Elektronkonfigurasie

Atomiese en molekulêre elektronorbitale

Elektronkonfigurasie is die rangskikking van elektrone in 'n atoom, molekule of ander struktuur. Dit verwys spesifiek na die plasing van elektrone in atoom-, molekulêre- en ander vorme van elektronorbitale.

Orbitale, toestande en golffunksies

Aangesien elektrone fermione is, is hulle onderhewig aan die uitsluitingsbeginsel van Pauli, wat bepaal dat geen twee fermione terselfdertyd dieselfde kwantumtoestand kan beklee nie. Dit is die fundamentele basis vir die konfigurasie van elektrone in 'n atoom: wanneer 'n toestand deur 'n elektron beset word, moet die volgende elektron 'n verskillende kwantummeganiese toestand beset.

In 'n atoom word daar na die gestadigde toestand van 'n elektron se golffunksie Ψ (d.w.s. Die toestande wat die eigentoestande van die Schrödinger-vergelyking HΨ = EΨ waar H die Hamiltonian is) verwys as die (molekulêre) orbitale wat analoog is aan die klassieke beeld van elektronpartikels wat rondom 'n kern wentel. In die algemeen verteenwoordig 'n orbitaal die gebied waar daar verwag word 'n elektron kan bestaan (met 'n ~90% waarskynlikheid). Hierdie toestand het vier hoof kwantumgetalle: n, l,m_l en m_s en volgens die Pauli beginsel mag geen twee elektrone dieselfde waardes deel vir al vier getalle nie. Die belangrikste van hierdie getalle is n en l.

Hoekmomentum (l)

Die tweede kwantumgetal l stem ooreen met die hoekmomentum van die toestand. Hierdie toestande neem die vorm van sferiese harmonieë aan en word dus beskryf deur Legendrepolinome. Die verskeie toestande wat ooreenstem met verskillende waardes van l word somtyds sub-skille genoem en (hoofsaaklik vir geskiedkundige redes) na verwys deur 'n letter as volg:

l waarde	Letter	Maksimum aantal elektrone in skil
0	s	2
1	p	6
2	d	10
3	f	14
4	g	18

Geskiedkundige nota: Die name 's', 'p', 'd' en 'f' het sy oorsprong in die gediskrediteerde stelsel waar spektraallyne in Engels gekategoriseer was as "strong", "principal", "diffuse", of "fundamental". Toe die eerste vier tipe orbitale beskryf is, is hulle geassosieer met hierdie spektraallyn tipes, die opvolgende toekennings is toe eenvoudig gedoen deur die alfabet te gebruik en daarom is hulle 'g' en 'h' onderskeidelik genoem.

Elkeen van die verskillende hoekmomentum-toestande kan 2(2l + 1) elektrone opneem. Dit is so aangesien die derde kwantumgetal m_l ('n mens kan daaraan dink as 'n gekwantumifiseerde projeksie van die hoekmomentum op die z-as, al is dit so effe verkeerd) vanaf −l tot l in heelgetal eenhede loop en is daar dus 2l+1 moontlike toestande. Elke afsonderlike nlm_l toestand kan deur twee elektrone beset word met teenoorgestelde spin (bepaal deur die kwantumgetal m_s), wat 2(2l+1) elektrone in totaal lewer. Toestande met 'n hoër l waarde as wat in die tabel gegee word is heeltemal toelaatbaar volgens die teorie, maar hierdie waardes dek al die grondtoestand atome wat tot dusver ontdek is.

Vir 'n gegewe waarde van n kan die moontlike waardes vir l wissel van 0 tot n −1; daarom bevat die skil waar n = 1 slegs 'n s sub-skil en kan slegs 2 elektrone opneem, die n = 2 skil bevat 'n s en 'n p sub-skil en kan 8 elektrone in totaal bevat, die n = 3 skil bevat s, p en d sub-skille en kan 'n maksimum van 18 elektrone opneem ensovoorts (algemeen gesproke is die maksimum aantal elektrone op die nde energievlak gelyk aan 2n²). Die volgende berekening lewer die presiese resultaat:

$\sum _{l=0}^{n-1}2(2l+1)\ =\ 4\sum _{l=0}^{n-1}l+2\sum _{l=0}^{n-1}1\ =\ 4{\frac {n}{2}}(n-1)+2n\ =\ 2n^{2}$.

