1.2 Elektronkonfigurasjon

Elektronenes etasjer

Vi vet nå at elektronene suser rundt atomkjernen. Men de svever ikke tilfeldig omkring. De er organisert i skall, som du kan tenke på som etasjer i en bygning -- hver med sitt eget energinivå. Jo lenger ut fra kjernen, jo høyere energi.

Skallene har navn: K, L, M og N, regnet fra kjernen og utover. K-skallet ($n=1$) ligger nærmest kjernen og har plass til høyst 2 elektroner. L-skallet ($n=2$) tar opptil 8, M-skallet ($n=3$) opptil 18, og N-skallet ($n=4$) hele 32. Det er ikke tilfeldige tall: hvert skall $n$ kan romme maksimalt $2n^2$ elektroner. Sjekk selv: for K blir det $2 \cdot 1^2 = 2$, for L $2 \cdot 2^2 = 8$, for M $2 \cdot 3^2 = 18$.

Når vi skal fylle inn elektronene, begynner vi alltid innenfra. K-skallet fylles først, så L, så M, og slik fortsetter det. Ta natrium med sine 11 elektroner: 2 går inn i K-skallet (fullt), 8 i L-skallet (fullt), og det siste ene havner i M-skallet. Vi skriver fordelingen K: 2, L: 8, M: 1, og kontrollerer at $2 + 8 + 1 = 11$. Det stemmer.

Orbitaler -- rommene inni etasjene

Skallene er ikke ett stort rom. Hvert skall er delt inn i mindre rom vi kaller orbitaler, og de finnes i ulike former og størrelser. En s-orbital er kuleformet og har plass til 2 elektroner. p-orbitalene ligner håndvekter, det finnes 3 av dem, og til sammen rommer de 6 elektroner. d-orbitalene er mer innfløkte (5 stykker, 10 elektroner), og f-orbitalene enda mer kompliserte (7 stykker, 14 elektroner).

For å beskrive nøyaktig hvor elektronene sitter, bruker vi elektronkonfigurasjon med notasjonen $ns^x\,np^y$. Her er $n$ skallnummeret, bokstaven sier hvilken orbitaltype det er, og eksponenten teller elektronene. Rekkefølgen orbitalene fylles i, kalles aufbau-prinsippet, og den går slik: $1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, \ldots$ Legg merke til den lille overraskelsen: $4s$ fylles før $3d$, fordi det faktisk har litt lavere energi.

La oss prøve. Nitrogen har 7 elektroner, og blir $1s^2\,2s^2\,2p^3$ (2 + 2 + 3 = 7). Natrium med 11 elektroner blir $1s^2\,2s^2\,2p^6\,3s^1$ (2 + 2 + 6 + 1 = 11). Og argon med 18 elektroner fyller pent opp til $1s^2\,2s^2\,2p^6\,3s^2\,3p^6$.

Valenselektroner -- de som teller

Nå kommer det viktigste poenget i hele kapittelet. Ikke alle elektroner er like betydningsfulle. De som virkelig avgjør hvordan et atom reagerer og binder seg til andre, er valenselektronene -- elektronene i det ytterste skallet, altså det med høyest $n$-verdi.

Se på karbon, $1s^2\,2s^2\,2p^2$. Det ytterste skallet er $n=2$, og der ligger $2s^2\,2p^2$, til sammen 4 valenselektroner. Natrium, $1s^2\,2s^2\,2p^6\,3s^1$, har bare ett elektron i sitt ytterste skall ($3s^1$), altså 1 valenselektron. Klor, $1s^2\,2s^2\,2p^6\,3s^2\,3p^5$, har $3s^2\,3p^5$ ytterst, til sammen 7 valenselektroner.

Og her dukker det opp et nydelig mønster: for hovedgruppene forteller gruppenummeret deg rett ut hvor mange valenselektroner et atom har. Gruppe 1 gir 1, gruppe 2 gir 2, gruppe 13 gir 3, gruppe 14 gir 4, og slik fortsetter det helt til gruppe 18 med 8 valenselektroner. Vil du vite at silisium (gruppe 14) har 4 valenselektroner eller at svovel (gruppe 16) har 6, trenger du bare å se på gruppenummeret -- og det stemmer perfekt med elektronkonfigurasjonen $1s^2\,2s^2\,2p^6\,3s^2\,3p^4$ for svovel, der det ytterste skallet $3s^2\,3p^4$ har nettopp 6 elektroner.

Oktettregelen -- jakten på åtte

Hvorfor reagerer noen atomer voldsomt mens andre er fullstendig likegyldige? Svaret ligger i oktettregelen: atomer er mest stabile når de har 8 elektroner i ytterste skall -- akkurat som edelgassene. (Helium er det lille unntaket som nøyer seg med 2.)

Edelgassene er nemlig kjemiens late kjendiser. Neon ($1s^2\,2s^2\,2p^6$) og argon ($1s^2\,2s^2\,2p^6\,3s^2\,3p^6$) har allerede fullt ytterste skall og trenger ingenting fra noen. Andre atomer misunner dem og strekker seg etter den samme rolige tilstanden. De kan gjøre det på tre måter: metaller kan miste elektroner og bli positive ioner (kationer), ikke-metaller kan vinne elektroner og bli negative ioner (anioner), eller atomer kan dele elektroner i en kovalent binding.

Ta det klassiske saltet natriumklorid, NaCl. Natrium har 1 valenselektron som det gjerne kvitter seg med, og blir $\text{Na}^+$ med samme konfigurasjon som neon. Klor har 7 valenselektroner og griper begjærlig det ene som mangler, og blir $\text{Cl}^-$ med argons konfigurasjon. Begge får sin oktett, og sammen danner de et stabilt salt.

Det samme skjer med andre ioner. Magnesium mister 2 elektroner og blir $\text{Mg}^{2+}$ med konfigurasjonen $1s^2\,2s^2\,2p^6$ -- akkurat som neon. Oksygen vinner 2 elektroner og blir $\text{O}^{2-}$, også $1s^2\,2s^2\,2p^6$. Aluminium kvitter seg med sine 3 valenselektroner og ender som $\text{Al}^{3+}$, igjen med neons rolige skall.

Oppsummering

Elektronene i et atom er ordnet i skall (K, L, M, N) med plass til henholdsvis 2, 8, 18 og 32 elektroner -- generelt $2n^2$ per skall. Hvert skall er videre delt i orbitaler (s, p, d, f), og vi beskriver elektronenes plassering med elektronkonfigurasjon som $1s^2\,2s^2\,2p^6\,3s^1$, fylt etter aufbau-rekkefølgen der blant annet $4s$ kommer før $3d$.

De viktigste elektronene er valenselektronene i ytterste skall, og for hovedgruppene avslører gruppenummeret hvor mange det er. Til slutt forklarer oktettregelen mye av kjemien: atomer streber etter 8 elektroner i ytterste skall, slik edelgassene har, og oppnår det ved å miste, vinne eller dele elektroner -- og det er nettopp denne jakten på en stabil oktett som driver fram ioner og kjemiske bindinger.