Elektronenconfiguraties: aufbau-volgorde, regel van Hund en ionen

Schillen, subschillen en orbitaalcapaciteit

Elk elektron in een atoom wordt beschreven door vier kwantumgetallen. Het hoofdkwantumgetal n (1, 2, 3, …) bepaalt de schil. Het impulsmomentkwantumgetal l loopt van 0 tot n − 1 en bepaalt de subschil: l = 0, 1, 2 en 3 worden s, p, d en f genoemd. Het magnetisch kwantumgetal mₗ loopt van −l tot +l, dus een subschil bevat 2l + 1 orbitalen. Het spinkwantumgetal mₛ is +½ of −½.

Omdat elke orbitaal maximaal twee elektronen bevat, bevat een s-subschil er 2, p 6, d 10 en f 14. Een volledige schil bevat 2n² elektronen: 2 voor n = 1, 8 voor n = 2 en 18 voor n = 3. Daarom zijn de blokken van het periodiek systeem 2, 6, 10 en 14 kolommen breed.

Aufbau-vulvolgorde en het periodiek systeem

In de grondtoestand bezetten elektronen de beschikbare subschillen met de laagste energie; dit is het aufbau-principe. In een atoom met veel elektronen hangt de energie van een subschil af van l en van n, omdat een s-elektron dichter bij de kern doordringt dan een p- of d-elektron met een vergelijkbare n en minder wordt afgeschermd door binnenste elektronen. De resulterende volgorde voor neutrale atomen is 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p.

De n + l-regel reproduceert deze volgorde: vul subschillen in volgorde van toenemende n + l, en vul bij gelijkstand eerst de subschil met de lagere n. Dus 4s (4 + 0 = 4) wordt gevuld vóór 3d (3 + 2 = 5). Je kunt de volgorde ook uit het periodiek systeem aflezen. Als je over een periode loopt, passeer je het s-blok, dan het f-blok indien aanwezig, dan het d-blok en dan het p-blok, waarbij de d-subschil één schil achterloopt op het periodenummer en de f-subschil twee.

De volgorde vertelt welke subschil het volgende elektron krijgt van het ene element naar het volgende. Het betekent niet dat 4s altijd lager in energie is dan 3d. Zodra 3d bezet is, daalt de energie ervan onder die van 4s, en daarom verliezen kationen van overgangsmetalen eerst hun 4s-elektronen.

Uitsluitingsprincipe van Pauli, regel van Hund en orbitaaldiagrammen

Het uitsluitingsprincipe van Pauli stelt dat geen twee elektronen in een atoom dezelfde vier kwantumgetallen delen. Twee elektronen in één orbitaal delen al n, l en mₗ, dus ze moeten tegengestelde spins hebben, en geen enkele orbitaal kan een derde bevatten.

De regel van Hund geldt voor ontaarde orbitalen, die van gelijke energie binnen een subschil. Elektronen bezetten ze afzonderlijk, met parallelle spins, voordat enige paring begint. Paring verhoogt de energie omdat twee elektronen in één orbitaal elkaar sterker afstoten, terwijl parallelle spins in aparte orbitalen uitwisselingsstabilisatie winnen. De 2p³ van stikstof heeft daarom drie ongepaarde elektronen, en de 2p⁴ van zuurstof heeft één paar en twee ongepaarde elektronen.

Teken in een orbitaaldiagram één vakje per orbitaal, vul subschillen in aufbau-volgorde en plaats binnen een subschil één pijl in elk vakje voordat je een tweede toevoegt. Atomen met ongepaarde elektronen zijn paramagnetisch en worden in een magnetisch veld getrokken; atomen waarvan alle elektronen gepaard zijn, zijn diamagnetisch.

Uitgewerkte voorbeelden: seleen en zirkonium

Voorbeeld 1: seleen, Z = 34. Vul in aufbau-volgorde tot er 34 elektronen zijn geplaatst: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ 4p⁴. Controleer het totaal: 2 + 2 + 6 + 2 + 6 + 2 + 10 + 4 = 34. Vervang voor edelgasnotatie de eerste 18 elektronen door [Ar], het edelgas dat de vorige periode afsluit: [Ar] 3d¹⁰ 4s² 4p⁴. Subschillen op schilnummer ordenen, zoals hier, is een gangbare afspraak; [Ar] 4s² 3d¹⁰ 4p⁴ beschrijft dezelfde configuratie in vulvolgorde.

De vier 4p-elektronen van seleen verdelen zich over drie orbitalen. De regel van Hund zet er één in elke en paart het vierde, zodat twee ongepaarde elektronen overblijven. De zes valentie-elektronen, 4s² 4p⁴, komen overeen met het buitenste patroon van zuurstof en zwavel in groep 16, en daarom vormt seleen het selenide-ion, Se²⁻, dat isoelektronisch is met krypton.

