Was ist die externe elektronische Konfiguration?

Die elektronische Konfiguration, auch elektronische Struktur genannt, ist die Anordnung von Elektronen in Energieniveaus um einen Atomkern.

Nach dem alten Atommodell von Bohr besetzen die Elektronen mehrere Ebenen in Umlaufbahnen um den Kern, von der ersten Schicht, die dem Kern am nächsten liegt, K, bis zur siebten Schicht, Q, die am weitesten vom Kern entfernt ist.

Im Sinne eines verfeinerten quantenmechanischen Modells sind die KQ-Schichten in eine Reihe von Orbitalen unterteilt, von denen jedes nicht mehr als ein Elektronenpaar aufnehmen kann (Encyclopædia Britannica, 2011).

Üblicherweise wird die elektronische Konfiguration verwendet, um die Orbitale eines Atoms in seinem Grundzustand zu beschreiben, sie kann jedoch auch verwendet werden, um ein Atom darzustellen, das in einem Kation oder Anion ionisiert wurde, um den Verlust oder Gewinn von Elektronen in ihren jeweiligen Orbitalen zu kompensieren.

Viele der physikalischen und chemischen Eigenschaften der Elemente können mit ihren einzigartigen elektronischen Konfigurationen korreliert werden. Die Valenzelektronen, die Elektronen in der äußersten Schicht, sind der bestimmende Faktor für die einzigartige Chemie des Elements.

Grundbegriffe elektronischer Konfigurationen

Bevor man die Elektronen eines Atoms den Orbitalen zuordnet, muss man sich mit den Grundkonzepten elektronischer Konfigurationen vertraut machen. Jedes Element des Periodensystems besteht aus Atomen, die sich aus Protonen, Neutronen und Elektronen zusammensetzen.

Elektronen weisen eine negative Ladung auf und befinden sich um den Atomkern in den Orbitalen des Elektrons, definiert als das Raumvolumen, in dem sich das Elektron mit einer Wahrscheinlichkeit von 95% befindet.

Die vier verschiedenen Arten von Orbitalen (s, p, d und f) haben unterschiedliche Formen, und ein Orbital kann maximal zwei Elektronen enthalten. Die p, dyf-Orbitale haben unterschiedliche Unterebenen, daher können sie mehr Elektronen enthalten.

Wie angegeben, ist die elektronische Konfiguration jedes Elements für seine Position im Periodensystem eindeutig. Das Energieniveau wird durch die Periode und die Anzahl der Elektronen durch die Ordnungszahl des Elements bestimmt.

Orbitale mit unterschiedlichen Energieniveaus sind einander ähnlich, nehmen jedoch unterschiedliche Bereiche im Raum ein.

Das 1s-Orbital und das 2s-Orbital haben die Eigenschaften eines Orbitals (Radialknoten, Kugelvolumenwahrscheinlichkeiten, sie können nur zwei Elektronen usw. enthalten). Da sie sich jedoch in verschiedenen Energieniveaus befinden, besetzen sie verschiedene Räume um den Kern herum. Jedes Orbital kann durch bestimmte Blöcke im Periodensystem dargestellt werden.

Der Block s ist der Bereich der Alkalimetalle einschließlich Helium (Gruppen 1 und 2), der Block d sind die Übergangsmetalle (Gruppen 3 bis 12), der Block p sind die Elemente der Hauptgruppe der Gruppen 13 bis 18, Und Block f sind die Lanthanoid- und Actinoid-Reihen (Faizi, 2016).

Abbildung 1: Elemente des Periodensystems und ihre Perioden, die je nach Energieniveau der Orbitale variieren.

Prinzip des Aufbaus

Aufbau kommt vom deutschen Wort "Aufbauen", was "bauen" bedeutet. Im Wesentlichen konstruieren wir beim Schreiben von Elektronenkonfigurationen Elektronenorbitale, wenn wir uns von einem Atom zum anderen bewegen.

Während wir die elektronische Konfiguration eines Atoms schreiben, füllen wir die Orbitale in aufsteigender Reihenfolge der Ordnungszahl.

Das Prinzip des Aufbaus geht auf das Pauli-Ausschlussprinzip zurück, das besagt, dass ein Atom keine zwei Fermionen (z. B. Elektronen) enthält. Sie können den gleichen Satz von Quantenzahlen haben, so dass sie sich bei höheren Energieniveaus "stapeln" müssen.

Wie sich Elektronen anreichern, ist Gegenstand von Elektronenkonfigurationen (Aufbau Principle, 2015).

Stabile Atome haben so viele Elektronen wie Protonen im Kern. Nach vier Grundregeln, dem Aufbau-Prinzip, sammeln sich Elektronen in Quantenorbitalen um den Kern.

