Elektronenkonfigurationen für Elemente schreiben: 13 Schritte

Schritte
- Methode 1 von 2: Methode eins: Elektronen mithilfe des Periodensystems zuweisen
- Methode 2 von 2: Methode 2: Verwenden Sie ein ADOMAH-Periodensystem
Tipps

Der Elektronenkonfiguration eines Atoms ist eine numerische Darstellung der Elektronenorbitale. Elektronenorbitale sind unterschiedlich geformte Bereiche um den Kern eines Atoms, in denen mathematisch nachgewiesen werden kann, dass dort Elektronen vorhanden sind. An einer Elektronenkonfiguration lässt sich einfach und schnell ablesen, wie viele Elektronenorbitale ein Atom hat und wie viele Elektronen in jedem Orbital vorhanden sind. Hier erfahren Sie, wie Sie Ihre eigene Elektronenkonfiguration erstellen.

Schritte

Methode 1 von 2: Methode eins: Elektronen mithilfe des Periodensystems zuweisen

Schreiben von Elektronenkonfigurationen für Elemente

1. Finden Sie die Ordnungszahl. Jedem Atom ist eine bestimmte Anzahl von Elektronen zugeordnet. Finden Sie das chemische Symbol Ihres Atoms im Periodensystem. Die Ordnungszahl ist eine positive ganze Zahl, die bei 1 beginnt (für Wasserstoff) und für jedes nachfolgende Atom um 1 ansteigt. Die Ordnungszahl ist die Anzahl der Protonen in diesem Atom - also auch die Anzahl der Elektronen in diesem Atom, wenn es ungeladen ist.

2. Bestimme die Ladung des Atoms. Ungeladene Atome haben genau die gleiche Anzahl an Protonen wie Elektronen, wie im Periodensystem angegeben. Bei geladenen Atomen ist dies jedoch nicht der Fall. Wenn Sie es mit einem geladenen Atom zu tun haben, addieren oder subtrahieren Sie die Elektronen wie folgt: Fügen Sie ein Elektron für jede negative Ladung hinzu und subtrahieren Sie eines für jede positive Ladung.

Zum Beispiel: Ein Natriumatom mit einer Ladung von -1 hat dann ein zusätzliches Elektron hinzugefügt zu die Ordnungszahl von 11. Dieses Natriumatom hat also insgesamt 12 Elektronen.

3. Merken Sie sich die grundlegende Liste der Orbitale. Wenn ein Atom Elektronen aufnimmt, füllen sie verschiedene Orbitalsätze in einer festen Reihenfolge. Jedes Orbital enthält, wenn es voll ist, eine feste Anzahl von Elektronen. Die Umlaufformen sind:

Das s-Orbital (beliebige Zahl in der Elektronenkonfiguration gefolgt von a "S") enthält ein einzelnes Orbital, und wegen der Pauli .`s Ausschlussprinzip wir wissen, dass ein einzelnes Orbital maximal 2 Elektronen aufnehmen kann, also kann jede Orbitalform 2 Elektronen aufnehmen.

Das p-Orbital enthält 3 Orbitale, kann also insgesamt 6 Elektronen aufnehmen.

Das d-Orbital enthält 5 Orbitale, kann also 10 Elektronen aufnehmen.

Das f-Orbital enthält 7 Orbitale, kann also 14 Elektronen aufnehmen.

4. Verstehen Sie die Notation einer Elektronenkonfiguration. Elektronenkonfigurationen werden so notiert, dass klar ist, wie viele Elektronen im Atom vorhanden sind und wie viele Elektronen sich in jedem Orbital befinden. Ein Orbital hat eine feste Schreibweise mit der Anzahl der Elektronen in Hochstellung nach dem Namen des Orbitals. Die endgültige Elektronenkonfiguration besteht aus einer Reihe von Orbitalformen und hochgestellten Zeichen.

Zum Beispiel eine einfache Elektronenkonfiguration: 1s 2s 2p. Diese Konfiguration zeigt an, dass es zwei Elektronen in der 1s-Orbitalform, zwei Elektronen in der 2s-Orbitalform und sechs Elektronen in der 2p-Orbitalform gibt. 2 + 2 + 6 = 10 Elektronen insgesamt. Dies ist die Elektronenkonfiguration eines ungeladenen Neonatoms (Ne; Ordnungszahl 10.)

