Beste antwoord
VOOR IEMAND DIE EEN PROBLEEM HEEFT BIJ HET BEGRIP VAN ELEKTRONCONFIGURATIE –
Laten we het voorbeeld nemen van vanadium (V) (chroom is iets gecompliceerder, dus ik zal het later uitleggen). We moeten eerst het atoomnummer van V controleren, dat is 23. Omdat V in dit geval een atoom is (en geen ion), is dit het aantal elektronen in V.
Vervolgens volgen we de volgorde in de onderstaande tabel (wat heel gemakkelijk te construeren is voor het geval je in de toekomst in de war raakt (link hieronder)) –
Zoals je misschien hebt opgemerkt, volgt de volgorde geen eenvoudige logica (3d komt na 4s, 4d komt na 5s enz.), daarom is het erg belangrijk om de bovenstaande tabel te leren construeren als het gaat om de elektronenconfiguratie.
Een belangrijke sleutel is om het maximale aantal elektronen te leren dat een bepaalde subshell (s, p, d, f) kan bevatten –
We beginnen met de s-subshell die 2 elektronen bevat,
de p-subshell kan er 4 meer bevatten dan dat, dwz. 2 + 4 = 6 elektronen,
de d-subshell kan er 4 meer bevatten dan dat wil zeggen. 6 + 4 = 10 elektronen, en
de f-subshell kan 4 meer bevatten dan dat, dwz. 10 + 4 = 14 elektronen.
Zoals je moet hebben opgemerkt dat na de s-subshell alle subshells 4 elektronen meer hebben dan de vorige subshell.
In het geval van Vandium
Eerst vullen 2 elektronen de 1s-subschaal. We blijven nu met 23–2 = 21 elektronen
Dan vullen 2 elektronen de 2s-subschaal. We blijven nu met 21–2 = 19 elektronen
Dan vullen 6 elektronen de 2p-subschaal. We blijven nu met 19–6 = 13 elektronen
Dan vullen 2 elektronen de 3s-subschaal. We blijven nu met 13–2 = 11 elektronen
Dan vullen 6 elektronen de 3p-subschaal. We blijven nu met 11–6 = 5 elektronen
Dan vullen 2 elektronen de 4s-subschaal. We blijven nu met 5–2 = 3 elektronen
Ten slotte vullen de laatste 3 elektronen gedeeltelijk de 3d subshell.
De manier waarop we dit schrijven is: 1e subshell ^ {aantal elektronen in de subshell} 2e subshell ^ {aantal elektronen in de subshell} …
Daarom, voor V, de elektronenconfiguratie is logischerwijs: 1s ^ 2 2s ^ 2 2p ^ 6 3s ^ 2 3p ^ 6 4s ^ 2 3d ^ 3
Een eenvoudigere manier om dit uit te drukken is door een deel van de elektronenconfiguratie te vervangen die overeenkomt met een edelgas door [symbool van edelgas]. Zoals in dit geval is 1s ^ 2 2s ^ 2 2p ^ 6 3s ^ 2 3p ^ 6 de elektronenconfiguratie van Argon (Ar), daarom kan de elektronenstructuur van V worden geschreven als:
[Ar ] 4s ^ 2 3d ^ 3
Als het concept van elektronenconfiguratie nog steeds onduidelijk is, bekijk dan deze Bozeman Science-video waarin wordt uitgelegd hoe schrijf elektronenconfiguraties, vertelt ons hoe we de bovenstaande tabel moeten maken en kan eventuele andere twijfels over de basis van dit onderwerp wegnemen.
ANTWOORD OP UW PROBLEEM –
Volgens de bovenstaande methode zou de elektronenconfiguratie van Cr moeten zijn: 1s ^ 2 2s ^ 2 2p ^ 6 3s ^ 2 3p ^ 6 4s ^ 2 3d ^ 4 of [Ar] 4s ^ 2 3d ^ 4 MAAR is in plaats daarvan: 1s ^ 2 2s ^ 2 2p ^ 6 3s ^ 2 3p ^ 6 4s ^ 1 3d ^ 5 of [Ar] 4s ^ 1 3d ^ 5 en schendt daarmee het Aufbau-principe, dat stelt dat elektronen die in een baan om een of meer atomen draaien de laagste beschikbare energieniveaus vullen (subshells ) voordat u hogere niveaus vult.
