Gratis trinnvis instruksjoner 
For eksempel: Et natriumatom med en ladning på -1 har da ett ekstra elektron lagt til atomnummeret 11. Så dette natriumatomet har totalt 12 elektroner. s orbital (et hvilket som helst tall i elektronkonfigurasjonen etterfulgt av a "s") inneholder en enkelt orbital, og på grunn av Pauli .s eksklusjonsprinsipp vi vet at en enkelt orbital kan inneholde maksimalt 2 elektroner, så enhver orbitalform kan inneholde 2 elektroner. p-orbitalen inneholder 3 orbitaler, så kan inneholde totalt 6 elektroner. D-orbitalen inneholder 5 orbitaler, så den kan inneholde 10 elektroner. F-orbitalen inneholder 7 orbitaler, så den kan inneholde 14 elektroner. For eksempel en enkel elektronkonfigurasjon: 1s 2s 2p. Denne konfigurasjonen indikerer at det er to elektroner i 1s orbital form, to elektroner i 2s orbital form, og seks elektroner i 2p orbital form. 2 + 2 + 6 = 10 elektroner totalt. Dette er elektronkonfigurasjonen til et uladet neonatom (Ne; atomnummer 10.) En elektronkonfigurasjon av et atom der hver orbital er fullstendig fylt skrives som følger: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d7p Merk at i listen ovenfor, hvis alle skjell er fylt, er dette elektronkonfigurasjonen til ununoctium (Uuo; atomnummer 118), det høyeste tallet i det periodiske systemet - så denne elektronkonfigurasjonen inneholder alle nå kjente elektronskall i et uladet atom. Fyll orbitalene med elektroner i rekkefølgen ovenfor til du når tjue. 1s-orbitalen får to elektroner, 2-eren får to, 2p-en får seks, 3-eren får to, 3p-en får 6, og 4-eren får 2 (2 + 2 + 6 +2 +6 + 2 = 20.) Så elektronkonfigurasjonen for kalsium er: 1s 2s 2p 3s 3p 4s. Merk: Energinivåene endres etter hvert som du går opp. For eksempel, hvis du er i ferd med å gå videre til det 4. energinivået, vil det være 4 s. først, etterpå 3d. Etter det fjerde nivået fortsetter du med det femte nivået, hvor normal rekkefølge gjenopptas. Dette skjer først etter 3. energinivå. De to kolonnene helt til venstre er en representasjon av atomer hvis elektronkonfigurasjoner ender i s-orbitaler, den høyre blokken i denne tabellen er en representasjon av atomer hvis konfigurasjoner ender på p-orbitaler, den sentrale delen, atomene som ender i en d-orbitaler, og den nedre regionen, atomer som ender på f orbitaler. Når du for eksempel skriver ned en elektronkonfigurasjon for klor (Cl), bør du vurdere: "Dette atomet er i tredje rad (eller "periode") i det periodiske systemet. Det er også i den femte kolonnen i gruppen av p-orbitaler. Så denne elektronkonfigurasjonen ender i ...3 s Merk - gruppene av d- og f-orbitaler i tabellen tilsvarer energinivåer som er forskjellige fra perioden de befinner seg i. For eksempel tilsvarer den første raden i gruppe d-orbitalene 3d-orbitalen selv om den er i periode 4, mens den første raden i f-orbitalene tilsvarer 4f-orbitalen selv om den er i den sjette perioden. For å forstå dette konseptet godt, er det nyttig å skrive ned et eksempel på en konfigurasjon. La oss skrive konfigurasjonen av sink (atomnummer 30) ved å bruke den forkortede notasjonen for en edelgass. Den komplette elektronkonfigurasjonen av sink er: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d. Men legg merke til at 1s 2s 2p 3s 3p er konfigurasjonen av edelgassen argon. Bare bytt ut denne delen av sinknotasjonen med det kjemiske symbolet for argon i hakeparenteser ([Ar].) Så den forkortede notasjonen av elektronkonfigurasjonen til sink kan skrives som [Ar]4s 3d. Gå til tallene 1 til 8 nederst (bunnen) av tabellen. Dette er tallene på elektronskallene, eller kolonnene. Ignorer de overkryssede kolonnene. Kolonnene som er igjen for erbium er 1,2,3,4,5 og 6. Merk: Elektronkonfigurasjonen ovenfor til Er (erbium) er oppført i rekkefølgen av stigende skallnummer. Det kan også skrives i rekkefølgen til orbitalene. Bare følg kaskadene fra topp til bunn, i stedet for kolonnene, hvis du skriver ned kolonnegruppene: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s4d 5p 6s 4f. cr(..., 3d5, 4s1); Cu(..., 3d10, 4s1); NB(..., 4d4, 5s1); mo(..., 4d5, 5s1); ru(..., 4d7, 5s1); Rh(..., 4d8, 5s1); pd(..., 4d10, 5s0); Ag(..., 4d10, 5s1); La(..., 5d1, 6s2); Ce(..., 4f1, 5d1, 6s2); Gd(..., 4f7, 5d1, 6s2); au(..., 5d10, 6s1); ac(..., 6d1, 7s2); tho(..., 6d2, 7s2); pa(..., 5f2, 6d1, 7s2); DU(..., 5f3, 6d1, 7s2); np(..., 5f4, 6d1, 7s2) og cm(..., 5f7, 6d1, 7s2).
