Beispiel für eine elektronische Konfiguration

Das elektronische Konfiguration ist die Beschreibung, wie Elektronen in einem Atom organisiert sind. Es wurde ursprünglich von Niels Bohr im Jahr 1923 vorgeschlagen, der sich auf das Atommodell von Bohr stützte, um zu bestimmen, in welcher Reihenfolge und Menge die Elektronen an ihren jeweiligen Orbitalen angebracht waren.

Bis heute wird die Bohrsche Elektronenkonfiguration nicht mehr verwendet, da sie keinen Hinweis auf die Orbitale und die Energien gibt, die sie identifizierten. Erst Jahre später war die Verteilung der Elektronen in den Sublevels und Orbitalen eines Atoms endgültig geklärt. Die elektronische Konfiguration wurde durch die Möller-Diagramm, das ist die folgende Tabelle:

Die Notation der Elektronenkonfiguration verläuft diagonal von oben nach unten und von rechts nach links (schraffierte und weiße Felder folgen). Beim Schreiben dieser Sequenz bleibt:

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

Diese Reihe heißt Konstruktionsprinzip oder Aufbauprinzip. Die Elektronen eines Atoms werden auf alle Terme verteilt. Die Anzahl der Elektronen in einem Atom ist aus der Ordnungszahl bekannt, die durch den Buchstaben Z dargestellt wird. Wasserstoff hat zum Beispiel die Ordnungszahl 1, also hat er ein Elektron. Der für Calcium ist 20, hat also 20 Elektronen.

Um die Elektronenkonfiguration zu schreiben, schreiben Sie die Orbitalposition und als hochgestellt, die Anzahl der Elektronen was ist in diesem Orbital. Zunächst wird die Lokalisierung in die Form gebracht nl, d. h. die Hauptquantenzahl "n" gefolgt von der sekundären Quantenzahl "l" dieses Orbitals. Und als hochgestellt die Anzahl der Elektronen dort.

Jede Unterebene, die durch die Buchstaben dargestellt werden kann s, p, d,F, hat eine bestimmte Anzahl von Elektronen, die es enthalten kann:

• Das so es kann 2 Elektronen aufnehmen.
• Das p es kann 6 Elektronen aufnehmen.
• Das d es kann 10 Elektronen aufnehmen.
• Das F es kann 14 Elektronen aufnehmen.

Beispiele für Elektronenkonfiguration

• Wasserstoff (H) (Z = 1): 1s¹
• Helium (He) (Z = 2): 1s²
• Calcium (Ca) (Z = 20): 1s², 2s², 2 P⁶, 3s², 3p⁶, 4s²
• Cäsium (Cs) (Z = 55): 1s², 2s², 2 P⁶, 3s², 3p⁶, 4s², 3d¹⁰, 4p⁶, 5s², 4d¹⁰, 5 p⁶, 6s¹
• Francium (Fr) (Z = 87): 1s², 2s², 2 P⁶, 3s², 3p⁶, 4s², 3d¹⁰, 4p⁶, 5s², 4d¹⁰, 5 p⁶, 6s², 4f¹⁴, 5 Tage¹⁰, 6p⁶, 7s¹
• Eisen (Fe) (Z = 26): 1s², 2s², 2 P⁶, 3s², 3p⁶, 4s², 3d⁶
• Osmium (Os) (Z = 76): 1s², 2s², 2 P⁶, 3s², 3p⁶, 4s², 3d¹⁰, 4p⁶, 5s², 4d¹⁰, 5 p⁶, 6s², 4f¹⁴, 5 Tage⁶
• Quecksilber (Hg) (Z = 80): 1s², 2s², 2 P⁶, 3s², 3p⁶, 4s², 3d¹⁰, 4p⁶, 5s², 4d¹⁰, 5 p⁶, 6s², 4f¹⁴, 5 Tage¹⁰
• Cadmium (Cd) (Z = 48): 1s², 2s², 2 P⁶, 3s², 3p⁶, 4s², 3d¹⁰, 4p⁶, 5s², 4d¹⁰
• Zink (Zn) (Z = 30): 1s², 2s², 2 P⁶, 3s², 3p⁶, 4s², 3d¹⁰
• Silizium (Si) (Z = 14): 1s², 2s², 2 P⁶, 3s², 3p²
• Brom (Br) (Z = 35): 1s², 2s², 2 P⁶, 3s², 3p⁶, 4s², 3d¹⁰, 4p⁵
• Antimon (Sb) (Z = 51): 1s², 2s², 2 P⁶, 3s², 3p⁶, 4s², 3d¹⁰, 4p⁶, 5s², 4d¹⁰, 5 p³
• Iridium (Ir) (Z = 77): 1s², 2s², 2 P⁶, 3s², 3p⁶, 4s², 3d¹⁰, 4p⁶, 5s², 4d¹⁰, 5 p⁶, 6s², 4f¹⁴, 5 Tage⁷
• Kohlenstoff (C) (Z = 6): 1s², 2s², 2 P²
• Schwefel (S) (Z = 16): 1s², 2s², 2 P⁶, 3s², 3p⁴
• Xenon (Xe) (Z = 54): 1s², 2s², 2 P⁶, 3s², 3p⁶, 4s², 3d¹⁰, 4p⁶, 5s², 4d¹⁰, 5 p⁶
• Blei (Pb) (Z = 82): 1s², 2s², 2 P⁶, 3s², 3p⁶, 4s², 3d¹⁰, 4p⁶, 5s², 4d¹⁰, 5 p⁶, 6s², 4f¹⁴, 5 Tage¹⁰, 6p²
• Argon (Ar) (Z = 18): 1s², 2s², 2 P⁶, 3s², 3p⁶
• Kobalt (Co) (Z = 27): 1s², 2s², 2 P⁶, 3s², 3p⁶, 4s², 3d⁷