De elektronen van een atoom, elk met een negatieve lading, hebben behoefte aan een goed georganiseerde ruimte rondom de kern. Ze zijn allemaal negatief, dus zullen niet op een kluitje gaan zitten. Integendeel, heel hun gedrag en hun plek moet nauwkeurig geregeld worden.
De positieve kern trekt ze aan, houdt de elektronen bij elkaar. Maar er is niet alleen deze aantrekkingskracht, er is ook de afstotende kracht tussen de elektronen onderling. Je zou kunnen zeggen: de elektronen moeten elk vechten voor hun plekje. Daarbij is belangrijk om te weten dat elk elektron een (grotere of kleinere) hoeveelheid energie bezit.
Je kunt elektronen beschouwen als ladingen in beweging, en dat is eigenlijk de definitie van elektrische stroom. Bewegende ladingen veroorzaken een elektromagnetisch veld en dat veld beïnvloedt op zijn beurt weer de positie van alle in het atoom aanwezige elektronen.
Dit alles werkt mee aan de ingewikkelde elektronenverdeling, bijvoorbeeld de verdeling van de elektronen over verschillende nivo's, elektronenschillen.
Hierna volgen enkele vereenvoudigde regels voor de elektronenverdeling binnen een atoom, in overeenstemming met de atoomtheorie.
Elektronen hebben energie en de hoeveelheid energie heeft te maken met diverse factoren, zoals de afstand van dat elektron tot de kern.
Hoe verder van de kern, hoe meer energie een elektron heeft.
De energie van een elektron bepaalt
in welk energienivo dat elektron mag zitten.
Dat alles staat onder invloed van de atoomkern.
Voor energienivo kun je ook een ander woord gebruiken: elektronenschil. Er zijn hoofdschillen (nivo's) en onderschillen(subnivo's).
Hieronder staan drie vereenvoudigde basisregels voor de hoofdschillen: (deze regels gelden niet automatisch voor alle atomen!)
- De kern trekt elektronen aan; afhankelijk van hun energie en van de beschikbare ruimte blijven de elektronen op bepaalde afstand van de kern hangen. De binnenste schil, het dichts bij de kern, noemen we schil nummer 1; vervolgens heten ze 2, 3, enzovoort. (soms kom je nog de aanduiding K, L, enz. tegen). n = hoofdquantumgetal.. (nummer van de hoofdschil dus)
- Het maximaal aantal elektronen in schil n is gelijk aan 2n2;
Dit getal heeft nog een andere impact; het is het voorkeursaantal van schil n - De buitenste hoofdschil heeft maximaal 8 elektronen.
een voorbeeld:
Een atoom Natrium heeft in totaal 11 elektronen te verdelen. In schil 1 kunnen er twee, schil 2 is vol met 8 elektronen. Er blijft dus 1 elektron over voor de derde schil. Meer is er niet. Die derde schil is de buitenste schil van het Natriumatoom en heeft dus slechts één elektron. Dit elektron noem je "het valentie-elektron" en is heel erg belangrijk voor de eigenschappen van Natrium. (daarover later meer)
Nu gaan we het wat preciezer bekijken. Je krijgt regels die geldig zijn voor alle atomen, zonder uitzondering:
De hoofschillen worden onderverdeeld in onderschillen, subschillen of subnivo's.
| Hoofdschil 1 bestaat uit slechts één subnivo, |
van het type s | met een maximaal aantal elektronen van: |
2 |
| Hoofdschil 2 heeft 2 onderschillen, subnivo's |
van het type s e p | met een maximaal aantal elektronen van: |
2 en 6 |
| Hoofschil 3 heeft 3 subnivo's |
van het type s p d | met een maximaal aantal elektronen van: |
2, 6 en 10 |
| Hoofdschil 4 heeft 4 subnivo's |
van het type s p d f | met een maximaal aantal elektronen van: |
2, 6 , 10 en 14 |
De hoofdschillen 5 tot 7 zouden zich - theoretisch -
kunnen onderverdelen in 5, 6 en 7 subnivo's. Maar zulke grote atomen bestaan helemaal niet; daar is de natuur niet aan toe gekomen. Dus: |
|||
| Hoofdschil 5 verdeelt zich in vier subnivo's |
van het type s p d f | met een maximaal aantal elektronen van: |
2, 6, 10 en 14 |
| Hoofdschil 6 verdeelt zich in drie subnivo's |
van het type s p d | met een maximaal aantal elektronen van: |
2, 6 en 10 |
| Hoofschil 7 verdeelt zich in twee subnivo's |
van het type s en p | met een maximaal aantal elektronen van: |
2 en 6 |
Bij het vormen van subnivo's moet je je voorstellen dat het opvullen ervan altijd begint zo dicht mogelijk bij de kern (+ en - trekken elkaar aan). Hoe dichter bij de kern, des te minder energie bezit het elektron.
Het wordt ingewikkeld omdat de schillen elkaar beginnen te overlappen vanaf het subnivo 3d/4s: het d-subnivo van de derde hoofdschil ligt net iets verder van de kern dan het s-nivo van de vierde hoofdschil.
En ook nu: Na het invullen van de subnivo's met elektronen, volgens de regels, blijft er een restje over (behalve bij de edelgassen). Dat restje aan elektronen neemt plaats in het buitenste subnivo. Dat buitenste nivo is heel belangrijk voor de eigenschappen van het atoom, van de stof dus. Dit nivo bepaalt ook de plaats van het element in het periodiek systeem. (zie module 2)
Hetzelfde voorbeeld:
Het Natriumatoom heeft de volgende elektronenverdeling in de sub-nivo's:
1s2 2s2 2p6 3s1.
Dus, het atoom heeft 3 hoofdschillen en in de buitenste hoofdschil één (valentie)elektron.
In dit geval bereikt men hetzelfde resultaat met de eenvoudige 2n2 -regel.