Door Michael E Carpenter, bijgewerkt op 30 augustus 2022

Elektronen zijn negatief geladen subatomaire deeltjes die discrete energieniveaus bezetten (vaak gevisualiseerd als schillen) die de atoomkern omringen. Voordat een elektron naar een hoger energieniveau kan gaan, moet een schil gevuld worden. De capaciteit van elke schil verschilt en de feitelijke elektronenverdeling wijkt af van eenvoudige cirkelbanen.

Elektronen per schil

De eerste schil kan maximaal twee elektronen bevatten; waterstof (1e⁻) en helium (2e⁻) hebben alleen deze schil. De tweede schil biedt plaats aan acht elektronen, de derde 18 en de vierde 32.

Subshells

Binnen elke schil vertegenwoordigen subschillen, genaamd s, p, d en f, fijnere energieverdelingen. De s-subschil bevat twee elektronen; p bevat zes; d bevat tien; f bevat veertien. Elke opeenvolgende subschil kan vier elektronen meer bevatten dan de vorige.

Sub-Shell-notatie

De elektronenconfiguratie van een atoom wordt geschreven als een reeks van schilnummers, subschilletters en elektronentelling. Borium (5e⁻) wordt bijvoorbeeld beschreven als 1s² 2s² 2p¹ , wat twee elektronen in de subschil van de eerste schil aangeeft, twee in de subschil van de tweede schil en één in de p-subschil van de tweede schil.

Subshell-vorm

De vormen van de waarschijnlijkheidsdichtheid verschillen per subschil. s subschalen zijn bolvormig; p-subschalen lijken op halters. Elke p-orbitaal kan twee elektronen bevatten, dus een volledige p-subschil bevat drie van dergelijke orbitalen, in totaal zes elektronen.

Elektronenwolk

Elektronen volgen geen vaste cirkelvormige paden; in plaats daarvan bestaan ​​ze als een waarschijnlijkheidswolk. Op een s-subniveau bezetten de twee elektronen een bolvormig gebied, maar ze kunnen op elk moment overal binnen dat volume worden gevonden. De kwantummechanica zorgt ervoor dat het elektron voorbij de klassieke grens kan bestaan, waardoor een diffuse wolk van waarschijnlijkheid ontstaat die op alle subschillen van toepassing is.