1. Es gibt keine zwei Elektronen im Atom, die die gleichen vier Quantenzahlen n, l, m und s haben.
2. Die Elektronen besetzen zuerst die Orbitale des niedrigsten Energieniveaus.
3. Die Elektronen füllen die Orbitale immer mit der gleichen Spinzahl. Wenn die Orbitale voll sind, beginnt es.
4. Die Elektronen füllen die Orbitale mit der Summe der Quantenzahlen n und l. Orbitale mit gleichen Werten von (n + 1) werden zuerst mit den Werten von n niedriger gefüllt.

Die zweite und vierte Regel sind grundsätzlich gleich. Ein Beispiel für Regel vier wären die 2p- und 3s-Orbitale.

Ein 2p-Orbital ist n = 2 und l = 2 und ein 3s-Orbital ist n = 3 und l = 1. (N + l) = 4 in beiden Fällen, aber das 2p-Orbital hat die niedrigste Energie oder den niedrigsten Wert n und wird vor dem gefüllt 3s Schicht.

Glücklicherweise kann das in Abbildung 2 gezeigte Moeller-Diagramm zum Füllen von Elektronen verwendet werden. Der Graph wird durch Ausführen der Diagonalen von 1s gelesen.

Abbildung 2: Moeller-Diagramm zum Befüllen der elektronischen Konfiguration.

Abbildung 2 zeigt die Atomorbitale und die Pfeile folgen dem zu verfolgenden Pfad.

Jetzt, da bekannt ist, dass die Reihenfolge der Orbitale voll ist, bleibt nur noch die Speicherung der Größe jedes Orbitals.

S-Orbitale haben 1 möglichen Wert von _ml, um 2 Elektronen zu enthalten

P-Orbitale haben 3 mögliche Werte von _ml, um 6 Elektronen zu enthalten

D-Orbitale haben 5 mögliche Werte von _ml, um 10 Elektronen zu enthalten

F-Orbitale haben 7 mögliche Werte von _ml, um 14 Elektronen zu enthalten

Dies ist alles, was benötigt wird, um die elektronische Konfiguration eines stabilen Atoms eines Elements zu bestimmen.

Nehmen Sie zum Beispiel das Stickstoffelement. Stickstoff hat sieben Protonen und damit sieben Elektronen. Das erste zu füllende Orbital ist das 1s-Orbital.

Ein Orbital hat zwei Elektronen, so dass noch fünf Elektronen übrig sind. Das nächste Orbital ist das 2s-Orbital und enthält die nächsten beiden. Die drei letzten Elektronen gelangen in das 2p-Orbital, das bis zu sechs Elektronen enthalten kann (Helmenstine, 2017).

Bedeutung der externen elektronischen Konfiguration

Elektronenkonfigurationen spielen eine wichtige Rolle bei der Bestimmung der Eigenschaften von Atomen.

Alle Atome derselben Gruppe haben die gleiche äußere elektronische Konfiguration mit Ausnahme der Ordnungszahl n, weshalb sie ähnliche chemische Eigenschaften haben.

Zu den Schlüsselfaktoren, die die atomaren Eigenschaften beeinflussen, gehören die Größe der größten besetzten Orbitale, die Energie der Orbitale höherer Energie, die Anzahl der Umlaufbahnlücken und die Anzahl der Elektronen in den Orbitalen höherer Energie (Elektronenkonfigurationen und die Eigenschaften von Atomen, SF).

Die meisten atomaren Eigenschaften können mit dem Grad der Anziehung zwischen Elektronen außerhalb des Kerns und der Anzahl der Elektronen in der äußersten Elektronenschicht, der Anzahl der Valenzelektronen, zusammenhängen.

Die Elektronen der äußeren Schicht sind diejenigen, die kovalente chemische Bindungen eingehen können, die die Fähigkeit besitzen, zu Kationen oder Anionen zu ionisieren, und die den chemischen Elementen den Oxidationszustand verleihen (Khan, 2014).

Sie bestimmen auch den Atomradius. Wenn n größer wird, nimmt der Atomradius zu. Wenn ein Atom ein Elektron verliert, kommt es aufgrund der Abnahme der negativen Ladung um den Kern zu einer Kontraktion des Atomradius.

Die Elektronen der äußeren Schicht sind diejenigen, die von der Valenzbindungstheorie, der Kristallfeldtheorie und der Molekülorbitaltheorie berücksichtigt werden, um die Eigenschaften der Moleküle und die Hybridisierungen der Bindungen zu erhalten (Bozeman Science, 2013).