Skrive elektronkonfigurasjoner for elementer
Innhold
De Elektronkonfigurasjon av et atom er en numerisk representasjon av elektronorbitalene. Elektronorbitaler er forskjellig formede områder rundt kjernen til et atom, hvor det kan påvises matematisk at det er en sjanse for at elektroner er tilstede der. Det er enkelt og raskt å lese fra en elektronkonfigurasjon hvor mange elektronorbitaler et atom har og hvor mange elektroner som finnes i hver orbital. Her lærer du hvordan du begynner å lage din egen elektronkonfigurasjon.
Trinn
Metode 1 av 2: Metode en: Tildel elektroner ved hjelp av det periodiske systemet
1. Finn atomnummeret. Hvert atom har et tilknyttet spesifikt antall elektroner. Finn det kjemiske symbolet til atomet ditt i det periodiske systemet. Atomnummeret er et positivt heltall som starter på 1 (for hydrogen) og øker med 1 for hvert påfølgende atom. Atomnummeret er antall protoner i det atomet - så det er også antallet elektroner i det atomet hvis det er uladet.
2. Bestem ladningen til atomet. Uladede atomer har nøyaktig samme antall protoner som elektroner, som angitt i det periodiske systemet. Men dette er ikke tilfelle med ladede atomer. Hvis du har å gjøre med et ladet atom, legg til eller trekk fra elektronene som følger: legg til ett elektron for hver negativ ladning og trekk fra ett for hver positiv ladning.
3. Husk den grunnleggende listen over orbitaler. Når et atom får elektroner, fyller de forskjellige sett med orbitaler i en fast rekkefølge. Hver orbital, når den er full, inneholder et fast antall elektroner. Orbitalformene er:
4. Forstå notasjonen til en elektronkonfigurasjon. Elektronkonfigurasjoner er notert på en slik måte at det er tydelig hvor mange elektroner som er tilstede i atomet, og hvor mange elektroner som er i hver orbital. En orbital har en fast notasjon med antall elektroner i overskrift etter navnet på orbitalen. Den endelige elektronkonfigurasjonen er en serie med orbitale former og overskrifter.
5. Lær rekkefølgen til orbitalene.Legg merke til at orbitalformene er nummerert av elektronskallet, men ordnet etter energinivå. For eksempel har en helt fylt 4s mindre energi (eller mindre potensial) enn en delvis fylt eller fylt 3d, så 4s-skallet er foran. Hvis du kjenner rekkefølgen til orbitalene, er det ikke vanskelig å fylle dem i henhold til antall elektroner i atomet. Rekkefølgen som orbitalene er fylt i er som følger: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p.
6. Fyll orbitalene i henhold til antall elektroner i atomet ditt. Hvis vi for eksempel ønsket å skrive elektronkonfigurasjonen til et uladet kalsiumatom, ville vi starte med å slå opp atomnummeret i det periodiske systemet. Atomnummeret til kalsium er 20, så vi skriver en konfigurasjon for dette atomet med 20 elektroner i rekkefølgen vist ovenfor.
7. Bruk det periodiske systemet som et visuelt hjelpemiddel. Du har kanskje lagt merke til at rekkefølgen til det periodiske systemet tilsvarer rekkefølgen til orbitalformene i elektronkonfigurasjoner. For eksempel slutter atomer i den andre kolonnen til venstre alltid med "s", atomer helt til høyre i den smale midtseksjonen ender alltid på "d," etc. Bruk det periodiske systemet som en visuell guide for å notere konfigurasjoner - rekkefølgen du legger til elektroner i orbitalene tilsvarer posisjonen i tabellen i det periodiske systemet. Ta en god titt på følgende:
8. Lær stenografi for å skrive lange elektronkonfigurasjoner. Atomene langs høyre side av det periodiske system kalles edle gasser. Disse elementene er veldig stabile. For å forkorte prosessen med å notere en lang elektronkonfigurasjon, skriv det kjemiske symbolet for den nærmeste gassen, med færre elektroner enn atomet ditt, i hakeparentes, og fortsett deretter med elektronkonfigurasjonen for følgende orbitalformer. Se nedenfor:
Metode 2 av 2: Metode to: Benytt deg av et ADOMAH periodisk system
1. Forstå ADOMAH periodiske system. Med denne metoden for å notere elektronkonfigurasjoner er det ikke nødvendig å huske mye. Men det krever et annerledes ordnet periodisk system, fordi innenfor det tradisjonelle periodiske systemet tilsvarer ikke elektronskallene, fra den fjerde raden, de periodiske tallene. Prøv å finne et eksempel på dette systemet designet av Valery Tsimmerman på nettet. Dette er sikkert ikke et problem.
- Innenfor det periodiske systemet ADOMAH representerer radene grupper av grunnstoffer, som halogener, inerte gasser, alkalimetaller, etc.Kolonnene tilsvarer elektronskallene og "kaskadene" (diagonale linjer som forbinder s,p,d og f grupper) tilsvarer periodene.
