Elektronkonfigurationer: uppbyggnadsordning, Hunds regel och joner

Skal, underskal och orbitalers kapacitet

Varje elektron i en atom beskrivs av fyra kvanttal. Huvudkvanttalet n (1, 2, 3, …) bestämmer skalet. Banimpulsmomentets kvanttal l går från 0 till n − 1 och bestämmer underskalet: l = 0, 1, 2 och 3 betecknas s, p, d och f. Det magnetiska kvanttalet mₗ går från −l till +l, så ett underskal innehåller 2l + 1 orbitaler. Spinnkvanttalet mₛ är +½ eller −½.

Eftersom varje orbital rymmer högst två elektroner rymmer ett s-underskal 2, p rymmer 6, d rymmer 10 och f rymmer 14. Ett fullt skal rymmer 2n² elektroner: 2 för n = 1, 8 för n = 2 och 18 för n = 3. Dessa kapaciteter är anledningen till att det periodiska systemets block är 2, 6, 10 och 14 kolumner breda.

Uppbyggnadsordningen och det periodiska systemet

I grundtillståndet upptar elektronerna de underskal med lägst energi som finns tillgängliga; detta är uppbyggnadsprincipen (aufbau). I en atom med många elektroner beror ett underskals energi på l lika väl som på n, eftersom en s-elektron tränger närmare kärnan än en p- eller d-elektron med liknande n och är mindre avskärmad av inre elektroner. Den resulterande ordningen för neutrala atomer är 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p.

n + l-regeln återger denna ordning: fyll underskalen i ordning efter stigande n + l, och när två underskal är lika, fyll det med lägre n först. Så 4s (4 + 0 = 4) fylls före 3d (3 + 2 = 5). Du kan också utläsa ordningen ur det periodiska systemet. När du rör dig över en period passerar du s-blocket, sedan f-blocket om det finns, sedan d-blocket och sedan p-blocket, där d-underskalet ligger ett skal efter periodnumret och f-underskalet två efter.

Ordningen talar om vilket underskal som får nästa elektron från ett grundämne till nästa. Den betyder inte att 4s alltid har lägre energi än 3d. När 3d väl är besatt faller dess energi under 4s, vilket är anledningen till att katjoner av övergångsmetaller förlorar sina 4s-elektroner först.

Paulis uteslutningsprincip, Hunds regel och orbitaldiagram

Paulis uteslutningsprincip säger att inga två elektroner i en atom har samma fyra kvanttal. Två elektroner i samma orbital har redan samma n, l och mₗ, så de måste ha motsatta spinn, och ingen orbital kan rymma en tredje.

Hunds regel gäller degenererade orbitaler, de med lika energi inom ett underskal. Elektronerna upptar dem en och en, med parallella spinn, innan någon parning börjar. Parning höjer energin eftersom två elektroner i samma orbital repellerar varandra starkare, medan parallella spinn i separata orbitaler vinner utbytesstabilisering. Kvävets 2p³ har därför tre oparade elektroner, och syrets 2p⁴ har ett par och två oparade elektroner.

I ett orbitaldiagram ritar du en ruta per orbital, fyller underskalen i uppbyggnadsordning och placerar inom ett underskal en pil i varje ruta innan en andra läggs till. Atomer med oparade elektroner är paramagnetiska och dras in i ett magnetfält; atomer där alla elektroner är parade är diamagnetiska.

Räkneexempel: selen och zirkonium

Exempel 1: selen, Z = 34. Fyll i uppbyggnadsordning tills 34 elektroner är placerade: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ 4p⁴. Kontrollera summan: 2 + 2 + 6 + 2 + 6 + 2 + 10 + 4 = 34. För ädelgasnotation, ersätt de första 18 elektronerna med [Ar], den ädelgas som avslutar föregående period: [Ar] 3d¹⁰ 4s² 4p⁴. Att lista underskalen efter skalnummer, som här, är en vanlig konvention; [Ar] 4s² 3d¹⁰ 4p⁴ beskriver samma konfiguration i fyllnadsordning.

Selens fyra 4p-elektroner fördelas över tre orbitaler. Hunds regel placerar en i varje och parar den fjärde, vilket lämnar två oparade elektroner. Dess sex valenselektroner, 4s² 4p⁴, motsvarar det yttre mönstret hos syre och svavel i grupp 16, vilket är anledningen till att selen bildar selenidjonen, Se²⁻, isoelektronisk med krypton.

