Door Sean Lancaster
Bijgewerkt op 24 maart 2022

Om de structuur van een atoom te begrijpen, moet je de kern en de omringende elektronenorbitalen onderzoeken. Elektronen bezetten concentrische energieschillen rond de kern; hoe dichter een schil bij de kern is, hoe lager de energie ervan. De buitenste elektronen – die in de valentie-orbitalen – nemen deel aan chemische bindingen. Deze orbitalen zijn doorgaans s- en p-types voor covalente bindingen, en naarmate je een periode verder gaat, komen er extra d-orbitalen beschikbaar.

Elektronen vullen orbitalen van de laagste tot de hoogste energie, waarbij elke orbitaal maximaal twee elektronen bevat. Wanneer een orbitaal dubbel bezet is, stijgt de energie ervan ten opzichte van een enkelvoudig bezette orbitaal.

Stap 1

Bepaal het totale aantal elektronen van het element. Dit is gelijk aan het atoomnummer.

Stap 2

Schrijf de volledige elektronenconfiguratie en vul de orbitalen in de volgorde:1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s. Onthoud:s-orbitalen bevatten 2 elektronen, p-orbitalen bevatten 6 en d-orbitalen bevatten 10.

Stap 3

Identificeer de laatste s- of p-orbitaal gevuld; deze bevatten de valentie-elektronen. Silicium (atoomnummer 14) heeft bijvoorbeeld de configuratie 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p². De valentie-elektronen bevinden zich dus in de 3s- en 3p-orbitalen – vier in totaal.