- Helium er nå ved siden av hydrogen fordi begge er preget av 1s-orbitalen. Periodene (s,p,d og f) er til høyre og skalltallene nederst i tabellen. Elementer er oppført i bokser nummerert 1 til 120. Disse tallene står for de vanlige atomnumrene og indikerer antall elektroner i et nøytralt atom.
2. Søk etter atomet ditt i ADOMAH-tabellen. For å kunne skrive ned elektronkonfigurasjonen til et grunnstoff, søk etter symbolet i det periodiske systemet ADOMAH og kryss ut alle grunnstoffer med høyere atomnummer. For eksempel, hvis du vil vite elektronkonfigurasjonen til erbium (68), kryss elementer 69 til 120.
3. Tell orbitalene opp til atomet ditt. Ved å se på symbolgruppen på høyre side av tabellen (s, p, d og f) og kolonnenumrene nederst i tabellen og ignorere de diagonale linjene mellom dem, kan du dele kolonnene inn i grupper og liste fra bunn til topp. Igjen, ignorer disse blokkene med alle elementene krysset ut. Skriv ned kolonnegruppene, start med kolonnenummeret etterfulgt av gruppesymbolet, slik: 1s2s2p3s3p3d4s4p4d4f5s5p6s (i tilfelle av erbium).
4. Tell elektronene til hver orbitalform. Tell elementene som ikke er krysset ut i hver kolonnegruppe, velg ett elektron per element, og skriv tallet ved siden av gruppesymbolene for hver kolonnegruppe, slik: 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 6s. Dette er elektronkonfigurasjonen til Er (erbium) fra vårt eksempel.
5. Kjenn de uregelmessige elektronkonfigurasjonene. Det er atten unntak fra elektronkonfigurasjonene i atomer med det laveste energinivået, også kjent som grunntilstanden. Disse avviker fra den generelle regelen for de to eller tre siste elektronposisjonene. I disse tilfellene holder de faktiske elektronkonfigurasjonene elektronene på et lavere energinivå enn i en standardkonfigurasjon av det atomet. De uregelmessige atomene er:
Tips
- For å finne atomnummeret til et atom når det er skrevet i form av en elektronkonfigurasjon, legg til alle tallene som kommer etter bokstavene (s, p, d og f). Dette fungerer bare på et nøytralt atom, ikke et ion, og du må trekke fra eller legge til alle elektronene som går tapt eller lagt til.
- Tallet etter bokstaven er faktisk i hevet skrift, så ikke ta feil om dette med en test.
- Det er ikke noe slikt som "stabiliteten til en halvfylt" undernivå. Dette er for enkelt. Stabiliteten er fordi hver orbital er okkupert av bare ett elektron, så elektron-elektron frastøting er minimal.
- Hvert atom ønsker å gå tilbake til en stabil tilstand, og de mest stabile konfigurasjonene har fullstendig fylte s og p (s2 og p6) orbitaler. Edelgassene har denne konfigurasjonen, dette er grunnen til at de nesten aldri er reaktive og sitter på høyre side av det periodiske systemet. Så hvis en konfigurasjon ender med 3p, trenger den bare to elektroner til for å bli stabil (å miste seks elektroner, inkludert den i s orbital, krever mer energi, så det er lettere å miste fire). Og hvis en konfigurasjon ender med 4d, trenger den bare å miste tre elektroner til for å komme til en stabil tilstand. Det gjelder også at halvfylte skjell (s1, p3, d5..) er mer stabile enn for eksempel p4 eller p2; s2 og p6 vil bli enda mer stabile.
- Når atomet er et ion, betyr det at antall protoner ikke er lik antall elektroner. Ladningen til atomet er da vanligvis indikert i øvre høyre hjørne av symbolet. Så et antimonatom med ladning +2 har en elektronkonfigurasjon på 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p. Merk at 5p er endret til 5p. Vær oppmerksom på dette hvis konfigurasjonen av et uladet atom ender på noe annet enn en s- og p-orbital. Hvis du fjerner elektroner, kan du bare gjøre dette ved valensorbitalene (s- og p-orbitalene). Så hvis en konfigurasjon ender med 4s 3d, og ladningen til atomet øker med +2, endres konfigurasjonen slik at den ender med 4s 3d. Husk at 3dikke endringer, men at s orbital mister elektronene sine.
- Det er omstendigheter der et elektron får et høyere nivå. Når en orbital bare er ett elektron unna å være halvt eller helt fylt, fjern et elektron fra nærmeste s- eller p-orbital og flytt det til orbitalen som trenger det elektronet.
- Du kan også skrive ned et elements elektronkonfigurasjon ved å bare skrive ned dets valenskonfigurasjon, den siste s og p orbital. Så valenskonfigurasjonen til antimon blir da 5s 5p.
- Ioner er ikke det samme, men mye vanskeligere. Hopp over to nivåer og følg deretter det samme mønsteret avhengig av hvor du startet og antall elektroner.
Artikler om emnet "Skrive elektronkonfigurasjoner for elementer"
Оцените, пожалуйста статью
Populær