5. Lerne die Reihenfolge der Orbitale.Beachten Sie, dass die Orbitalformen nach der Elektronenhülle nummeriert sind, aber nach Energieniveau geordnet sind. Zum Beispiel hat eine vollständig gefüllte 4s weniger Energie (oder weniger Potenzial) als eine teilweise gefüllte oder gefüllte 3d, also liegt die 4s-Schale vorne. Wenn man die Reihenfolge der Orbitale kennt, ist es nicht schwer, sie nach der Anzahl der Elektronen im Atom zu füllen. Die Reihenfolge, in der die Orbitale gefüllt werden, ist wie folgt: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p.

Eine Elektronenkonfiguration eines Atoms, in dem jedes Orbital vollständig ausgefüllt ist, wird wie folgt geschrieben: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d7p

Beachten Sie, dass in der obigen Liste, wenn alle Schalen gefüllt sind, dies die Elektronenkonfiguration von Ununoctium (Uuo; Ordnungszahl 118) ist, die höchste Zahl im Periodensystem - diese Elektronenkonfiguration enthält also jede jetzt bekannte Elektronenschale in einem ungeladenen Atom.

6. Fülle die Orbitale entsprechend der Anzahl der Elektronen in deinem Atom. Wenn wir zum Beispiel die Elektronenkonfiguration eines ungeladenen Calciumatoms schreiben wollten, würden wir damit beginnen, die Ordnungszahl im Periodensystem nachzuschlagen. Die Ordnungszahl von Calcium ist 20, also schreiben wir eine Konfiguration für dieses Atom mit 20 Elektronen in der oben gezeigten Reihenfolge.

Füllen Sie die Orbitale mit Elektronen in der obigen Reihenfolge, bis Sie zwanzig . erreichen. Das 1s-Orbital bekommt zwei Elektronen, das 2s bekommt zwei, das 2p bekommt sechs, das 3s bekommt zwei, das 3p bekommt 6 und das 4s bekommt 2 (2 + 2 + 6 +2 +6 + 2 = 20.) Die Elektronenkonfiguration für Calcium ist also: 1s 2s 2p 3s 3p 4s.

Hinweis: Das Energieniveau ändert sich, wenn Sie aufsteigen. Wenn Sie beispielsweise im Begriff sind, zum 4. Energieniveau überzugehen, sind es 4 Sekunden, nachher 3d. Nach der vierten Ebene geht es weiter mit der fünften Ebene, wo die normale Reihenfolge wieder aufgenommen wird. Dies geschieht erst nach der 3. Energiestufe.

7. Verwenden Sie das Periodensystem als visuelle Hilfe. Sie haben vielleicht bemerkt, dass die Ordnung des Periodensystems der Ordnung der Orbitalformen in Elektronenkonfigurationen entspricht. Atome in der zweiten Spalte von links enden beispielsweise immer mit "S", Atome ganz rechts im schmalen Mittelteil enden immer in "D," etc. Verwenden Sie das Periodensystem als visuelle Anleitung, um Konfigurationen zu notieren – die Reihenfolge, in der Sie den Orbitalen Elektronen hinzufügen, entspricht der Position im Periodensystem des Periodensystems. Schauen Sie sich Folgendes gut an:

Die beiden Spalten ganz links sind eine Darstellung von Atomen, deren Elektronenkonfigurationen in s-Orbitalen enden, der rechte Block dieser Tabelle ist eine Darstellung von Atomen, deren Konfigurationen in p-Orbitalen enden, der mittlere Teil, die Atome, die in einem d-Orbital enden, und der untere Bereich, Atome, die in f-Orbitalen enden.

Berücksichtigen Sie beispielsweise beim Aufschreiben einer Elektronenkonfiguration für Chlor (Cl): "Dieses Atom befindet sich in der dritten Reihe (oder "Zeitspanne") des Periodensystems. Es steht auch in der fünften Spalte der Gruppe der p-Orbitale. Diese Elektronenkonfiguration endet also in ...3p

Hinweis - die Gruppen von d- und f-Orbitalen in der Tabelle entsprechen Energieniveaus, die sich von der Periode unterscheiden, in der sie sich befinden. Zum Beispiel entspricht die erste Reihe der Orbitale der Gruppe d dem 3d-Orbital, auch wenn sie in Periode 4 liegt, während die erste Reihe der f-Orbitale dem 4f-Orbital entspricht, obwohl sie sich in der sechsten Periode befindet.