In die grondtoestand van 'n atoom word die toestande gevul in volgorde van toenemende energie; d.w.s die eerste elektron gaan in die laagste energietoestand in, die tweede in die volgende laagste ensovoorts. Die feit dat die 3d toestand 'n hoër energie het as die 4s toestand, maar laer as die 4p toestand is die rede vir die bestaan van die oorgangsmetale. Die volgorde waarin die toestande opgevul word is as volg:

1s
2s           2p
3s           3p
4s        3d 4p
5s        4d 5p
6s     4f 5d 6p
7s     5f 6d 7p
8s  5g 6f 7d 8p
…

Dit lei direk tot die struktuur van die periodieke tabel. Die chemiese eienskappe van 'n atoom word hoofsaaklik bepaal deur die rangskikking van die elektrone in die buitenste (valensie) skil (alhoewel ander faktore soos atoomradius, atoommassa en toenemende toeganklikheid van addisionele elektroniese toestande ook bydra tot die chemie van die elemente soos die atoom grootte toeneem).

Soos die gewig van die elemente toeneem, vind 'n mens ooreenkomste in die rangskikking van die buitenste skil elektrone (die wat meer geredelik toeganklik is om aan chemiese reaksies deel te neem) in soverre hulle in dieselfde tipe orbitaal voorkom met 'n soortgelyke vorm maar met toenemende hoër energie en gemiddelde afstand vanaf die kern. Die buitenste skil (of valensie) elektrone van die eerste groep wat deur waterstof vooruitgegaan word, het almal een elektron in 'n s-orbitaal. In waterstof is daardie s-orbitaal in die laagste moontlike energietoestand van enige atoom, die eerste skil orbitaal. In frankium, die swaarste element van die groep, is die buitenste skil elektron in die sewende skil orbitaal, betekenisvol verder weg van die kern as daardie elektrone wat die skille met laer energie daaronder vul. So het koolstof en lood dan ook beide vier elektrone in hulle buitenste skil orbitale.

Vanweë die belangrikheid van die buitenste skil, word die verskillende areas van die periodieke tabel somtyds na verwys as periodieke tabel blokke, wat dan vernoem word na die sub-skil waarin die laaste elektrone voorkom, bv. Die s-blok, die p-blok, die d-blok ens.

Atoomkonfigurasies

As voorbeeld van die notasie wat algemeen gebruik word om die elektronkonfigurasie van 'n atoom in sy grondtoestand aan te dui kan ons byvoorbeeld silikon (atoomgetal 14) se konfigurasie as volg aandui: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p² Die getalle is die skil nommer, n; die letter verwys na die hoekmomentum-toestand, soos hierbo aangedui, en die getalle in die boskrifte dui die aantal elektrone in daardie toestand van die atoom waarop dit betrekking het, aan. 'n Selfs eenvoudiger metode is om eenvoudig die getal elektrone in elke skil neer te skrywe, bv. (weer vir Si): 2-8-4.

Hierdie konfigurasie is die grondtoestand: die een wat die laagste energie het. Ander konfigurasies kan tydelik optree maar hulle het 'n hoër energie en sal dit byvoorbeeld as 'n foton afgee en na die grondtoestand terugval.

Daar is twee hoof maniere om die elektronkonfigurasie te skryf. Een is om die hele konfigurasie uit te skryf, soos in die voorbeeld 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p². Die ander is 'n snelskrif metode wat van die edelgasse gebruik maak as beginpunt (d.w.s alle elemente met atoomgetalle groter as die edelgas aangedui het dieselfde elektronkonfigurasie tot en met daardie edelgas). Argon se konfigurasie word dus aangedui as [Ne]3s²3p⁶ volgens hierdie notasie.