Om te begrijpen en waarom dit gebeurt, is het belangrijk om te beseffen dat een subschaal die precies half gevuld is, stabieler is dan een gedeeltelijk gevulde subschaal die niet halfvol is. Een elektron beweegt van de 4s-subshell naar 1/2 vult de 3d-subshell, wat het atoom meer stabiliteit geeft, dus de verandering is gunstig.
Het is belangrijk om te begrijpen dat dit een abnormale uitzondering is op het Aufbau-principe . Wolfraam (W) heeft dezelfde valentie als chroom, maar in tegenstelling tot Cr volgt W het Aufbau-principe. Een ander metaal dat dit principe niet volgt, is koper (Cu), dat een elektronenconfiguratie heeft van: [Ar] 4s ^ 1 3d ^ {10}, in plaats van [Ar] 4s ^ 2 3d ^ 9 (om de d-orbitaal ; volledig gevulde subschalen zijn stabieler dan gedeeltelijk gevulde subniveaus).
Antwoord
Het korte antwoord is dat er een gecompliceerde reeks interacties is tussen de elektronen en de kern, evenals tussen de elektronen zelf. Dit is wat uiteindelijk een elektronenconfiguratie oplevert.
Voortgaand langs de elementen lijkt het patroon in elektronenconfiguraties dan op een vliegroute. Er kan onderweg wat turbulentie zijn, maar na elke hobbel of twee keert de vliegbaan terug naar normaal.
Sommige van de oneffenheden worden veroorzaakt door het feit dat in de d- en f-blokken, vol of halfgevulde subshells worden aantrekkelijk, zo erg zelfs dat er een beetje een onwaardige race kan zijn om tot dergelijke configuraties te komen. Chroom loopt bijvoorbeeld graag voorop en kiest voor een 3d5 4s1-configuratie in plaats van de verwachte 3d4 s2. Relativistische effecten kunnen een rol spelen. Lr is dus 7p1 7s2 in plaats van de verwachte 5d1 6s2.
De belangrijke punten zijn:
- Elektronenconfiguraties zijn voor neutrale, geïsoleerde atomen in de grondtoestand. Hoeveel chemici werken ooit met geïsoleerde atomen? Zeker, een paar gasfasespectroscopisten doen dat, maar bijna alle algemene scheikundige experimenten worden gedaan in een wateroplossing. Bijna alle industriële chemie gebeurt in gecondenseerde fasen. Bijna alle organische chemie gebeurt in oplossing. Zie: Waarom leren we de elektronenconfiguratie van de elementen?
- Omdat ionen voor bijna alle atomen belangrijker zijn dan geïsoleerde gasvormige atomen, en belangrijke ionen geen afwijkende elektronenconfiguraties hebben, is er weinig reden om je zorgen te maken over afwijkende elektronenconfiguraties van atomen. Je kunt je beter concentreren op ‘karakteristieke’ elektronenconfiguraties zonder anomalieën in de bezetting van d- en s-orbitalen in de overgangselementen of d, s en f-orbitalen in de binnenste overgangselementen. Zie: Wulfsberg G 2000, Inorganic Chemistry, University Science Books, Sausalito, Californië, p. 3.
Beschouw bijvoorbeeld de elektronenconfiguraties van de driewaardige kationen van de lanthaniden:
+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
Geen onregelmatigheden! Hier:
½f = Eu + 2 (4f7) emuleert graag Gd + 3 (4f7);
f = Yb + 2 (4f14) emuleert Lu + 3 (4f14) )
Dan is er Ce + 4 (f0), dat graag de lege kern van zijn lanthanidevoorloper bereikt, namelijk La + 3 (f0); en Tb + 4 (f7) die dezelfde halfgevulde configuratie bereiken als Gd + 3 (f7).
Zie: Shchukarev SA 1974, Neorganicheskaya khimiya, vol. 2 Vysshaya Shkola, Moskou (in het Russisch), p. 118)