8. Lernen Sie die Kurzschrift zum Schreiben langer Elektronenkonfigurationen. Die Atome auf der rechten Seite des Periodensystems werden als bezeichnet Edelgase. Diese Elemente sind sehr stabil. Um das Notieren einer langen Elektronenkonfiguration zu verkürzen, schreiben Sie das chemische Symbol des nächsten Gases mit weniger Elektronen als Ihr Atom in eckige Klammern und fahren Sie dann mit der Elektronenkonfiguration für die folgenden Orbitalformen fort. Siehe unten:

Um dieses Konzept gut zu verstehen, ist es hilfreich, ein Beispiel für eine Konfiguration aufzuschreiben. Schreiben wir die Konfiguration von Zink (Ordnungszahl 30) in der abgekürzten Schreibweise für ein Edelgas. Die vollständige Elektronenkonfiguration von Zink ist: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d. Beachten Sie jedoch, dass 1s 2s 2p 3s 3p die Konfiguration des Edelgases Argon ist. Ersetzen Sie diesen Teil der Zinknotation einfach durch das chemische Symbol von Argon in eckigen Klammern ([Ar].)

Die abgekürzte Notation der Elektronenkonfiguration von Zink kann also geschrieben werden als [Ar]4s 3d.

Methode 2 von 2: Methode 2: Verwenden Sie ein ADOMAH-Periodensystem

1. Das Periodensystem von ADOMAH verstehen. Bei dieser Methode, Elektronenkonfigurationen zu notieren, muss man sich nicht viel merken. Es erfordert jedoch ein anders angeordnetes Periodensystem, denn innerhalb des traditionellen Periodensystems entsprechen die Elektronenschalen ab der vierten Reihe nicht den Periodenzahlen. Versuchen Sie, ein Beispiel für dieses von Valery Tsimmerman entworfene System online zu finden. Das ist sicher kein Problem.

Innerhalb des Periodensystems von ADOMAH stehen die Reihen für Elementgruppen wie Halogene, Edelgase, Alkalimetalle usw.Die Spalten entsprechen den Elektronenschalen und die „Kaskaden“ (diagonalen Linien, die s,p,d und f Gruppen verbinden) entsprechen den Perioden.
Helium ist jetzt neben Wasserstoff, weil beide durch das 1s-Orbital gekennzeichnet sind. Die Punkte (s,p,d und f) stehen rechts und die Schalennummern unten in der Tabelle. Die Elemente sind in Kästchen mit den Nummern 1 bis 120 aufgeführt. Diese Zahlen stehen für die gewöhnlichen Ordnungszahlen und geben die Anzahl der Elektronen in einem neutralen Atom an.

2. Suchen Sie in der ADOMAH-Tabelle nach Ihrem Atom. Um die Elektronenkonfiguration eines Elements aufschreiben zu können, suchen Sie im ADOMAH-Periodensystem nach seinem Symbol und streichen Sie alle Elemente mit höheren Ordnungszahlen durch. Wenn Sie beispielsweise die Elektronenkonfiguration von Erbium (68) wissen möchten, kreuzen Sie die Elemente 69 bis 120.

Gehen Sie zu den Zahlen 1 bis 8 am unteren Rand (der Basis) der Tabelle. Dies sind die Zahlen der Elektronenschalen oder der Spalten. Ignoriere die durchgestrichenen Spalten. Die für Erbium verbleibenden Spalten sind 1,2,3,4,5 und 6.

3. Zähle die Orbitale bis zu deinem Atom. Indem Sie sich die Symbolgruppe auf der rechten Seite der Tabelle (s, p, d und f) und die Spaltennummern am unteren Rand der Tabelle ansehen und die diagonalen Linien zwischen ihnen ignorieren, können Sie die Spalten in Gruppen aufteilen und Liste von unten nach oben. Ignoriere auch hier die Blöcke, bei denen alle Elemente durchgestrichen sind. Notieren Sie die Spaltengruppen, beginnend mit der Spaltennummer gefolgt vom Gruppensymbol, wie folgt: 1s2s2p3s3p3d4s4p4d4f5s5p6s (bei Erbium).

Hinweis: Die obige Elektronenkonfiguration von Er (Erbium) ist in der Reihenfolge aufsteigender Schalenzahlen aufgeführt. Es kann auch in der Reihenfolge der Orbitale geschrieben werden. Folgen Sie einfach den Kaskaden von oben nach unten, anstatt den Spalten, wenn Sie die Spaltengruppen aufschreiben: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s4d 5p 6s 4f.

4. Zählen Sie die Elektronen jeder Orbitalform. Zähle die nicht durchgestrichenen Elemente in jeder Spaltengruppe, nimm ein Elektron pro Element und schreibe die Zahl neben die Gruppensymbole jeder Spaltengruppe, wie folgt: 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 6s. Dies ist die Elektronenkonfiguration von Er (Erbium) aus unserem Beispiel.

