Beste Antwort
FÜR JEMAND, DER STÖRUNGEN HAT, DAS KONZEPT DER ELEKTRONENKONFIGURATION ZU VERSTEHEN –
Nehmen wir das Beispiel von Vanadium (V) (Chrom ist etwas komplizierter, deshalb werde ich es später erklären). Wir müssen zuerst die Ordnungszahl von V überprüfen, die 23 ist. Da V in diesem Fall ein Atom (und kein Ion) ist, ist dies die Anzahl der Elektronen in V.
Als nächstes folgen wir der Reihenfolge in der folgenden Tabelle (die sehr einfach zu konstruieren ist, falls Sie in Zukunft verwirrt werden sollten (Link unten)) –
Da Sie vielleicht bemerkt haben, dass die Reihenfolge nicht der einfachen Logik folgt (3d kommt nach 4s, 4d kommt nach 5s usw.), ist es daher sehr wichtig zu lernen, die obige Tabelle zu konstruieren, wenn es um die Elektronenkonfiguration geht.
Ein wichtiger Schlüssel ist das Lernen der maximalen Anzahl von Elektronen, die eine bestimmte Unterschale (s, p, d, f) enthalten kann –
Wir beginnen mit der s-Unterschale, die 2 Elektronen enthält.
Die p-Unterschale kann 4 mehr als das aufnehmen, dh. 2 + 4 = 6 Elektronen,
die d-Unterschale kann 4 mehr als das halten, dh. 6 + 4 = 10 Elektronen, und
die f-Unterschale kann 4 mehr als das halten, dh. 10 + 4 = 14 Elektronen.
Wie Sie bemerkt haben müssen, haben alle Unterschalen nach der s-Unterschale 4 Elektronen mehr als die vorherige Unterschale.
Im Fall von Vandium
Zuerst füllen 2 Elektronen die 1s-Unterschale. Wir bleiben jetzt bei 23–2 = 21 Elektronen.
Dann füllen 2 Elektronen die 2s-Unterschale. Wir bleiben jetzt bei 21–2 = 19 Elektronen.
Dann füllen 6 Elektronen die 2p-Unterschale. Wir bleiben jetzt bei 19–6 = 13 Elektronen.
Dann füllen 2 Elektronen die 3s-Unterschale. Wir bleiben jetzt bei 13–2 = 11 Elektronen.
Dann füllen 6 Elektronen die 3p-Unterschale. Wir bleiben jetzt bei 11–6 = 5 Elektronen.
Dann füllen 2 Elektronen die 4s-Unterschale. Wir bleiben jetzt bei 5–2 = 3 Elektronen.
Schließlich füllen die letzten 3 Elektronen die 3D-Unterschale teilweise aus.
Wir schreiben dies folgendermaßen: 1. Unterschale ^ {Anzahl der Elektronen in der Unterschale} 2. Unterschale ^ {Anzahl der Elektronen in der Unterschale} …
Daher gilt für V die Die Elektronenkonfiguration lautet logischerweise: 1s ^ 2 2s ^ 2 2p ^ 6 3s ^ 2 3p ^ 6 4s ^ 2 3d ^ 3
Eine einfachere Möglichkeit, dies auszudrücken, besteht darin, einen Teil der Elektronenkonfiguration zu ersetzen, der a entspricht Edelgas von [Symbol für Edelgas]. Wie in diesem Fall ist 1s ^ 2 2s ^ 2 2p ^ 6 3s ^ 2 3p ^ 6 die Elektronenkonfiguration von Argon (Ar), daher kann die Elektronenstruktur von V wie folgt geschrieben werden:
[Ar ] 4s ^ 2 3d ^ 3
Falls das Konzept der Elektronenkonfiguration noch unklar ist, überprüfen Sie dieses Bozeman Science-Video , in dem erklärt wird, wie Schreiben Sie Elektronenkonfigurationen, erklären Sie uns, wie die obige Tabelle erstellt wird, und klären Sie möglicherweise andere Zweifel an den Grundlagen dieses Themas.
ANTWORT AUF IHR PROBLEM –
Gemäß der obigen Methode sollte die Elektronenkonfiguration von Cr sein: 1s ^ 2 2s ^ 2 2p ^ 6 3s ^ 2 3p ^ 6 4s ^ 2 3d ^ 4 oder [Ar] 4s ^ 2 3d ^ 4 ABER lautet stattdessen: 1s ^ 2 2s ^ 2 2p ^ 6 3s ^ 2 3p ^ 6 4s ^ 1 3d ^ 5 oder [Ar] 4s ^ 1 3d ^ 5 und verstößt damit gegen das Aufbau-Prinzip, das besagt, dass Elektronen, die ein oder mehrere Atome umkreisen, die niedrigsten verfügbaren Energieniveaus (Unterschalen) füllen ) vor dem Füllen höherer Ebenen.
