Elektronenconfiguratie voor koolstof (C, C4-): volledige gids (2024)

Koolstof is het 6e element in het periodiek systeem en het symbool is 'C'. In dit artikel heb ik in detail besproken hoe je eenvoudig de volledige elektronenconfiguratie van koolstof kunt schrijven.

Wat is de elektronenconfiguratie van koolstof?

Het totale aantalelektronen in koolstofis zes. Deze elektronen zijn gerangschikt volgens specifieke regels in verschillende orbitalen.

De rangschikking van elektronen in koolstof volgens specifieke regels in verschillende banen en orbitalen wordt de genoemdelektronen configuratievan koolstof.

De elektronenconfiguratie van koolstof is 1s²2s²2p², als de elektronenrangschikking door orbitalen gaat. Elektronenconfiguratie kan op twee manieren worden gedaan.

• Elektronenconfiguratie door een baan (Bohr-principe)
• Elektronenconfiguratie door orbitaal (Aufbau-principe)

Elektronenconfiguratie door orbitalen volgt verschillende principes. Bijvoorbeeld het Aufbau-principe, het Hund-principe en het uitsluitingsprincipe van Pauli.

Koolstofatoom elektronenconfiguratie door baan

Wetenschapper Niels Bohr was de eerste die een idee gaf van de baan van het atoom. Hij leverde in 1913 een model van het atoom. Het volledige idee van de baan wordt daar gegeven.

Deelektronen van het atoomrond de kern draaien in een bepaald cirkelvormig pad. Deze cirkelvormige paden worden orbit(shell) genoemd. Deze banen worden uitgedrukt door n. [n = 1,2,3,4 . . . Het serienummer van de baan]

K is de naam van de eerste baan, L is de tweede, M is de derde en N is de naam van de vierde baan. De elektronenhoudcapaciteit van elke baan is 2n².

Bijvoorbeeld,

1. n = 1 voor K-baan.
   De maximale capaciteit voor het vasthouden van elektronen in een K-baan is 2n²= 2 × 1²= 2.
2. Voor L baan, n = 2.
   De maximale capaciteit voor het vasthouden van elektronen in een L-baan is 2n²= 2 × 2²= 8.
3. n=3 voor M baan.
   De maximale opslagcapaciteit van elektronen in een M-baan is 2n²= 2 × 3²= 18.
4. n=4 voor N baan.
   De maximale opslagcapaciteit van elektronen in een N-baan is 2n²= 2 × 4²= 32.

Daarom is de maximale capaciteit voor het vasthouden van elektronen in de eerste schaal twee, de tweede schaal acht en de derde schaal maximaal achttien elektronen. Het atoomnummer is het aantal elektronen in dat element.

Het atoomnummer van koolstof is 6. Dat wil zeggen, het aantal elektronen in koolstof is 6. Daarom heeft een koolstofatoom twee elektronen in de eerste schaal en vier in de tweede schaal.

Daarom is de volgorde van het aantal elektronen in elke schil van het koolstof(C)-atoom 2, 4. Elektronen kunnen correct worden gerangschikt door banen van elementen 1 tot 18.

De elektronenconfiguratie van een element met een atoomnummer groter dan 18 kan volgens het atoommodel van Bohr niet goed worden bepaald. Deelektronenconfiguratie van alle elementenkan worden gedaan via het orbitaaldiagram.

Elektronenconfiguratie van koolstof door orbitaal

Atoomenergieschillen zijn onderverdeeld in sub-energieniveaus. Deze sub-energieniveaus worden ook orbitaal genoemd. Het meest waarschijnlijke gebied van elektronenrotatie rond de kern wordt de orbitaal genoemd.

De subenergieniveaus zijn afhankelijk van het azimutale kwantumgetal. Het wordt uitgedrukt door 'l'. De waarde van 'l' is van 0 tot (n – 1). De sub-energieniveaus staan ​​bekend als s, p, d en f.

Bijvoorbeeld,

• Als n = 1,
  (n – 1) = (1–1) = 0
  Daarom is de waarde van 'l' 0. Het subenergieniveau is dus 1s.
• Als n = 2,
  (n – 1) = (2–1) = 1.
  Daarom is de waarde van 'l' 0, 1. De sub-energieniveaus zijn dus 2s en 2p.
• Als n = 3,
  (n – 1) = (3–1) = 2.
  Daarom is de waarde van 'l' 0, 1, 2. De sub-energieniveaus zijn dus 3s, 3p en 3d.
• Als n = 4,
  (n – 1) = (4–1) = 3
  Daarom is de waarde van 'l' 0, 1, 2, 3. De sub-energieniveaus zijn dus 4s, 4p, 4d en 4f.
• Als n = 5,
  (n – 1) = (n – 5) = 4.

Daarom is l = 0,1,2,3,4. Het aantal subschalen zal 5 zijn, maar 4s, 4p, 4d en 4f in deze vier subschalen is het mogelijk om de elektronen van alle elementen van het periodiek systeem te rangschikken.

Het baannummer van de s-subshell is één, drie in de p-subshell, vijf in de d-subshell en zeven in de f-subshell. Elke orbitaal kan maximaal twee elektronen hebben.

