2.7 Elektronenconfiguratie van elementen op basis van de regels voor het opvullen van de subniveaus en van de magnetische niveaus (orbitalen)

Blok 1: Regels voor het opvullen van subniveaus (orbitalen)

Definitie

De elektronenconfiguratie van een atoom geeft weer hoe de elektronen verdeeld zijn over de verschillende energieniveaus en subniveaus rond de kern. Volgens de opvulregels worden de elektronen over de schillen (hoofdenergieniveaus) en orbitalen (subniveaus) verdeeld, startend bij het laagste energieniveau, tot het aantal elektronen overeenkomt met het atoomnummer (voor een neutraal atoom in de grondtoestand).

Belangrijke concepten

• Schillen: Dit zijn de hoofdenergieniveaus rond de atoomkern en worden aangeduid met het hoofdkwantumgetal $n$ ($n = 1, 2, 3, \ldots$). Elke schil bevat één of meerdere subniveaus.

• Subniveaus (s, p, d, f): Elke schil bevat verschillende soorten orbitalen, elk met een eigen energie. De volgorde van opvulling hangt niet alleen van $n$, maar ook van het type orbitaal af.

• Diagonaalregel: De diagonaalregel (ook wel de ‘aufbau-principe-diagonaal’) bepaalt in welke volgorde subniveaus worden opgevuld. Elektronen worden eerst aan het subniveau met de laagste energie toegevoegd, maar door overlapping van energieniveaus wijkt deze volgorde soms af van de eenvoudige numerieke volgorde van $n$.

• Grondtoestand: Dit is de configuratie waarbij alle elektronen zich in de laagst mogelijke energietoestand bevinden, overeenkomstig de diagonaalregel.

• Anionen: Voor een negatief ion (anion) worden extra elektronen toegevoegd volgens de diagonaalregel, zodat het totaal aantal elektronen gelijk is aan het atoomnummer plus de lading.

• Kationen: Voor een positief ion (kation) worden elektronen verwijderd uit de buitenste schil (de schil met het hoogste $n$-waarde), doorgaans eerst uit het subniveau met de hoogste energie binnen deze schil.

• Buitenste schil: Dit is de schil (meestal met het hoogste $n$) waarin zich de valentie-elektronen bevinden. Deze schil bepaalt de chemische reactiviteit en het gedrag van het element.

• Atoomnummer: Het atoomnummer ($Z$) duidt het aantal protonen én, bij een neutraal atoom, het aantal elektronen aan. Dit getal bepaalt het aantal benodigde elektronen bij het opstellen van de elektronenconfiguratie.

Formules en berekeningen

Bij het opstellen van een elektronenconfiguratie wordt het atoomnummer als totaal aantal elektronen genomen (voor een neutraal atoom). Het opvullen van de subniveaus gebeurt conform de diagonaalregel. Het maximale aantal elektronen per type subniveau:

• s: maximaal 2 elektronen per orbitaal (één s-orbitaal per schil)

• p: maximaal 6 elektronen per subniveau (drie p-orbitalen per schil, elk maximaal 2 elektronen)

• d: maximaal 10 elektronen per subniveau (vijf d-orbitalen)

• f: maximaal 14 elektronen per subniveau (zeven f-orbitalen)

Bij het vormen van ionen:

• Anion: $N_e = Z + \text{lading}$

• Kation: $N_e = Z - \text{lading}$

Elektronen worden bij een kation verwijderd uit het subniveau met het hoogste hoofdkwantumgetal ($n$), ongeacht de opvulvolgorde, dus eerst uit de buitenste schil.

Praktijkvoorbeelden

Voorbeeld 1: Opstellen van de elektronenconfiguratie voor het zwavelion (S²⁻) Zwavel (S) heeft atoomnummer 16.

• Het neutraal atoom heeft 16 elektronen.