Zu verstehen und warum dies auftritt, ist es wichtig zu erkennen, dass eine Unterschale, die genau zur Hälfte gefüllt ist, stabiler ist als eine teilweise gefüllte Unterschale, die nicht zur Hälfte gefüllt ist. Ein Elektron bewegt sich von der 4s-Unterschale zur 1/2 und füllt die 3d-Unterschale, wodurch das Atom stabiler wird. Daher ist die Änderung günstig.
Es ist wichtig zu verstehen, dass dies eine abnormale Ausnahme vom Aufbau-Prinzip ist . Wolfram (W) hat die gleiche Wertigkeit wie Chrom, folgt jedoch im Gegensatz zu Cr dem Aufbau-Prinzip. Ein anderes Metall, das diesem Prinzip nicht folgt, ist Kupfer (Cu) mit einer Elektronenkonfiguration von: [Ar] 4s ^ 1 3d ^ {10} anstelle von [Ar] 4s ^ 2 3d ^ 9 (um das d-Orbital zu füllen ; vollständig gefüllte Unterschalen sind stabiler als teilweise gefüllte Unterebenen.
Antwort
Die kurze Antwort lautet, dass es eine komplizierte Reihe von Wechselwirkungen zwischen den Elektronen und dem Kern sowie zwischen ihnen gibt die Elektronen selbst. Dies erzeugt letztendlich eine Elektronenkonfiguration.
Wenn man sich entlang der Elemente bewegt, ähnelt das Muster in Elektronenkonfigurationen dann einer Flugbahn. Es kann ein bisschen Turbulenzen auf dem Weg geben, aber nach jeder oder zwei Unebenheiten kehrt die Flugbahn zur Normalität zurück.
Einige der Unebenheiten werden durch die Tatsache verursacht, dass in den d- und f-Blöcken voll oder halb gefüllte Unterschalen werden so attraktiv, dass es ein bisschen unwürdig sein kann, zu solchen Konfigurationen zu gelangen. So geht beispielsweise Chrom gerne vor sich selbst und nimmt eher eine 3d5 4s1-Konfiguration als die erwartete 3d4 s2 an. Relativistische Effekte können eine Rolle spielen. Somit ist Lr 7p1 7s2 und nicht das erwartete 5d1 6s2.
Die wichtigen Punkte sind:
- Elektronenkonfigurationen gelten für neutrale, isolierte Atome im Grundzustand. Wie viele Chemiker arbeiten jemals mit isolierten Atomen? Sicher, einige Gasphasenspektroskopiker tun dies, aber fast alle allgemeinen chemischen Experimente werden in Wasserlösung durchgeführt. Fast die gesamte Industriechemie wird in kondensierten Phasen durchgeführt. Fast die gesamte organische Chemie wird in Lösung durchgeführt. Siehe: Warum lehren wir die Elektronenkonfiguration der Elemente?
- Da Ionen für fast alle Atome wichtiger sind als isolierte Gasatome und wichtige Ionen keine anomalen Elektronenkonfigurationen aufweisen, gibt es wenig Grund, sich über anomale Elektronenkonfigurationen von Atomen Gedanken zu machen. Sie sollten sich besser auf „charakteristische“ Elektronenkonfigurationen ohne Anomalien bei der Belegung der d- und s-Orbitale in den Übergangselementen oder der d-, s- und f-Orbitale in den inneren Übergangselementen konzentrieren. Siehe: Wulfsberg G 2000, Anorganische Chemie, University Science Books, Sausalito, Kalifornien, S. 22. 3.
Betrachten Sie beispielsweise die Elektronenkonfigurationen der dreiwertigen Kationen der 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
Keine Unregelmäßigkeiten! Hier:
½f = Eu + 2 (4f7) emuliert gerne Gd + 3 (4f7);
f = Yb + 2 (4f14) emuliert gerne Lu + 3 (4f14) )
Dann gibt es Ce + 4 (f0), das gerne den leeren Kern seines Lanthanoid-Vorläufers erreicht, nämlich La + 3 (f0); und Tb + 4 (f7), die dieselbe halbgefüllte Konfiguration wie Gd + 3 (f7) erreichen.
Siehe: Shchukarev SA 1974, Neorganicheskaya khimiya, vol. 2 Vysshaya Shkola, Moskau (auf Russisch), p. 118)