Atomer: Elektronkonfiguration og Orbitaler.

Atomer: Elektronkonfiguration og Orbitaler.
I kemi C så du at atomernes elektroner befinder sig i skaller
rundt om atomkernen og vi har tegnet skallerne som
kugleformede elektronskyer - dvs. områder hvor der er en
stor sandsynlighed for at elektronen befinder sig:
I forbindelse med omtalen af oktetreglen og af ledige
elektronpar, blev det også nævnt at elektroner hører
sammen to og to i elektronpar.
F.eks. dannes en kovalent binding af to elektroner - én fra hvert atom:
H
CH4
H
C H
H
H
H C x
x
x
H
x
H
H
H
NH3
x
H
x
N
x
H
H
N
H
Side 1 af 4
H
H2O
O
H
x
H O
x
H
I det følgende skal vi se nærmere på opbygningen af elektronstrukturen omkring en
atomkerne, og hvorfor elektronerne altid forsøger at danne elektronpar.
Det er måske ikke så mærkeligt at elektronerne i den
inderste skal gerne vil være et par - der er jo kun plads til 2
elektroner.
I den næste skal er der plads til 8 elektroner og der er ikke
umiddelbart nogen grund til at de holder sammen parvis,
men ....
Skal nr. Betegnelse Antal e -
1 K 2
2 L 8
3 M 18
4 N 32
5 O 50
2n 2 elektroner i skal nr. n
nærmere undersøgelser har vist at skallerne er opdelt i undergrupper som kaldes
orbitaler.

I den inderste skal er der én orbital og elektronskyen er
kugleformet med plads til 2 elektroner. Denne type orbital
kaldes en "s" orbital og i dette tilfælde betegnes den 1s
fordi den hører til skal nr. 1.
I L-skallen er der plads til 8 elektroner som viser sig at
være fordelt mellem to typer orbitaler: s og p.
s orbitalen er ligesom før kugleformet og kaldes 2s fordi
den hører til skal nr. 2, og der er kun plads til 2 elektroner.
De sidste 6 elektroner hører til en p orbital som er opdelt i
tre sløjfer, hver med plads til 2 elektroner - ialt 6. De tre
sløjfer er vinkelret på hinanden som vist på figuren.
Tilsammen er der i de to orbitaler altså plads til 8
elektroner som skalmodellen forudsagde.
I de næste skaller er der plads til flere orbitaler:
d-orbitaler med plads til 10 elektroner og f-orbitaler med
plads til 14 elektroner.
Disse er ligesom p-orbitalerne opdelt i underorbitaler, hver
med plads til 2 elektroner.
Ialt er der derfor plads til det antal elektroner i M og N
skallerne, som er angive i tabellen til højre.
Symmetrien af d og f orbitalerne er ikke vist, men hvis du
stadig ikke har fået nok af orbitaler, så prøv denne webside:
Kemi A Noter
og find linket til "Grand orbital table by manthey".
eller prøv "Levende orbitaler" hvis du vil have lidt mere
indflydelse på hvad du ser.
Side 2 af 4
Kskal
Lskal
M: 3s
3p
3d
N: 4s
4p
4d
4f
Vi mangler stadig en forklaring på hvorfor elektroner gerne vil optræde parvis.
y
y
y
z
z
z
2
6
10
18
2
6
10
14
32
x
x
x
1s
orbital
2s
orbital
2px
orbital
2py
orbital
2pz
orbital
Elektroner har en negativ elektrisk ladning og vil derfor opføre sig som en magnet når den
roterer - jeres fysiklærere vil sikkert sætte stor pris på spørgsmål om hvorfor :)
Orienteringen af magneten - altså i hvilken retning polerne peger, afhænger af
omløbsretningen som illustreret på figuren øverst på næste side:

N
N
S
De to tilstande elektronerne kan være i angives med pile i små
kasser og betegnes "spin op" og "spin ned".
Man kan sige at de to tilstande, "spin op" og "spin ned", passer
sammen som to magneter som vist på figuren ved siden af, og
elektronerne vil derfor gerne hænge sammen to og to.
I princippet kan man godt sætte flere elektroner sammen ifølge
denne "magnetmodel", men det er ikke observeret i naturen.
Elektronkonfiguration og det periodiske system.
I det periodiske system stiger antallet af elektroner omkring kernen, med atomnummeret.
Generelt anbringes elektronerne i skaller og orbitaler på en sådan måde at elektronens
energi er lavest mulig. Det betyder at orbitalerne fyldes med elektroner i rækkefølgen s, p,
d, f etc. - i det mindste så længe der er tale om de lettere grundstoffer. Ved store
atomnumre er der afvigelser som vi skal se.
Eksempler fra det udleverede periodiske system:
Al har:
2 e - i 1s orbitalen
2 e - i 2s orbitalen
6 e - i 2p orbitalen
2 e - i 3s orbitalen
1 e - i 3p orbitalen
K
L
M
N
Side 3 af 4
S
S
N
S
N
N S
Al 26,98 Si 28,09 P 30,97 S 32,06 Cl 35,45 Ar 39,95
Aluminium Silicium Phosphor Svovl Chlor Argon
13 1,61 14 1,90 15 2,19 16 2,58 17 3,16 18 -
3 4 ±3,5,4 ±2,4,6 ±1,3,5,7 -
s p d f s p d f s p d f s p d f s p d f s p d f
2 2 2 2 2 2
2 6 2 6 2 6 2 6 2 6 2 6
2 1 2 2 2 3 2 4 2 5 2 6
svarende til at Al i alt har 13 elektroner, heraf 3 i den yderste skal (hovedgruppe 3). Da
den yderste skal er nummer 3, står Al i periode 3.

Da de to inderste skaller og s orbitalen i tredje skal, er fulde, fyldes der elektroner i p
orbitalen i skal 3 efterhånden som atomnummeret stiger. Det er hovedsagelig elektronerne
i p-orbitalerne i den yderste skal som bestemmer de kemiske egenskaber.
Når det drejer sig om undergruppe
metallerne, er forholdene
lidt anderledes mht. påfyldning
af elektroner.
Her fyldes der elektroner i
enten 4s eller 3d orbitalerne,
afhængigt af hvilken mulig-
Sc 44,95 Ti 47,90 V 50,94 Cr 52,00 Mn 54,94 Fe 55,85
Scandium Titan Vanadium Chrom Mangan Jern
21 1,36 22 1,54 23 1,63 24 1,66 25 1,55 26 1,83
3 4,3 5,4,3,2 6,3,2 7,6,4,2,3 2,3
s p d f s p d f s p d f s p d f s p d f s p d f
2 2 2 2 2 2
2 6 2 6 2 6 2 6 2 6 2 6
2 6 1 2 6 2 2 6 3 2 6 5 2 6 5 2 6 6
2 2 2 1 2 2
hed der giver elektronen den laveste energi. Der fyldes altså elektroner i to forskellige
skaller, og i dette tilfælde er det altså elektronerne i de to yderste skaller der bestemmer
de kemiske egenskaber.
Elektronkonfigurationen kan angives på flere forskellige måder. Hvis vi f.eks. bruger Fe
som eksempel, kan man vælge at angive elektronkonfigurationen som en tabel, som vist i
udsnittet fra det periodiske system. Kortere og mere almindelige måder er:
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2
1s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 6 d 6 4s 2
[Ar]3d 6 4s 2
hvor den sidste angivelse betyder at Fe har samme elektronkonfiguration som Ar (det
foregående ædelgasatom) plus 6 elektroner i 3d-orbitalen, og 2 elektroner i 4s-orbitalen.
Grunden til at der fyldes elektroner i én d-orbital ad gangen, indtil der er én elektron i hver,
og først derefter nummer to i den d-orbitalen med den laveste energi, er Hunds Regel:
Orbitaler med samme energi, fyldes op med elektroner, så der dannes flest mulige
parallelle spin.
Ar ↑ ↓ ↑ ↓ ↑ ↓ ↑ ↓ ↑ ↓ ↑ ↑ ↑ ↑ ↑ ↓
3s 3px 3py 3pz 3dxy 3dyz 3dzx 3dx 2 y 2 3dz 2
Figuren nedenunder viser hvilke orbitaler der fyldes op svarende til at det periodiske
system opdeles i blokke.
I VIII
1.Periode
2.Periode
II III IV V VI VII s-blok
3.Periode IIIA IVA VA VIA VIIA VIIIA IB IIB
4.Periode
5.Periode
6.Periode
7.Periode
s-blok
d-blok
p-blok
6.Periode
7.Periode
f-blok
Side 4 af 4
4s 2