Het heeft slechts twee waarden: + ½ en – . Elke atomaire orbitaal kan twee elektronen bevatten met een verschillende waarde van het spinkwantumgetal. Bij het beschrijven van kwantumgetallen is het onmogelijk om een van de fundamentele wetten in de chemie niet te noemen, namelijk het Pauli-uitsluitingsprincipe . Volgens dit principe kan een atoom geen twee elektronen met dezelfde kwantumgetallen bevatten. De elektronen in het atoom moeten in waarde van minimaal één kwantumgetal verschillen.

Elektronenschillen en subschillen

De atoomkern is omgeven door een elektronenwolk waarin met een zekere waarschijnlijkheid een elektron te vinden is. Deze elektronen zijn gerangschikt op geschikte elektronenschillen. Simpel gezegd, de elektronenschillen zijn niveaus met hetzelfde hoofdkwantumgetal n . De schil die het verst van de atoomkern verwijderd is, wordt de valentieschil genoemd – de elektronen die om deze schil cirkelen worden de valentie-elektronen genoemd (ze creëren chemische bindingen tussen atomen van verschillende elementen of atomen van hetzelfde element). Elke elektronenschil wordt geïdentificeerd door een letter. Dus voor n = 1 is de letter K, voor n = 2 is de letter L, enz. (voor n 1 tot 7 zijn de letters: K tot Q). Elk van de elektronenschillen in een atoom bestaat uit subschillen. De subschillen worden gedefinieerd door de azimutale kwantumgetallen l . Op de subschillen bevinden zich elektronen met nauwkeurig gedefinieerde, gelijke energiewaarden. De subschillen hebben ook een specifieke ‘capaciteit’ – ze kunnen 2*(2* l +1) bevatten, waarbij l het azimutale kwantumgetal is. De subshells hebben ook hun letteraanduidingen: s, p, d, f, g, h, enz.

Elektronen configuratie

Voor de juiste bepaling van de elektronenconfiguratie in een atoom is het noodzakelijk om de volgorde van energieniveaus te kennen (de volgorde van individuele subschillen en schillen volgens toenemende energiewaarde). Configuratie is slechts de toewijzing van individuele elektronen aan energieniveaus. Er zijn twee energietoestanden van een atoom: de grondtoestand en de aangeslagen toestand . We observeren de grondtoestand wanneer de elektronen worden verdeeld over individuele orbitalen volgens de expansieregels. Het heeft dan de laagste energie. Als het atoom een bepaalde hoeveelheid energie ontvangt, kan het elektron worden overgedragen van de lagere energie-orbitaal naar de vrije hogere energie-orbitaal – dan hebben we het over de aangeslagen toestand van het atoom. Dus om de juiste elektronenconfiguratie van een atoom in de grondtoestand te vinden, moeten individuele orbitalen worden gevuld volgens de toenemende energie, met inachtneming van het Pauli-uitsluitingsprincipe. Volgens deze principes ontstaat de zogenaamde volledige configuratienotatie met het aantal opeenvolgende schillen, letteraanduidingen van opeenvolgende subschillen en een notatie van het aantal elektronen in specifieke orbitalen. De verkorte elektronenconfiguratie-notatie bevat aanvankelijk de kern in de vorm van een elektronische configuratie van een edelgas, die wordt aangevuld met de resterende elektronen.