1. Begrijp de basis:

* valentie -elektronen: Dit zijn de elektronen in het buitenste energieniveau van een atoom. Zij zijn degenen die betrokken zijn bij chemische binding.

* orbitaal diagram: Een visuele weergave van hoe elektronen worden gedistribueerd binnen de verschillende energieniveaus en abu -evers van een atoom. Elke doos vertegenwoordigt een atoom orbitaal en pijlen in de vakken vertegenwoordigen elektronen.

2. Volg deze stappen:

1. Schrijf de elektronenconfiguratie: Begin met het schrijven van de elektronenconfiguratie van het element. De elektronenconfiguratie van Carbon is bijvoorbeeld 1s² 2S² 2p².

2. Teken de orbitalen: Teken de orbitalen voor het hoogste energieniveau. In het koolstofvoorbeeld is dit het 2e energieniveau. Teken één doos voor elk orbitaal:

* Teken voor het S-schouderniveau één doos (1 orbitaal).

* Teken voor het p-sufliveau drie dozen (3 orbitalen).

3. Vul de orbitalen: Vul de orbitalen met elektronen volgens de heerschappij van Hund en het Pauli -uitsluitingsprincipe:

* Hund's Rule: Plaats één elektron in elk orbitaal binnen een subitel voordat u elektronen in hetzelfde orbitaal koppelt.

* Pauli -uitsluitingsprincipe: Elk orbitaal kan maximaal twee elektronen bevatten, en deze elektronen moeten tegengestelde spins hebben (weergegeven door pijlen die op en neer wijzen).

4. Identificeer valentie -elektronen: De elektronen in het hoogste energieniveau zijn de valentie -elektronen. In het koolstofvoorbeeld vertegenwoordigen de 2s² 2p² de valentie -elektronen (in totaal 4).

Voorbeeld:zuurstof

1. Elektronenconfiguratie: 1S² 2S² 2P⁴

2. Orbitaal diagram:

* 2s:↑ ↓

* 2p:↑ ↓ ↑ ↑

3. valentie -elektronen: Zuurstof heeft 6 valentie -elektronen (2 in de 2s orbitale en 4 in de 2p -orbitalen).

Belangrijke opmerking: Overgangsmetalen kunnen verschillende valentie-elektronentellingen hebben vanwege de betrokkenheid van D-orbitalen. Hun orbitale diagrammen kunnen complexer worden.