Bästa svaret
FÖR NÅGON HAR FEL FÖRSTÅR KONCEPTET FÖR ELEKTRONKONFIGURATION –
Låt oss ta exemplet med vanadin (V) (krom är lite mer komplicerat så jag förklarar det senare). Vi måste först kontrollera atomantalet V, vilket är 23. Eftersom V är en atom i detta fall (och inte en jon) är detta antalet elektroner i V.
Därefter följer vi ordning i tabellen nedan (vilket är väldigt enkelt att konstruera om du blir förvirrad i framtiden (länk nedan)) –
Som du kanske har märkt att ordern inte följer enkel logik (3d kommer efter 4s, 4d kommer efter 5s etc.), därför är det mycket viktigt att lära sig att konstruera ovanstående tabell när det gäller elektronkonfiguration.
En viktig nyckel är att lära sig maximalt antal elektroner som en viss subshell (s, p, d, f) kan innehålla –
Vi börjar med s-subshell som rymmer 2 elektroner,
p-subshell kan rymma 4 mer än det vill säga. 2 + 4 = 6 elektroner,
d-subshell kan rymma 4 mer än det vill säga. 6 + 4 = 10 elektroner, och
f-subshell kan rymma 4 mer än det vill säga. 10 + 4 = 14 elektroner.
Som du måste ha märkt att efter s-subshell har alla subshells 4 fler elektroner än föregående subshell.
När det gäller Vandium
Först fyller 2 elektroner 1s subshell. Vi förblir nu med 23–2 = 21 elektroner
Sedan fyller 2 elektroner 2s subshell. Vi förblir nu med 21–2 = 19 elektroner
Sedan fyller 6 elektroner 2p-underskalet. Vi förblir nu med 19–6 = 13 elektroner
Sedan fyller 2 elektroner 3s subshell. Vi förblir nu med 13–2 = 11 elektroner
Sedan fyller 6 elektroner 3p-underskalet. Vi förblir nu med 11–6 = 5 elektroner
Sedan fyller 2 elektroner 4s subshell. Nu förblir vi med 5–2 = 3 elektroner
Slutligen fyller de sista 3 elektronerna delvis 3d-underskalet.
Så här skriver vi detta är: 1: a underskal ^ {antal elektroner i underskal} 2 andra underskal ^ {antal elektroner i underskal} …
Därför, för V, elektronkonfiguration är logiskt: 1s ^ 2 2s ^ 2 2p ^ 6 3s ^ 2 3p ^ 6 4s ^ 2 3d ^ 3
Ett enklare sätt att uttrycka detta är att ersätta en del av elektronkonfigurationen som motsvarar en ädelgas med [symbol för ädelgas]. Som i det här fallet är 1s ^ 2 2s ^ 2 2p ^ 6 3s ^ 2 3p ^ 6 elektronkonfigurationen för Argon (Ar), varför elektronstrukturen för V kan skrivas som:
[Ar ] 4s ^ 2 3d ^ 3
Om begreppet elektronkonfiguration fortfarande är otydligt, kontrollera detta Bozeman Science-video som förklarar hur man skriv elektronkonfigurationer, berättar hur man gör tabellen ovan och kan rensa eventuella andra tvivel om grunderna i detta ämne.
SVAR PÅ DITT PROBLEM –
Enligt ovanstående metod ska elektronkonfigurationen för Cr vara : 1s ^ 2 2s ^ 2 2p ^ 6 3s ^ 2 3p ^ 6 4s ^ 2 3d ^ 4 eller [Ar] 4s ^ 2 3d ^ 4 MEN istället är: 1s ^ 2 2s ^ 2 2p ^ 6 3s ^ 2 3p ^ 6 4s ^ 1 3d ^ 5 eller [Ar] 4s ^ 1 3d ^ 5 och bryter därmed mot Aufbau-principen, som säger att elektroner som kretsar kring en eller flera atomer fyller de lägsta tillgängliga energinivåerna (subshells ) innan du fyller högre nivåer.
Att underst och varför detta inträffar är det viktigt att inse att en subshell som är exakt halvfylld är mer stabil än en delvis fylld subshell som inte är halvfull. En elektron rör sig från 4s subshell till 1/2 fylla 3d subshell vilket ger atomen större stabilitet, så förändringen är gynnsam.
Det är viktigt att förstå att detta är ett onormalt undantag från Aufbau-principen . Volfram (W) har samma valens som krom, men till skillnad från Cr följer W Aufbau-principen. En annan metall som inte följer denna princip är koppar (Cu), som har en elektronkonfiguration av: [Ar] 4s ^ 1 3d ^ {10} istället för [Ar] 4s ^ 2 3d ^ 9 (för att fylla d-orbitalen ; helt fyllda subshells är mer stabila än delvis fyllda subnivåer.
Svar
Det korta svaret är att det finns en komplicerad uppsättning interaktioner mellan elektronerna och kärnan samt mellan elektronerna själva. Det är det som i slutändan producerar en elektronkonfiguration.
Utifrån elementen liknar mönstret i elektronkonfigurationer sedan en flygväg. Det kan finnas lite turbulens längs vägen, men efter varje bump eller två återgår flygvägen till normal.
Några av stötar orsakas av det faktum att i d- och f-blocken är fulla eller halvfyllda underskal blir attraktiva, så mycket att det kan vara lite av ett obetydligt lopp att komma till sådana konfigurationer. Så krom gillar till exempel att gå före sig själv och anta en 3d5 4s1-konfiguration snarare än den förväntade 3d4 s2. Relativistiska effekter kan spela en roll. Således är Lr 7p1 7s2 snarare än den förväntade 5d1 6s2.
De viktiga punkterna är:
- Elektronkonfigurationer är för neutrala, isolerade, jordtillståndsatomer. Hur många kemister arbetar någonsin med isolerade atomer? Visst gör några gasfaspektroskopister, men nästan alla allmänna kemiexperiment görs i vattenlösning. Nästan all industriell kemi sker i kondenserade faser. Nästan all organisk kemi sker i lösning. Se: Varför lära oss elektronkonfigurationen för elementen är vi?
- Eftersom joner är viktigare än isolerade gasatomer för nästan alla atomer, och viktiga joner saknar avvikande elektronkonfigurationer, finns det liten anledning att oroa sig för avvikande elektronkonfigurationer av atomer. Det är bättre för dig att fokusera på karakteristiska elektronkonfigurationer utan avvikelser i ockupationen av d och s orbitaler i övergångselementen eller d, s och f orbitaler i de inre övergångselementen. Se: Wulfsberg G 2000, Oorganisk kemi, University Science Books, Sausalito, Kalifornien, s. 3.
Tänk till exempel elektronkonfigurationerna för de trevärda katjonerna av lantaniderna:
+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
Inga oegentligheter! Här:
½f = Eu + 2 (4f7) gillar att emulera Gd + 3 (4f7);
f = Yb + 2 (4f14) gillar att emulera Lu + 3 (4f14 )
Sedan finns det Ce + 4 (f0), som gillar att uppnå den tomma kärnan hos sin lantanidfader, nämligen La + 3 (f0); och Tb + 4 (f7) som uppnår samma halvfyllda konfiguration som Gd + 3 (f7).
Se: Shchukarev SA 1974, Neorganicheskaya khimiya, vol. 2 Vysshaya Shkola, Moskva (på ryska), s. 118)