Elektroniskās konfigurācijas piemērs

The elektroniskā konfigurācija ir apraksts par to, kā elektroni ir sakārtoti atomā. Sākotnēji to 1923. gadā ierosināja Nīls Bohrs, kurš paļāvās uz Bora atomu modeli, lai noteiktu, kādā secībā un daudzumos elektroni ir piestiprināti attiecīgajām orbitālēm.

Līdz šai dienai Bora elektronu konfigurācija vairs netiek izmantota, jo tā nedod atsauci uz orbitālēm un enerģijām, kas tās identificēja. Pēc gadiem tika galīgi noteikts elektronu sadalījums atoma apakšlīmeņos un orbitālēs. Elektronisko konfigurāciju sāka regulēt Moellera diagramma, kas ir šāda tabula:

Elektronu konfigurācijas apzīmējums iet pa diagonāli, no augšas uz leju un no labās uz kreiso pusi (seko aizēnotas un baltas šūnas). Rakstot šo secību, tas paliek:

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

Šo sēriju sauc par konstrukcijas principu vai Aufbau princips. Atoma elektroni tiks sadalīti starp visiem terminiem. Elektronu skaits atomā ir zināms no atoma skaitļa, ko attēlo burts Z. Piemēram, ūdeņraža atomu skaits ir 1, tātad tam ir viens elektrons. Kalcijam ir 20, tātad tajā ir 20 elektroni.

Lai uzrakstītu elektronu konfigurāciju, jūs rakstāt orbītas atrašanās vieta un, kā a virsraksts, elektronu skaits kas tajā orbītā atrodas. Pirmkārt, lokalizācija tiek ievietota formā nl, tas ir, šīs orbitāles galvenais kvantu skaitlis "n", kam seko sekundārais kvantu skaitlis "l". Un kā virsraksts - elektronu skaits tur.

Katrs apakšlīmenis, kuru var attēlot ar burtiem s, p, d,F, ir noteikts elektronu skaits, ko tas var saturēt:

• The s tas var turēt 2 elektronus.
• The lpp tas var turēt 6 elektronus.
• The d tas var turēt 10 elektronus.
• The F tas var turēt 14 elektronus.

Elektronu konfigurācijas piemēri

• Ūdeņradis (H) (Z = 1): 1s¹
• Hēlijs (Viņš) (Z = 2): 1.s²
• Kalcijs (Ca) (Z = 20): 1.s², 2s², 2 P.⁶, 3s², 3p⁶, 4s²
• Cēzijs (Cs) (Z = 55): 1.s², 2s², 2 P.⁶, 3s², 3p⁶, 4s², 3d¹⁰, 4p⁶, 5s², 4d¹⁰, 5 lpp⁶, 6s¹
• Francio (Fr) (Z = 87): 1.s², 2s², 2 P.⁶, 3s², 3p⁶, 4s², 3d¹⁰, 4p⁶, 5s², 4d¹⁰, 5 lpp⁶, 6s², 4f¹⁴, 5 d¹⁰, 6p⁶, 7s¹
• Dzelzs (Fe) (Z = 26): 1.s², 2s², 2 P.⁶, 3s², 3p⁶, 4s², 3d⁶
• Osmijs (Os) (Z = 76): 1.s², 2s², 2 P.⁶, 3s², 3p⁶, 4s², 3d¹⁰, 4p⁶, 5s², 4d¹⁰, 5 lpp⁶, 6s², 4f¹⁴, 5 d⁶
• Dzīvsudrabs (Hg) (Z = 80): 1.s², 2s², 2 P.⁶, 3s², 3p⁶, 4s², 3d¹⁰, 4p⁶, 5s², 4d¹⁰, 5 lpp⁶, 6s², 4f¹⁴, 5 d¹⁰
• Kadmijs (Cd) (Z = 48): 1.s², 2s², 2 P.⁶, 3s², 3p⁶, 4s², 3d¹⁰, 4p⁶, 5s², 4d¹⁰
• Cinks (Zn) (Z = 30): 1.s², 2s², 2 P.⁶, 3s², 3p⁶, 4s², 3d¹⁰
• Silīcijs (Si) (Z = 14): 1.s², 2s², 2 P.⁶, 3s², 3p²
• Broms (Br) (Z = 35): 1.s², 2s², 2 P.⁶, 3s², 3p⁶, 4s², 3d¹⁰, 4p⁵
• Antimons (Sb) (Z = 51): 1.s², 2s², 2 P.⁶, 3s², 3p⁶, 4s², 3d¹⁰, 4p⁶, 5s², 4d¹⁰, 5 lpp³
• Irīdijs (Ir) (Z = 77): 1.s², 2s², 2 P.⁶, 3s², 3p⁶, 4s², 3d¹⁰, 4p⁶, 5s², 4d¹⁰, 5 lpp⁶, 6s², 4f¹⁴, 5 d⁷
• Ogleklis (C) (Z = 6): 1.s², 2s², 2 P.²
• Sērs (S) (Z = 16): 1.s², 2s², 2 P.⁶, 3s², 3p⁴
• Ksenons (Xe) (Z = 54): 1.s², 2s², 2 P.⁶, 3s², 3p⁶, 4s², 3d¹⁰, 4p⁶, 5s², 4d¹⁰, 5 lpp⁶
• Svins (Pb) (Z = 82): 1.s², 2s², 2 P.⁶, 3s², 3p⁶, 4s², 3d¹⁰, 4p⁶, 5s², 4d¹⁰, 5 lpp⁶, 6s², 4f¹⁴, 5 d¹⁰, 6p²
• Argons (Ar) (Z = 18): 1.s², 2s², 2 P.⁶, 3s², 3p⁶
• Kobalts (Co) (Z = 27): 1.s², 2s², 2 P.⁶, 3s², 3p⁶, 4s², 3d⁷