• Voor het S²⁻-ion moeten 2 extra elektronen volgens de diagonaalregel worden toegevoegd:

• Aantal elektronen: $16 + 2 = 18$.

Opvulling:

• 1s² (2)

• 2s² (4)

• 2p⁶ (10)

• 3s² (12)

• 3p⁶ (18)

Elektronenconfiguratie S²⁻: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶

Voorbeeld 2: Elektronenconfiguratie van Fe²⁺ (ijzer-ion) Ijzer (Fe) heeft atoomnummer 26.

Configuratie neutraal Fe:

• 1s² (2)

• 2s² (4)

• 2p⁶ (10)

• 3s² (12)

• 3p⁶ (18)

• 4s² (20)

• 3d⁶ (26)

Voor Fe²⁺: neem 2 elektronen weg. Volgens de regels verwijder je eerst uit de buitenste schil, dus 4s.

• Verwijder 2 elektronen uit 4s².

Elektronenconfiguratie Fe²⁺: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d⁶

Veel gemaakte fouten

• Verwarring over het verwijderen van elektronen bij kationen: Vaak worden bij overgangsmetalen elektronen uit het d-subniveau verwijderd, terwijl deze bij het opstellen van de neutrale configuratie als laatst worden ingevuld. Correct is dat bij het vormen van een kation eerst elektronen uit het subniveau met het hoogste hoofdkwantumgetal (meestal 4s) worden verwijderd, vóór het d-subniveau (zoals bij Fe²⁺).

• Foutieve toepassing van de diagonaalregel: Studenten vullen soms de subniveaus strikt numeriek op, zonder rekening te houden met energetische overlappingen, wat bijvoorbeeld leidt tot het verkeerd plaatsen van elektronen in het 3d-subniveau vóór het 4s-subniveau wordt gevuld.

• Negeren van uitzonderingen: Voor bepaalde elementen zoals Cr en Cu zijn er afwijkingen in de verwachte elektronische indeling door extra stabilisatie van halfgevulde en geheel gevulde d-subniveaus, wat soms over het hoofd wordt gezien.

• Onjuiste elektronenhoeveelheid bij ionenberekening: Berekent men bij ionen het aantal benodigde elektronen foutief door geen rekening te houden met de lading van het ion.

---

Blok 2: Rangschikking van subniveaus volgens de diagonaalregel

Definitie

De volgorde waarin subniveaus worden opgevuld is niet louter afhankelijk van het hoofdkwantumgetal ($n$), maar volgt een specifieke energetische volgorde die wordt weergegeven door de diagonaalregel. Deze regel geeft, op basis van de som van $n$ en het secundair kwantumgetal ($l$), de energetische hiërarchie van de subniveaus aan, wat leidt tot een karakteristieke opvulvolgorde.

Belangrijke concepten

• Opvulvolgorde subniveaus: De diagonaalregel maakt het mogelijk om de correcte volgorde te bepalen waarin elektronen de subniveaus innemen, wat essentieel is voor een juiste elektronenconfiguratie.

• Visueel hulpmiddel: In de praktijk wordt vaak een diagonaalschema gebruikt om foutloos de complexe volgorde van s, p, d, f-subniveaus bij hogere schillen toe te passen.

• Notatie van subniveaus: Elk subniveau krijgt een getal dat overeenstemt met het hoofdkwantumgetal ($n$), gevolgd door de letter die het type subniveau aangeeft (s, p, d, f).

• Energetisch overlap: Door energetische overlap worden bij bepaalde schillen subniveaus met een lager $n$-waarde pas na een subniveau met een hoger $n$ gevuld (bijvoorbeeld: 4s vóór 3d).

Formules en berekeningen

Er is geen numerieke formule, maar onderstaand schema (tabel met pijlen) visualiseert de diagonaalregel. Elke subniveau wordt opgevuld volgens de dalende energie richting aangeduid door pijlen.

Opvulvolgorde volgens diagonaalregel (tabelpresentatie):