elektronenschil

Elektronenschil is een concept uit de atoomfysica en chemie dat verwijst naar de kringvormige regio’s rond de kern waarin elektronen zich meestal bevinden. In de eenvoudigste voorstelling komt elke schil overeen met een bepaald energieniveau, aangeduid met een hoofdekwivalentie n (n = 1, 2, 3, …). De schillen worden vaak met letters genoemd: K (n = 1), L (n = 2), M (n = 3), N (n = 4) en zo verder. Het maximale aantal elektronen per schil is 2n^2, waardoor in theorie de eerste schillen 2, 8, 18, 32 elektronen kunnen bevatten, hoewel de werkelijke verdeling beïnvloed wordt door subschillen en onderlinge elektroneninteracties.

Binnen elke schil bevinden zich subschillen met s-, p-, d- en f-orbitalen, telkens met eigen capaciteiten: s heeft maximaal 2 elektronen, p 6, d 10 en f 14. De volgorde waarin elektronen schillen en subschillen vullen, volgt het Aufbau-principe, met aanvullende regels zoals de Pauli-uitsluiting en Hund’s regel. Dit leidt tot kenmerkende elektronconfiguraties zoals 1s^2 voor helium, 1s^2 2s^2 2p^6 voor neon, en zo verder.

Het concept van elektronenschillen helpt bij het verklaren van periodieke trends in atomaire eigenschappen, zoals het aantal valentie-elektronen, ionisatie-energieën en chemische reacties. In meer geavanceerde quantummechanica verdwijnt het beeld van vaste schillen deels naar een probabilistische verdeling van elektronen dichterheden beschreven door orbitalen, maar het schillenmodel blijft een bruikbare benadering voor veel doeleinden.