Daar kom ook van die uitsonderings in die tabel voor. Byvorbeeld Zn se grondtoestand het 'n atoomkonfigurasie [Ar]4s²3d¹⁰, maar vir koper, wat 'n elektron minder het is [Ar]4s²3d⁹ nie die grondtoestand nie. Die konfigurasie [Ar]4s¹3d¹⁰ het 'n effens laer energie. Die rede daarvoor is dat die volle 3d¹⁰-subskil beter ander elektrone afskerm as 'n onvolledig gevulde 3d⁹-skil. Omrede die elektrone mekaar afstoot is hulle energie effens van hierdie afskermingseffekte afhankelik. Dieselfde fenomeen tree by silwer en chroom op.

Maar vir talle elemente is die atoom se grondtoestandkonfigurasie eintlik 'n taamlik teoretiese saak. Die edelgasse kom as geïsoleerde atome voor, maar vir 'n element as wolfram kan dit nie gesê word nie. Dit het 'n uiters hoë kookpunt -die temperatuur waarby die atom die bindings met hulle bure verbreek- en by hierdie temperature is dalk 'n atoom nie meer in sy grondtoestand nie. Op aarde is wolfram 'n metaal en dit verander die golffunksie van die valenselektrone baie.

Ioonkonfigurasies

Wat groter praktiese waarde het is om die ioonkonfigurasies te kan bepaal. Hierdie ione word in oplossings of in vastestowwe met ioonbinding dikwels aangetref.

Ione het elektrone meer of minder as die atoom, maar die atoomgetal (die kernlading Z) bly dieselfde. Die konfigurasie van byvoorbeeld 'n Ti³⁺-ioon is daarom nie dieselfde as van 'n kaliumatoom ([Ar]4s¹)nie , wat dieselfde aantal elektrone, maar 'n ander kernlading het. Die titaanatoom verloor die twee s-elektrone en een van die twee d-elektrone en kry die konfigurasie ([Ar]3d¹).

Om uit die periodieke tabel 'n ioonkonfigurasie te bepaal moet mens:

1. eers die juiste atoomkonfigurasie in die grondtoestand bepaal
2. die juiste getal elektrone verwyder volgens hierdie reëls:
   1. verwyder eers onvolledig gevulde p-elektrone
   2. verwyder daarna s-elektrone
   3. verwyder dan d-elektrone
   4. verwyder f-elektrone die laaste.

Voorbeelde:

Tl⁺:

1. eers die talliumgrondtoestand bepaal:

   [Xe]6s²5d¹⁰4f¹⁴6p¹

2. verwyder een p-elektron

   [Xe]6s²5d¹⁰4f¹⁴6p¹ → [Xe]6s²5d¹⁰4f¹⁴

Tl³⁺:

1. eers die talliumgrondtoestand bepaal:

   [Xe]6s²5d¹⁰4f¹⁴6p¹

2. verwyder die een p-elektron, dan beide s-elektrone. Die d- en f-elektrone bly bewaar.

   [Xe]6s²5d¹⁰4f¹⁴6p¹ → [Xe]5d¹⁰4f¹⁴

V²⁺:

1. eers die vanadiumgrondtoestand bepaal:

   [Ar]4s²3d³

2. daar is geen p-elektrone nie, verwyder daarom twee s elektrone

   [Ar]4s²3d³ → [Ar]3d³

Molekuulkonfigurasies

In molekules is die situasie meer ingewikkeld: sien molekulêre orbitale vir besonderhede. Soortgelyke maar nie identiese argumente kan op die protone en neutrone in die atoomkern toegepas word: sien die skilmodel van kernfisika.

Kyk ook

• Boeyens, J. C. A. (2008). Chemistry from first principles. Dordrecht London: Springer. ISBN 978-1-4020-8546-8. OCLC 288474998.

• HOMO/LUMO
• Periodieke tabel (elektronkonfigurasies)
• Atoomorbitaal