Eksempel på elektronisk konfigurasjon

De elektronisk konfigurasjon er beskrivelsen av hvordan elektroner er organisert i et atom. Det ble opprinnelig foreslått av Niels Bohr i 1923, som stolte på Bohrs atommodell for å bestemme i hvilken rekkefølge og mengder elektronene var festet til deres respektive orbitaler.

Den dag i dag brukes ikke Bohr-elektronkonfigurasjonen lenger, da den ikke gir en referanse til orbitalene og energiene som identifiserte dem. Det var år senere at distribusjonen av elektroner i undernivåene og orbitalene til et atom ble definitivt etablert. Den elektroniske konfigurasjonen ble styrt av Moeller-diagram, som er følgende tabell:

s	s	d	F
k = 1	1s
l = 2	2s	2 s
m = 3	3s	3p	3d
n = 4	4s	4p	4d	4f
o = 5	5s	5 s	5 d	5f
p = 6	6s	6p	6d	6f
q = 7	7s	7p	7d	7f

Elektronkonfigurasjonsnotasjonen går diagonalt, fra topp til bunn og fra høyre til venstre (skyggelagte og hvite celler følger). Når du skriver denne sekvensen, gjenstår det:

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

Denne serien kalles konstruksjonsprinsippet eller

Aufbau-prinsippet. Elektronene til et atom kommer til å bli fordelt på alle begrepene. Antall elektroner i et atom er kjent fra atomnummeret, representert med bokstaven Z. For eksempel er atomnummeret til hydrogen 1, så det har ett elektron. Den for kalsium er 20, så den har 20 elektroner.

For å skrive elektronkonfigurasjonen, skriver du bane plassering og, som en overskrift, antall elektroner hva er i den banen? I første omgang settes lokaliseringen i skjemaet nl, det vil si hovedkvantetallet "n" etterfulgt av det sekundære kvantetallet "l", for den orbitalen. Og som et overskrift, antall elektroner der.

Hvert delnivå, som kan representeres av bokstavene s, p, d,F, har et visst antall elektroner som den kan inneholde:

• De s den har plass til 2 elektroner.
• De s den har plass til 6 elektroner.
• De d den har plass til 10 elektroner.
• De F den har plass til 14 elektroner.

Eksempler på elektronkonfigurasjon

• Hydrogen (H) (Z = 1): 1s¹
• Helium (He) (Z = 2): 1s²
• Kalsium (Ca) (Z = 20): 1s², 2s², 2 s⁶, 3s², 3p⁶, 4s²
• Cesium (Cs) (Z = 55): 1s², 2s², 2 s⁶, 3s², 3p⁶, 4s², 3d¹⁰, 4p⁶, 5s², 4d¹⁰, 5 s⁶, 6s¹
• Francium (Fr) (Z = 87): 1s², 2s², 2 s⁶, 3s², 3p⁶, 4s², 3d¹⁰, 4p⁶, 5s², 4d¹⁰, 5 s⁶, 6s², 4f¹⁴, 5 d¹⁰, 6p⁶, 7s¹
• Jern (Fe) (Z = 26): 1s², 2s², 2 s⁶, 3s², 3p⁶, 4s², 3d⁶
• Osmium (Os) (Z = 76): 1s², 2s², 2 s⁶, 3s², 3p⁶, 4s², 3d¹⁰, 4p⁶, 5s², 4d¹⁰, 5 s⁶, 6s², 4f¹⁴, 5 d⁶
• Kvikksølv (Hg) (Z = 80): 1s², 2s², 2 s⁶, 3s², 3p⁶, 4s², 3d¹⁰, 4p⁶, 5s², 4d¹⁰, 5 s⁶, 6s², 4f¹⁴, 5 d¹⁰
• Kadmium (Cd) (Z = 48): 1s², 2s², 2 s⁶, 3s², 3p⁶, 4s², 3d¹⁰, 4p⁶, 5s², 4d¹⁰
• Sink (Zn) (Z = 30): 1s², 2s², 2 s⁶, 3s², 3p⁶, 4s², 3d¹⁰
• Silisium (Si) (Z = 14): 1s², 2s², 2 s⁶, 3s², 3p²
• Brom (Br) (Z = 35): 1s², 2s², 2 s⁶, 3s², 3p⁶, 4s², 3d¹⁰, 4p⁵
• Antimon (Sb) (Z = 51): 1s², 2s², 2 s⁶, 3s², 3p⁶, 4s², 3d¹⁰, 4p⁶, 5s², 4d¹⁰, 5 s³
• Iridium (Ir) (Z = 77): 1s², 2s², 2 s⁶, 3s², 3p⁶, 4s², 3d¹⁰, 4p⁶, 5s², 4d¹⁰, 5 s⁶, 6s², 4f¹⁴, 5 d⁷
• Karbon (C) (Z = 6): 1s², 2s², 2 s²
• Svovel (S) (Z = 16): 1s², 2s², 2 s⁶, 3s², 3p⁴
• Xenon (Xe) (Z = 54): 1s², 2s², 2 s⁶, 3s², 3p⁶, 4s², 3d¹⁰, 4p⁶, 5s², 4d¹⁰, 5 s⁶
• Bly (Pb) (Z = 82): 1s², 2s², 2 s⁶, 3s², 3p⁶, 4s², 3d¹⁰, 4p⁶, 5s², 4d¹⁰, 5 s⁶, 6s², 4f¹⁴, 5 d¹⁰, 6p²
• Argon (Ar) (Z = 18): 1s², 2s², 2 s⁶, 3s², 3p⁶
• Kobolt (Co) (Z = 27): 1s², 2s², 2 s⁶, 3s², 3p⁶, 4s², 3d⁷