5. Kennen Sie die unregelmäßigen Elektronenkonfigurationen. Es gibt achtzehn Ausnahmen von den Elektronenkonfigurationen in Atomen des niedrigsten Energieniveaus, auch bekannt als Grundzustand. Diese weichen für die letzten zwei oder drei Elektronenpositionen von der allgemeinen Regel ab. In diesen Fällen halten die tatsächlichen Elektronenkonfigurationen die Elektronen auf einem niedrigeren Energieniveau als in einer Standardkonfiguration dieses Atoms. Die unregelmäßigen Atome sind:

cr(..., 3d5, 4s1); Cu(..., 3d10, 4s1); Achtung(..., 4d4, 5s1); mo(..., 4d5, 5s1); ru(..., 4d7, 5s1); Rh(..., 4d8, 5s1); pd(..., 4d10, 5s0); Ag(..., 4d10, 5s1); La(..., 5d1, 6s2); Ce(..., 4f1, 5d1, 6s2); Gott(..., 4f7, 5d1, 6s2); au(..., 5d10, 6s1); ac(..., 6d1, 7s2); aber(..., 6d2, 7s2); pa(..., 5f2, 6d1, 7s2); SIE(..., 5f3, 6d1, 7s2); np(..., 5f4, 6d1, 7s2) und cm(..., 5f7, 6d1, 7s2).

Tipps

Um die Ordnungszahl eines Atoms zu finden, wenn es in Form einer Elektronenkonfiguration geschrieben ist, addieren Sie alle Zahlen, die nach den Buchstaben (s, p, d und f) kommen. Dies funktioniert nur an einem neutralen Atom, nicht an einem Ion, und Sie müssen alle verlorenen oder hinzugefügten Elektronen subtrahieren oder hinzufügen.
Die Zahl nach dem Buchstaben ist eigentlich hochgestellt, also machen Sie keinen Fehler mit einem Test.
Es gibt keine "Stabilität einer halb gefüllten" Unterebene. Das ist zu einfach. Die Stabilität liegt daran, dass jedes Orbital nur von einem Elektron besetzt ist, sodass die Elektron-Elektron-Abstoßung minimal ist.
Jedes Atom möchte in einen stabilen Zustand zurückkehren, und die stabilsten Konfigurationen haben vollständig gefüllte s- und p- (s2 und p6)-Orbitale. Die Edelgase haben diese Konfiguration, deshalb sind sie fast nie reaktiv und stehen auf der rechten Seite des Periodensystems. Wenn also eine Konfiguration mit 3p endet, braucht sie nur noch zwei Elektronen mehr, um stabil zu werden (der Verlust von sechs Elektronen, einschließlich des s-Orbitals, erfordert mehr Energie, daher ist es einfacher, vier zu verlieren). Und wenn eine Konfiguration mit 4d endet, muss sie nur noch drei weitere Elektronen verlieren, um in einen stabilen Zustand zu gelangen. Es gilt auch, dass halbgefüllte Schalen (s1, p3, d5..) sind stabiler als beispielsweise p4 oder p2; s2 und p6 werden noch stabiler.
Wenn das Atom ein Ion ist, bedeutet dies, dass die Anzahl der Protonen nicht gleich der Anzahl der Elektronen ist. Die Ladung des Atoms wird dann meist in der oberen rechten Ecke des Symbols angezeigt. Ein Antimonatom mit einer Ladung +2 hat also eine Elektronenkonfiguration von 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p. Beachten Sie, dass 5p in 5p geändert wurde. Beachten Sie dies, wenn die Konfiguration eines ungeladenen Atoms in etwas anderem als einem s- und p-Orbital endet. Wenn Sie Elektronen entfernen, können Sie dies nur an den Valenzorbitalen (den s- und p-Orbitalen) tun. Wenn also eine Konfiguration mit 4s 3d endet und die Ladung des Atoms um +2 zunimmt, dann ändert sich die Konfiguration so, dass sie mit 4s 3d . endet. Denken Sie daran, dass 3dnicht ändert, aber dass das s-Orbital seine Elektronen verliert.
Es gibt Umstände, in denen ein Elektron ein höheres Niveau erreicht. Wenn ein Orbital nur noch ein Elektron davon entfernt ist, halb oder vollständig gefüllt zu sein, entferne ein Elektron aus dem nächsten s- oder p-Orbital und bewege es in das Orbital, das dieses Elektron benötigt.
Sie können auch die Elektronenkonfiguration eines Elements aufschreiben, indem Sie einfach seine Valenzkonfiguration, das letzte s- und p-Orbital, aufschreiben. Die Valenzkonfiguration von Antimon wird dann 5s 5p.
Ionen sind nicht gleich, aber viel schwieriger. Überspringe zwei Ebenen und folge dann dem gleichen Muster, je nachdem, wo du angefangen hast und wie viele Elektronen du hast.