De regels van elektronenarrangement:

De opstelling van elektronen rond de kern van een atoom wordt bepaald door een reeks regels op basis van kwantummechanica. Hier is een uitsplitsing:

1. Kwantumnummers:

* Hoofdkwantumnummer (n): Beschrijft het energieniveau van de elektron. Hogere 'n' betekent hogere energie. Het kan elk positief geheel getal zijn (1, 2, 3, ...), waarbij 1 de grondtoestand is.

* hoekmomentum of azimuthaal kwantumnummer (l): Beschrijft de vorm van het orbitaal van het elektron. Het varieert van 0 tot N-1.

* l =0:s orbital (sferisch)

* L =1:P Orbital (Dumbbell -vormig)

* l =2:D orbital (meer complexe vormen)

* l =3:f orbital (nog complexere vormen)

* magnetisch kwantumnummer (ml): Beschrijft de oriëntatie van het orbitaal in de ruimte. Het kan waarden van -L tot +L aannemen, inclusief 0. Dus, voor l =1 (p orbitalen), zijn er ml =-1, 0, +1, waardoor drie p -orbitalen langs de x-, y- en z -assen worden georiënteerd.

* Spin Quantum Number (MS): Beschrijft het intrinsieke hoekmomentum van een elektron, dat wordt gekwantiseerd en vaak wordt gevisualiseerd als het elektron "spinnen". Het kan +1/2 of -1/2 zijn.

2. AUFBAU -principe:

* Elektronen vullen orbitalen in volgorde van toenemende energie.

* De volgorde van vullen is gebaseerd op de diagonale regel (soms de Madelung -regel genoemd).

3. Pauli Exclusion Principle:

* Geen twee elektronen in een atoom kunnen dezelfde set van alle vier kwantumnummers hebben.

* Dit betekent dat elk orbitaal maximaal twee elektronen kan bevatten, met tegengestelde spins.

4. De regel van Hund:

* Binnen een subshell (bijv. De 2P -subshell) zullen elektronen elk orbitaal binnen die subshell afzonderlijk bezetten voordat ze worden gekoppeld.

* Dit maximaliseert het aantal ongepaarde elektronen en minimaliseert elektron-elektronenafstoting.

5. Elektronische configuratie:

De opstelling van elektronen in een atoom wordt de elektronische configuratie genoemd. Het is geschreven in de vorm:

(n) l^(aantal elektronen in die subshell)

De elektronische stikstofconfiguratie is bijvoorbeeld 1S² 2S² 2P³.

Voorbeeld:

Laten we eens kijken naar de elektronische configuratie van zuurstof (atoomnummer 8):

1. AUFBAU -principe: Volgens de diagonale regel vullen we de orbitalen in de volgorde 1, 2s, 2p.

2. Pauli Exclusion Principle: Elk orbitaal kan maximaal twee elektronen met tegengestelde spins bevatten.

3. De regel van Hund: Binnen de 2P -subshell plaatsen we één elektron in elk van de drie 2p -orbitalen voordat we elektronen koppelen.

Daarom is de elektronische configuratie van zuurstof:1S² 2S² 2P⁴

Opmerking: Deze regels bieden een raamwerk om te begrijpen hoe elektronen worden verdeeld over de kern. Het gedrag van elektronen is echter complex en de kwantummechanica speelt een belangrijke rol bij het verklaren van hun gedrag.