Exempel 2: zirkonium, Z = 40. Efter [Kr], som står för 36 elektroner, återstår fyra. De nästa underskalen är 5s och sedan 4d, vilket ger [Kr] 4d² 5s², i överensstämmelse med NIST:s data för grundtillståndet. De två 4d-elektronerna upptar separata orbitaler med parallella spinn, så zirkonium har två oparade elektroner.

Krom, koppar och undantag som trotsar enkla regler

Uppbyggnadsordningen förutsäger [Ar] 3d⁴ 4s² för krom och [Ar] 3d⁹ 4s² för koppar. Spektroskopi visar [Ar] 3d⁵ 4s¹ och [Ar] 3d¹⁰ 4s¹. Eftersom 4s och 3d ligger nära varandra i energi i dessa atomer sänker det den totala energin att flytta en elektron till 3d, med hjälp av utbytesstabiliseringen hos ett halvfyllt eller fyllt d-underskal. Molybden, [Kr] 4d⁵ 5s¹, och silver, [Kr] 4d¹⁰ 5s¹, följer samma mönster som grundämnena ovanför dem.

Förklaringen med halvfyllt underskal är ingen allmän regel. Niob är [Kr] 4d⁴ 5s¹ trots att dess 4d-underskal varken blir halvfyllt eller fyllt; palladium är [Kr] 4d¹⁰ utan några 5s-elektroner; och volfram, direkt under molybden, är [Xe] 4f¹⁴ 5d⁴ 6s². Lär dig de undantag som din kurs kräver utifrån data i stället för att härleda dem ur en regel som inte gäller generellt.

Konfigurationer för enatomiga joner

För en anjon, lägg till elektroner i nästa tillgängliga underskal: klor, [Ne] 3s² 3p⁵, blir Cl⁻, [Ne] 3s² 3p⁶, isoelektronisk med argon. För en katjon, ta bort elektroner först från underskalet med högst n, och inom det skalet från p före s. För en övergångsmetall i första raden innebär det att 4s-elektronerna tas bort före några 3d-elektroner.

Exempel 3: järnjoner. Järn är [Ar] 3d⁶ 4s². Fe²⁺ förlorar båda 4s-elektronerna och blir [Ar] 3d⁶, och Fe³⁺ förlorar ytterligare en, från 3d, och blir [Ar] 3d⁵. Kontrollera antalen: järn har 26 elektroner, Fe²⁺ har 18 + 6 = 24 och Fe³⁺ har 18 + 5 = 23. Den fria Fe³⁺-jonen har fem oparade elektroner, en i varje 3d-orbital.

Samma logik gäller i p-blocket. Tenn är [Kr] 4d¹⁰ 5s² 5p², och Sn²⁺ förlorar sina två 5p-elektroner och blir [Kr] 4d¹⁰ 5s². Koppar(I) är [Ar] 3d¹⁰, eftersom kopparns enda 4s-elektron lämnar först.

Vanliga misstag när man skriver konfigurationer

De flesta fel i konfigurationer faller inom några få mönster, och vart och ett kan fångas med en snabb kontroll innan du går vidare.

När en fråga gäller oparade elektroner, rita orbitaldiagrammet för det delvis fyllda underskalet i stället för att bedöma utifrån konfigurationssträngen. När den gäller en jon, skriv först den neutrala atomen och lägg sedan till eller ta bort elektroner.

• Att ta bort 3d-elektroner före 4s: Fe²⁺ är [Ar] 3d⁶, inte [Ar] 3d⁴ 4s². Vanliga katjoner i första raden som Fe²⁺, Co²⁺ och Cu⁺ har inga 4s-elektroner.
• Att använda fel ädelgaskärna: kärnan är ädelgasen från föregående period, [Ar] för grundämnena 19 till 36.
• Att räkna elektronerna fel: de upphöjda talen måste summera till Z för en atom och till Z minus laddningen för en jon.
• Att överfylla ett underskal, till exempel 2p⁷ eller 3d¹¹.
• Att para elektroner i ett p- eller d-underskal innan varje orbital har en.
• Att placera d-blocket i fel skal: period 4 fyller 3d, inte 4d.
• Att tillämpa Cr- och Cu-mönstret på varje grundämne under dem utan att kontrollera data.