Beste svaret
FOR NOEN HAR FEIL FOR Å FORSTÅ KONSEPTET FOR ELEKTRONKONFIGURASJON –
La oss ta eksemplet med vanadium (V) (krom er litt mer komplisert, så jeg forklarer det senere). Vi må først kontrollere atomnummeret til V, som er 23. Ettersom V er et atom i dette tilfellet (og ikke et ion), er dette antall elektroner i V.
Deretter følger vi rekkefølge i tabellen nedenfor (som er veldig lett å konstruere i tilfelle du blir forvirret i fremtiden (lenke nedenfor)) –
Som du kanskje har lagt merke til at ordren ikke følger enkel logikk (3d kommer etter 4s, 4d kommer etter 5s osv.), er det derfor veldig viktig å lære å konstruere tabellen ovenfor når det gjelder elektronkonfigurasjon.
En viktig nøkkel er å lære det maksimale antallet elektroner et bestemt subshell (s, p, d, f) kan inneholde –
Vi starter med s-subshell som inneholder 2 elektroner,
p-subshell kan holde 4 mer enn det vil si. 2 + 4 = 6 elektroner,
d-subshell kan holde 4 mer enn det vil si. 6 + 4 = 10 elektroner, og
f-subshell kan holde 4 mer enn det vil si. 10 + 4 = 14 elektroner.
Som du må ha lagt merke til at etter s-subshell har alle subshell 4 flere elektroner enn forrige subshell.
I tilfelle Vandium
Først fyller 2 elektroner 1s subshell. Vi forblir nå med 23–2 = 21 elektroner
Deretter fyller 2 elektroner 2s subshell. Vi forblir nå med 21–2 = 19 elektroner
Deretter fyller 6 elektroner 2p subshell. Vi forblir nå med 19–6 = 13 elektroner
Deretter fyller 2 elektroner 3s subshell. Vi forblir nå med 13–2 = 11 elektroner
Deretter fyller 6 elektroner 3p subshell. Vi forblir nå med 11–6 = 5 elektroner
Deretter fyller 2 elektroner 4s subshell. Vi forblir nå med 5–2 = 3 elektroner
Til slutt fyller de tre siste elektronene delvis 3d-underskallet.
Måten vi skriver på dette er: 1. subshell ^ {antall elektroner i subshell} 2nd subshell ^ {antal elektroner i subshell} …
Derfor, for V, er elektronkonfigurasjon er logisk: 1s ^ 2 2s ^ 2 2p ^ 6 3s ^ 2 3p ^ 6 4s ^ 2 3d ^ 3
En enklere måte å uttrykke dette på er å erstatte en del av elektronkonfigurasjonen som tilsvarer en edelgass av [symbol for edelgass]. Som i dette tilfellet er 1s ^ 2 2s ^ 2 2p ^ 6 3s ^ 2 3p ^ 6 elektronkonfigurasjonen til Argon (Ar), derav kan elektronstrukturen til V skrives som:
[Ar ] 4s ^ 2 3d ^ 3
Hvis konseptet med elektronkonfigurasjon fremdeles er uklart, sjekk dette Bozeman Science-video som forklarer hvordan skriv elektronkonfigurasjoner, fortell oss hvordan du lager tabellen ovenfor, og kan fjerne eventuelle andre tvil du har om det grunnleggende om dette emnet.
SVAR PÅ DIN PROBLEM –
I henhold til metoden ovenfor, skal elektronkonfigurasjonen til Cr være : 1s ^ 2 2s ^ 2 2p ^ 6 3s ^ 2 3p ^ 6 4s ^ 2 3d ^ 4 eller [Ar] 4s ^ 2 3d ^ 4 MEN i stedet er: 1s ^ 2 2s ^ 2 2p ^ 6 3s ^ 2 3p ^ 6 4s ^ 1 3d ^ 5 eller [Ar] 4s ^ 1 3d ^ 5 og bryter dermed Aufbau-prinsippet, som sier at elektroner som kretser rundt et eller flere atomer fyller de laveste tilgjengelige energinivåene ) før du fyller høyere nivåer.
