Elektronconfiguraties

Elektronconfiguraties beschrijven hoe elektronen zich in een atoom verdelen over de verschillende energieniveaus en subniveaus in de grondtoestand of aangeslagen toestanden. Ze vormen een beschrijving van de verdeling van elektronen over de s-, p-, d- en f-orbitalen en worden vaak uitgedrukt in een notatie als 1s2 2s2 2p6, of in verkorte vorm met een edelgaskern zoals [Ne] 3s1. Electronconfiguraties zijn belangrijk omdat ze gerelateerd zijn aan chemische eigenschappen zoals valentie, bindingsmogelijkheden, magnetisme en spectrale kenmerken.

De opbouw van elektronconfiguraties volgt de Aufbau-principe, waarbij elektronen de laagst mogelijke energieniveaus vullen, onder beïnvloeding van de Pauli-uitsluiting en Hund’s regel. Hierbij geldt: elk orbital bevat maximaal twee elektronen met tegengestelde spin, en bij meerdere gelijkwaardige orbitals vullen elektronen eerst enkelvoudig elk orbital totdat alle orbitals in de subschil halfvol zijn. De bekende volgorde van invulling wordt vaak weergegeven als 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p.

Voorbeelden: waterstof heeft configuratie 1s1; natrium 1s2 2s2 2p6 3s1; in compacte vorm [Ne] 3s1. Er zijn uitzonderingen, zoals chromium en koper die stabiliteit van halfgevulde of gevulde subschillen bevorderen (bijv. [Ar] 3d5 4s1 en [Ar] 3d10 4s1). Bij lanthaniden en actiniden is het invullen complexer door uitgebreide f- en d-invloeden.

Toepassingen omvatten begrip van periodieke trends, bonding en spectroscopie; beperkingen ontstaan door relativistische effecten en electron-elektroninteracties in zwaardere elementen.