Voorbeeld 2: zirkonium, Z = 40. Na [Kr], dat goed is voor 36 elektronen, blijven er vier over. De volgende subschillen zijn 5s en daarna 4d, wat [Kr] 4d² 5s² geeft, in overeenstemming met de NIST-gegevens voor de grondtoestand. De twee 4d-elektronen bezetten afzonderlijke orbitalen met parallelle spins, dus zirkonium heeft twee ongepaarde elektronen.

Chroom, koper en uitzonderingen die zich niet aan eenvoudige regels houden

De aufbau-volgorde voorspelt [Ar] 3d⁴ 4s² voor chroom en [Ar] 3d⁹ 4s² voor koper. Spectroscopie toont [Ar] 3d⁵ 4s¹ en [Ar] 3d¹⁰ 4s¹. Omdat 4s en 3d in deze atomen dicht bij elkaar liggen in energie, verlaagt het verplaatsen van één elektron naar 3d de totale energie, geholpen door de uitwisselingsstabilisatie van een half gevulde of gevulde d-subschil. Molybdeen, [Kr] 4d⁵ 5s¹, en zilver, [Kr] 4d¹⁰ 5s¹, volgen hetzelfde patroon als de elementen erboven.

De verklaring met een half gevulde subschil is geen algemene regel. Niobium is [Kr] 4d⁴ 5s¹, hoewel de 4d-subschil uiteindelijk noch half noch geheel gevuld is; palladium is [Kr] 4d¹⁰ zonder 5s-elektronen; en wolfraam, direct onder molybdeen, is [Xe] 4f¹⁴ 5d⁴ 6s². Leer de uitzonderingen die je cursus vereist uit gegevens in plaats van ze af te leiden uit een regel die niet algemeen geldt.

Configuraties van eenatomige ionen

Voeg bij een anion elektronen toe aan de volgende beschikbare subschil: chloor, [Ne] 3s² 3p⁵, wordt Cl⁻, [Ne] 3s² 3p⁶, isoelektronisch met argon. Verwijder bij een kation eerst elektronen uit de subschil met de hoogste n, en binnen die schil eerst uit p vóór s. Bij een overgangsmetaal van de eerste rij betekent dat de 4s-elektronen vóór eventuele 3d-elektronen.

Voorbeeld 3: ijzerionen. IJzer is [Ar] 3d⁶ 4s². Fe²⁺ verliest beide 4s-elektronen en wordt [Ar] 3d⁶, en Fe³⁺ verliest er nog één, uit 3d, en wordt [Ar] 3d⁵. Controleer de aantallen: ijzer heeft 26 elektronen, Fe²⁺ heeft 18 + 6 = 24 en Fe³⁺ heeft 18 + 5 = 23. Het vrije Fe³⁺-ion heeft vijf ongepaarde elektronen, één in elke 3d-orbitaal.

Dezelfde logica geldt in het p-blok. Tin is [Kr] 4d¹⁰ 5s² 5p², en Sn²⁺ verliest zijn twee 5p-elektronen en wordt [Kr] 4d¹⁰ 5s². Koper(I) is [Ar] 3d¹⁰, omdat het enige 4s-elektron van koper als eerste vertrekt.

Veelgemaakte fouten bij het opschrijven van configuraties

De meeste configuratiefouten volgen een paar patronen, en elk kan worden opgevangen met een snelle controle voordat je verdergaat.

Als een vraag naar ongepaarde elektronen vraagt, teken dan het orbitaaldiagram voor de gedeeltelijk gevulde subschil in plaats van af te gaan op de configuratietekenreeks. Als ze naar een ion vraagt, schrijf dan eerst het neutrale atoom op en voeg daarna elektronen toe of verwijder ze.

• 3d-elektronen verwijderen vóór 4s: Fe²⁺ is [Ar] 3d⁶, niet [Ar] 3d⁴ 4s². Gangbare kationen van de eerste rij, zoals Fe²⁺, Co²⁺ en Cu⁺, hebben geen 4s-elektronen.
• De verkeerde edelgaskern gebruiken: de kern is het edelgas van de vorige periode, [Ar] voor de elementen 19 tot en met 36.
• Elektronen verkeerd tellen: de exponenten moeten optellen tot Z voor een atoom en tot Z min de lading voor een ion.
• Een subschil overvullen, zoals 2p⁷ of 3d¹¹.
• Elektronen paren in een p- of d-subschil voordat elke orbitaal er één bevat.
• Het d-blok in de verkeerde schil plaatsen: periode 4 vult 3d, niet 4d.
• Het patroon van Cr en Cu toepassen op elk element eronder zonder de gegevens te controleren.