Elektronenconfiguratiecalculator

Resultaten

Zo gebruik je de elektronenconfiguratiecalculator

1. 1. Kies het element. Typ een symbool (Fe), een naam (ijzer) of een atoomnummer (26). Hoofdletters maken niet uit.
2. 2. Voeg een lading toe voor een ion. Schrijf die achter het symbool, zoals in Fe3+, Cl- of O2-, of gebruik het aparte veld voor de lading.
3. 3. Lees de configuraties. De volledige en de edelgasvorm worden getoond met echte exponenten, samen met het aantal elektronen, de ongepaarde elektronen, het magnetisme en de buitenste schil. Vink de opties aan om subschillen in vulvolgorde te schrijven of om alleen het buitenste deel van het diagram te tonen.
4. 4. Lees het orbitaaldiagram. Elk vakje is één orbitaal, met pijltjes voor de elektronen, gevuld volgens de regel van Hund. Atomen met ongepaarde elektronen zijn paramagnetisch; die zonder ongepaarde elektronen zijn diamagnetisch.

De vulregels

Drie principes beschrijven hoe elektronen orbitalen bezetten. Het Aufbauprincipe zegt dat elektronen de laagste beschikbare subschil vullen. Het uitsluitingsprincipe van Pauli zegt dat een orbitaal maximaal twee elektronen bevat, met tegengestelde spins. De regel van Hund zegt dat elektronen de orbitalen van een subschil één voor één bezetten, met parallelle spins, voordat een orbitaal een tweede elektron krijgt.

De Madelung-regel geeft de gebruikelijke volgorde: subschillen vullen op volgorde van toenemende n + l, en bij gelijke n + l eerst die met de laagste n. Dat geeft de bekende reeks hieronder. Een subschil bevat 2 (s), 6 (p), 10 (d) of 14 (f) elektronen.

1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p

s 2, p 6, d 10, f 14

Uitgewerkt voorbeeld: ijzer en zijn ionen

IJzer heeft 26 elektronen. Vullen in volgorde geeft 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d⁶, wat per schil geschreven wordt als 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d⁶ 4s². Door de argonkern 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ te vervangen door [Ar] krijg je de edelgasvorm [Ar] 3d⁶ 4s². In de 3d-subschil krijgen vijf orbitalen elk één elektron, en daarna wordt er één orbitaal gepaard, zodat er 4 ongepaarde elektronen overblijven; ijzer is daarom paramagnetisch. De buitenste schil is n = 4, met 2 elektronen.

Kationen verliezen eerst elektronen uit de buitenste schil, dus Fe²⁺ is [Ar] 3d⁶ en Fe³⁺ is [Ar] 3d⁵, een halfgevulde d-subschil met 5 ongepaarde elektronen. Dat is het omgekeerde van de vulvolgorde, waarin 4s vóór 3d vult, omdat het 4s-niveau zodra de 3d-elektronen aanwezig zijn het hogere niveau is.

Uitzonderingen op de vulvolgorde

Bij deze twintig elementen wijkt de gemeten grondtoestand af van wat de Madelung-regel voorspelt. De calculator neemt elke neutrale configuratie uit de tabel met grondniveaus van NIST, dus die klopt; de tabel zet de voorspelling naast de meting.

Bij chroom en koper liggen de 3d- en 4s-niveaus zo dicht bij elkaar dat een halfgevulde of volledig gevulde d-subschil de overhand krijgt. Palladium heeft helemaal geen 5s-elektron. De gevallen bij de lanthanoïden en actinoïden komen doordat 4f en 5d (of 5f en 6d) bijna even veel energie hebben. Dit is geen regel die je alleen uit de tabel van orbitalen kunt afleiden, en daarom komen de gegevens uit metingen.

Veelgestelde vragen

Hoe schrijf je de elektronenconfiguratie van een element?

Zoek het aantal elektronen (het atoomnummer voor een neutraal atoom) en vul de subschillen in de volgorde 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, enzovoort, tot de capaciteit van elke subschil is bereikt. Zwavel met 16 elektronen wordt bijvoorbeeld 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁴. Controleer de tabel met uitzonderingen voordat je bij overgangsmetalen op het patroon vertrouwt.

Wat is de edelgasafkorting voor een elektronenconfiguratie?

Die vervangt de binnenste elektronen door het symbool van het vorige edelgas tussen vierkante haken. Zwavel wordt [Ne] 3s² 3p⁴ en ijzer [Ar] 3d⁶ 4s². Het deel tussen haken moet een volledige edelgasconfiguratie zijn, dus de calculator kiest de grootste die past.

Waarom verliezen overgangsmetalen eerst 4s-elektronen en daarna 3d?

Zodra de 3d-subschil elektronen heeft, ligt hij lager in energie dan 4s, zodat de 4s-elektronen het buitenst zitten en het makkelijkst zijn te verwijderen. Daarom is Fe²⁺ [Ar] 3d⁶ en niet [Ar] 3d⁴ 4s².

Waarom zijn chroom en koper uitzonderingen?

Hun 3d- en 4s-subschillen liggen zo dicht bij elkaar in energie dat een halfgevulde (Cr, 3d⁵ 4s¹) of volledig gevulde (Cu, 3d¹⁰ 4s¹) d-subschil iets stabieler is dan de voorspelde opstelling. Hetzelfde effect veroorzaakt de uitzonderingen in de 4d-, 5d-, lanthanoïden- en actinoïdenreeksen.

Wat is de regel van Hund?

Elektronen vullen de orbitalen van een subschil eerst één voor één, met parallelle spins, voordat een orbitaal dubbel bezet raakt. Daarom nemen de drie 2p-elektronen van stikstof elk een eigen orbitaal, met 3 ongepaarde elektronen, en toont het orbitaaldiagram eerst losse pijltjes en pas daarna paren.

Hoe hangen ongepaarde elektronen samen met magnetisme?

Een atoom of ion met een of meer ongepaarde elektronen is paramagnetisch, wat betekent dat het in een magneetveld wordt aangetrokken. Een deeltje waarin alle elektronen gepaard zijn, is diamagnetisch en wordt licht afgestoten. Fe³⁺, met 5 ongepaarde elektronen, is sterk paramagnetisch; Zn²⁺, [Ar] 3d¹⁰, is diamagnetisch.

Wat is de elektronenconfiguratie van een anion?

Voeg de extra elektronen toe aan de volgende subschil in de vulvolgorde. Chloride, Cl⁻, heeft 18 elektronen, 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶, net als argon, dus wordt het geschreven als [Ar]. Oxide, O²⁻, is [Ne].