elektronenverdeling

Elektronenverdeling beschrijft hoe elektronen rondom een atoomkern zijn verdeeld en hoe hun lading ruimtelijk is verdeeld. De verdeling wordt beschreven door de elektronconfiguratie en de elektronendichtheid (|ψ|2). Volgens kwantummechanica vullen elektronen de orbitals in volgens energie, symmetrie en spin.

In atomen worden elektronen in elektronenschillen en subschillen geplaatst: 1s, 2s, 2p, 3s, etc. Het Aufbau-principe bepaalt de volgorde; het Pauli-uitsluitingsprincipe beperkt elk orbital tot maximaal twee elektronen met tegenstellen spin; Hund's regel verdeelt elektronen over gelijkwaardige orbitals in een subschil met maximale ongepaard spin wanneer mogelijk.

De verdeling beïnvloed chemische eigenschappen en periodieke trends. Volledige buitenste elektronenschillen leiden tot onreactieve edelgassen; overgangsmetalen hebben deels gevulde d-subshells.

Elektronendichtheid is een probabilistische maat: s-orbitalen zijn sferisch, p-orbitalen hebben drie richtingen; de kans op aanwezigheid van een elektron is groter in gebieden, niet op een vaste baan. Spin-quantumgetal bepaalt mogelijkheid van twee elektronen in hetzelfde orbital.

In moleculen verschuift de elektronverdeling door bindingen en lone pairs. Moleculaire Orbital Theory beschrijft hoe elektronen worden verdeeld over bonding en antibonding orbitals; lading kan polair zijn, aangetoond door dipoolmoment en elektronegativiteit.

Metingen en berekeningen: röntgendiffractie en X-ray kristallografie leveren electron-density maps; computermodellen zoals DFT geven grafische verdelingen en helpen bij het voorspellen van reactiviteit.