Från Rilpedia

Elektronkonfiguration anger hur elektronerna i ett grundämnes atomer är arrangerade. Konfigurationen styr ämnets fysiska och kemiska egenskaper och bestämmer vilken grupp och period i det periodiska systemet ämnet inplaceras.

Eftersom elektroner är fermioner följer de Pauli-principen, som säger att två fermioner inte samtidigt kan befinna sig i samma kvantmekaniska tillstånd. Detta medför att allt eftersom fler elektroner tillkommer runt atomkärnan så måste de hamna i nya tillstånd som inte ännu är upptagna av redan närvarande elektroner.

Ett annat namn på dessa kvanttillstånd är orbitaler, efter engelskans orbit, (=kretsa, bana). En lite missvisande men traditionellt använd bild för att beskriva dessa orbitaler, är att säga att elektronerna successivt fylls på i olika elektronskal som i sin tur byggs upp av underskal, och när ett skal eller underskal är fullt så påbörjas ett nytt.

Mer formellt så utgör de olika positionerna i elektronskalen stationära tillstånd i elektronens vågfunktion som bestäms av fyra så kallade kvanttal:

• Det första kvanttalet, n, anger elektronens energinivå och styr dess avstånd från kärnan. Detta motsvarar de traditionella "elektronskalen" (K, L, M, o.s.v.).
• Det andra kvanttalet, l, anger elektronens rörelsemängdsmoment och styr orbitalens excentricitet. l kan anta värden mellan 0 och n-1. Detta motsvarar "delskalet" och brukar traditionellt betecknas med en bokstav enligt nedanstående tabell snarare än ett tal:

l-värde	bokstav
0	s
1	p
2	d
3	f
4	g

• Det tredje s.k. magnetiska kvanttalet m_l kan anta heltalsvärden mellan -l och +l.
• Det fjärde kvanttalet m_s anger elektronens spinn och kan ha värdet -1/2 eller +1/2.

För varje värde på l kan en elektron därför anta 2(2l+1) tillstånd beroende på de övriga två kvanttalen m_l och m_s. Följande tabell visar de olika kombinationer med värden på m_l och m_s som är möjliga för olika värden på n och l:

n-värde	l-värde/bokstav	ml och ms	Benämning
1	0 / s	0 och -1/2, +1/2	1s (2st)
2	0 / s	0 och -1/2, +1/2	2s (2st)
	1 / p	-1,0,1 och -1/2, +1/2	2p (6st)
3	0 / s	0 och -1/2, +1/2	3s (2st)
	1 / p	-1,0,1 och -1/2, +1/2	3p (6st)
	2 / d	-2,-1,0,1,2 och -1/2, +1/2	3d (10st)
4	0 / s	0 och -1/2, +1/2	4s (2st)
	1 / p	-1,0,1 och -1/2, +1/2	4p (6st)
	2 / d	-2,-1,0,1,2 och -1/2, +1/2	4d (10st)
	3 / f	-3,-2,-1,0,1,2,3 och -1/2, +1/2	4f (14st)
5	0 / s	0 och -1/2, +1/2	5s (2st)
	1 / p	-1,0,1 och -1/2, +1/2	5p (6st)
	2 / d	-2,-1,0,1,2 och -1/2, +1/2	5d (10st)
	3 / f	-3,-2,-1,0,1,2,3 och -1/2, +1/2	5f (14st)
	4 / g	-4,-3,-2,-1,0,1,2,3,4 och -1/2, +1/2	5g (18st)

Ovanstående tabell visar bara de möjliga kombinationerna, inte den ordning i vilken elektronerna successivt fyller olika tillstånd. Denna ordning styrs av tillståndens energinivå - de som har lägre energinivå fylls före de med högre energinivå. Följande uppställning (som läses radvis uppifrån och ned) visar detta. Observera att exempelvis 6s tillstånden har lägre energinivå än både 4f och 5d och därför fylls före dessa.

1s  
2s           2p  
3s           3p  
4s        3d 4p  
5s        4d 5p  
6s     4f 5d 6p  
7s     5f 6d 7p  
8s  5g 6f 7d 8p  
...

Ordningen är en teoretisk modell, den faktiska ordningen avviker något. Till exempel har nickel två 4s-elektroner och åtta 3d-elekttroner , medan nästa ämne i ordningen, koppar bara har en 4s-elektron och tio 3d-elektroner. Observera också att g-orbitalerna är en rent teoretisk konstruktion eftersom ännu inga ämnen upptäckts som i grundtillståndet har elektroner i denna orbital. Man tror att sådana elektroner kan finnas bland ämnen med atomnummer från 121 eller 122 och uppåt.

Ytterligare ett exempel. Elektronkonfigurationen för silver är följande:

1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d¹⁰ 4s² 4p⁶ 4d¹⁰ 5s¹

vilket utläses som: 2 elektroner i 1s, 2 elektroner i 2s, 6 elektroner i 2p och så vidare.

Antal valenselektroner, det vill säga antalet elektroner i, och typen för, det yttersta skalet (det med högst energinivåer) är avgörande för ämnets kemiska egenskaper. Allt efter typen av detta skal brukar man också dela in det periodiska systemet i block: s-blocket, p-blocket, d-blocket och så vidare.

Se även

• Molekylorbital

Externa länkar

• En sida med bilder på orbitaler