For å understreke og hvorfor dette skjer, er det viktig å innse at en subshell som er nøyaktig halvfylt er mer stabil enn en delvis fylt subshell som ikke er halvfull. Et elektron beveger seg fra 4s subshell til 1/2 fylle 3d subshell som gir atomet større stabilitet, så endringen er gunstig.
Det er viktig å forstå at dette er et unormalt unntak fra Aufbau-prinsippet . Wolfram (W) har samme valens som krom, men i motsetning til Cr følger W Aufbau-prinsippet. Et annet metall som ikke følger dette prinsippet er kobber (Cu), som har en elektronkonfigurasjon på: [Ar] 4s ^ 1 3d ^ {10}, i stedet for [Ar] 4s ^ 2 3d ^ 9 (for å fylle d-orbitalen ; fullstendig fylte subshells er mer stabile enn delvis fylte subnivåer.
Svar
Det korte svaret er at det er et komplisert sett med interaksjoner mellom elektronene og kjernen, så vel som mellom elektronene selv. Dette er det som til slutt produserer en elektronkonfigurasjon.
Fortsatt langs elementene, ligner mønsteret i elektronkonfigurasjoner en flyvebane. Det kan være litt turbulens underveis, men etter hver støt eller to går flystien tilbake til normal.
Noen av støtene er forårsaket av det faktum at i d- og f-blokkene er fulle eller halvfylte underskjell blir attraktive, så mye at det kan være litt av et uverdig løp for å komme til slike konfigurasjoner. Så for eksempel liker krom å gå foran seg selv og vedta en 3d5 4s1-konfigurasjon i stedet for den forventede 3d4 s2. Relativistiske effekter kan spille en rolle. Dermed er Lr 7p1 7s2 i stedet for den forventede 5d1 6s2.
De viktige punktene er:
- Elektronkonfigurasjoner er for nøytrale, isolerte, jordtilstandsatomer. Hvor mange kjemikere jobber noen gang med isolerte atomer? Visst, noen gassfasespektroskopere gjør det, men nesten alle generelle kjemieksperimenter gjøres i vannoppløsning. Nesten all industriell kjemi gjøres i kondenserte faser. Nesten all organisk kjemi gjøres i løsning. Se: Hvorfor lære elektronkonfigurasjonen av elementene er vi gjør?
- Siden ioner er viktigere enn isolerte gassatomer for nesten alle atomer, og viktige ioner ikke har avvikende elektronkonfigurasjoner, er det liten grunn til å bekymre seg for avvikende elektronkonfigurasjoner av atomer. Det er bedre å fokusere på karakteristiske elektronkonfigurasjoner uten avvik i okkupasjonen av d og s orbitaler i overgangselementene eller d, s og f orbitaler i de indre overgangselementene. Se: Wulfsberg G 2000, Uorganisk kjemi, University Science Books, Sausalito, California, s. 3.
Tenk for eksempel på elektronkonfigurasjonene av de treverdige kationene til lantanidene:
+4 +2 | +4 +2
Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd | Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu
½f ½f | f f
f1 f2 f3 f4 F5 f6 f7 | f8 f9 10 11 12 13 14
Ingen uregelmessigheter! Her:
½f = Eu + 2 (4f7) liker å etterligne Gd + 3 (4f7);
f = Yb + 2 (4f14) liker å etterligne Lu + 3 (4f14 )
Så er det Ce + 4 (f0), som liker å oppnå den tomme kjernen til sin lanthanid-stamfar, nemlig La + 3 (f0); og Tb + 4 (f7) som oppnår samme halvfylte konfigurasjon som Gd + 3 (f7).
Se: Shchukarev SA 1974, Neorganicheskaya khimiya, vol. 2 Vysshaya Shkola, Moskva (på russisk), s. 118)