Orbitale diagrammen maken

Elektronenorbitaaldiagrammen en geschreven configuraties vertellen u welke orbitalen zijn gevuld en welke gedeeltelijk zijn gevuld voor elk atoom. Het aantal valentie-elektronen heeft invloed op hun chemische eigenschappen, en de specifieke ordening en eigenschappen van de orbitalen zijn belangrijk in de natuurkunde, dus veel studenten moeten grip krijgen op de basis. Het goede nieuws is dat orbitale diagrammen, elektronenconfiguraties (zowel in steno als volledige vorm) en puntdiagrammen voor elektronen heel gemakkelijk te begrijpen zijn als je eenmaal een paar basisprincipes hebt begrepen.

TL; DR (te lang; niet gelezen)

Elektronenconfiguraties hebben het formaat: 1s² 2s² 2p⁶. Het eerste getal is het hoofdkwantumgetal (n) en de letter vertegenwoordigt de waarde van l (kwantumgetal van impulsmoment; 1 = s, 2 = p, 3 = d en 4 = f) voor de orbitaal, en het superscriptgetal vertelt je hoeveel elektronen er in die orbitaal zitten. Orbitaaldiagrammen gebruiken hetzelfde basisformaat, maar in plaats van getallen voor de elektronen, gebruiken ze ↑ en ↓ pijlen, en geven ze elke orbitaal zijn eigen lijn, om ook de spins van de elektronen weer te geven.

Elektronenconfiguraties worden uitgedrukt in een notatie die er als volgt uitziet: 1s² 2s² 2p¹. Leer de drie hoofdonderdelen van deze notatie om te begrijpen hoe het werkt. Het eerste getal vertelt je het 'energieniveau' of het hoofdkwantumgetal (n). De tweede letter vertelt je de waarde van (l), het kwantumgetal van het impulsmoment. Voor l = 1 is de letter s, voor l = 2 is het p, voor l = 3 is het d, voor l = 4 is het f en voor hogere getallen stijgt het alfabetisch vanaf dit punt. Onthoud dat s-orbitalen maximaal twee elektronen bevatten, p-orbitalen maximaal zes, d maximaal 10 en f maximaal 14.

Het Aufbau-principe vertelt je dat de orbitalen met de laagste energie het eerst worden gevuld, maar de specifieke volgorde is niet sequentieel op een manier die gemakkelijk te onthouden is. Zie bronnen voor een diagram met de vulvolgorde. Merk op dat het n = 1-niveau alleen s-orbitalen heeft, het n = 2-niveau heeft alleen s- en p-orbitalen en het n = 3-niveau heeft alleen s-, p- en d-orbitalen.

Deze regels zijn gemakkelijk om mee te werken, dus de notatie voor de configuratie van scandium is:

1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹

Wat laat zien dat de hele n = 1 en n = 2 niveaus vol zijn, het n = 4 niveau is gestart, maar de 3D-schil bevat slechts één elektron, terwijl deze een maximale bezetting van 10 heeft. Dit elektron is het valentie-elektron.

Identificeer een element uit de notatie door simpelweg de elektronen te tellen en het element te vinden met een overeenkomend atoomnummer.

Elke orbitaal uitschrijven voor zwaardere elementen is vervelend, dus natuurkundigen gebruiken vaak een steno-notatie. Dit werkt door de edelgassen (uiterst rechts in de kolom van het periodiek systeem) als uitgangspunt te gebruiken en de uiteindelijke orbitalen eraan toe te voegen. Scandium heeft dus dezelfde configuratie als argon, behalve met elektronen in twee extra orbitalen. De verkorte vorm is daarom:

[Ar] 4s² 3d¹

Omdat de configuratie van argon is:

[Ar] = 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶

Je kunt dit gebruiken met alle elementen behalve waterstof en helium.

Orbitale diagrammen zijn zoals de configuratienotatie die zojuist is geïntroduceerd, behalve dat de spins van elektronen zijn aangegeven. Gebruik het Pauli-uitsluitingsprincipe en de regel van Hund om erachter te komen hoe schelpen moeten worden gevuld. Het uitsluitingsprincipe stelt dat geen twee elektronen dezelfde vier kwantumgetallen kunnen delen, wat in feite resulteert in toestandenparen die elektronen met tegengestelde spins bevatten. De regel van Hund stelt dat de meest stabiele configuratie degene is met het hoogst mogelijke aantal parallelle spins. Dit betekent dat bij het schrijven van orbitale diagrammen voor gedeeltelijk volle schillen, alle up-spin-elektronen moeten worden ingevuld voordat eventuele down-spin-elektronen worden toegevoegd.

Dit voorbeeld laat zien hoe orbitale diagrammen werken, met argon als voorbeeld:

3p ↑ ↓ ↑ ↓ ↑ ↓

3s ↓

2p ↑ ↓ ↑ ↓ ↑ ↓

2s ↓

1s ↓

De elektronen worden weergegeven door de pijlen, die ook hun spins aangeven, en de notatie aan de linkerkant is de standaardnotatie van de elektronenconfiguratie. Merk op dat de hogere energie-orbitalen bovenaan het diagram staan. Voor een gedeeltelijk volle schaal vereist de regel van Hund dat ze op deze manier worden gevuld (met stikstof als voorbeeld).

2p ↑ ↑

2s ↓

1s ↓

Puntdiagrammen zijn heel anders dan orbitale diagrammen, maar ze zijn nog steeds heel gemakkelijk te begrijpen. Ze bestaan ​​uit het symbool voor het element in het midden, omgeven door stippen die het aantal valentie-elektronen aangeven. Koolstof heeft bijvoorbeeld vier valentie-elektronen en het symbool C, dus het wordt weergegeven als:

∙

C ∙

∙

En zuurstof (O) heeft zes, dus het wordt weergegeven als:

∙

O ∙

∙∙

Wanneer elektronen worden gedeeld tussen twee atomen (in covalente binding), delen de atomen de stip in het diagram op dezelfde manier. Dit maakt de benadering zeer nuttig voor het begrijpen van chemische binding.