Het sub-energieniveau ‘s’ kan maximaal twee elektronen bevatten, ‘p’ kan maximaal zes elektronen bevatten, ‘d’ kan maximaal tien elektronen bevatten en ‘f’ kan maximaal veertien elektronen bevatten.

Aufbau is een Duits woord en betekent opbouwen. De belangrijkste voorstanders van dit principe zijn wetenschappers Niels Bohr en Pauli. De Aufbau-methode is om elektronenconfiguratie uit te voeren via het sub-energieniveau.

Het Aufbau-principe is dat de in het atoom aanwezige elektronen eerst de orbitaal met de laagste energie voltooien en vervolgens geleidelijk doorgaan met het voltooien van de orbitaal met hogere energie.

De energie van een orbitaal wordt berekend uit de waarde van het hoofdkwantumgetal 'n' en het azimutale kwantumgetal 'l'. De orbitaal waarvoor de waarde van (n + l) lager is, is de laagenergetische orbitaal en het elektron zal die orbitaal als eerste binnengaan.

Hier is de energie van 4s orbitaal minder dan die van 3d. Het elektron zal dus eerst de 4s-orbitaal binnengaan en de 3d-orbitaal binnengaan wanneer de 4s-orbitaal vol is.

De methode om elektronen in orbitalen binnen te gaan via het Aufbau-principe is 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d.

De eerste twee koolstofelektronen komen de 1s-orbitaal binnen. De s-orbitaal kan maximaal twee elektronen bevatten. Daarom gaan de volgende twee elektronen de 2s-orbitaal binnen.

De p-orbitaal kan maximaal zes elektronen bevatten. Dus de resterende twee elektronen gaan de 2p-orbitaal binnen. Daarom zal de koolstof-volledige elektronenconfiguratie 1s zijn²2s²2p².

Opmerking: de onverkorte elektronenconfiguratie van koolstof is [Hij] 2s²2p². Bij het schrijven van een elektronenconfiguratie moet je serieel schrijven.

Elektronenconfiguratie van koolstof in de aangeslagen toestand

Atomen kunnen in een aangeslagen toestand van de ene baan naar de andere springen. Dit wordt een kwantumsprong genoemd.

De elektronenconfiguratie in de grondtoestand van koolstof is 1s²2s²2p². We weten al dat de p-subshell drie orbitalen heeft. De orbitalen zijn p_X, P_j, en P_zen elke orbitaal kan maximaal twee elektronen hebben.

In de elektronenconfiguratie van de koolstofgrondtoestand bevinden de twee elektronen van de 3p-orbitaal zich in de p_X, P_jorbitalen en de spin van de twee elektronen is hetzelfde.

Dan is de juiste elektronenconfiguratie van koolstof in de grondtoestand 1s²2s²2p_X¹2p_j¹. Hier heeft koolstof twee ongepaarde elektronen. Daarom is de valentie van koolstof 2.

Ook wordt de valentie van een element bepaald door de elektronenconfiguratie in de aangeslagen toestand. Wanneer het koolstofatoom wordt geëxciteerd, absorbeert het koolstofatoom energie. Als resultaat springt een elektron in de 2s-orbitaal naar de 2p_zorbitaal.

Daarom zal de elektronenconfiguratie van koolstof (C*) in een aangeslagen toestand 1s zijn²2s¹2p_X¹2p_j¹2p_z¹. Hier heeft koolstof vier ongepaarde elektronen. In dit geval is de valentie van koolstof 4.

Carbide-ion (C^4-) elektronen configuratie

De elektronenconfiguratie laat zien dat de laatste schil van koolstof vier elektronen heeft. Daarom, devalentie-elektronen van koolstofzijn vier. De elementen die elektronen ontvangen en bindingen vormen, worden anionen genoemd.

Tijdens de vorming van een binding ontvangt de laatste schil van koolstof vier elektronen en verandert in een carbide-ion (C^4-). Dat wil zeggen, koolstof is een anionelement.

C+4e^–→ C^4–

Hier is de elektronenconfiguratie van carbide-ion (C^4-) is 1s²2s²2p⁶. Deze elektronenconfiguratie laat zien dat het carbide-ion (C^4-) verwierf deelektronenconfiguratie van neonen het bereikt een stabiele elektronenconfiguratie.

Koolstof vertoont een oxidatietoestand van +4, +2, -4. De oxidatietoestand van het element verandert afhankelijk van de bindingsvorming.

Hoe de groep en periode van koolstof bepalen door de elektronenconfiguratie?

De laatste baan van een element is de periode van dat element. De elektronenconfiguratie van het koolstofatoom laat zien dat de laatste baan van het koolstofatoom 2 is. De periode van koolstof is dus 2.

Aan de andere kant is het aantal elektronen in de laatste baan van een element het aantal groepen in dat element. Maar in het geval van p-blokelementen is de groepsdiagnose anders.

Om de groep p-blokelementen te bepalen, moet de groep worden bepaald door 10 toe te voegen aan het totale aantal elektronen in de laatste baan.

Het totale aantal elektronen in de laatste baan van het koolstof(C)-atoom is vier. Dat wil zeggen, het groepsnummer van koolstof is 4 + 10 = 14. Daarom kunnen we zeggen dat de periode van het koolstofelement 2 is en de groep 14.

Hoe het koolstofblok te bepalen door de elektronenconfiguratie?

De elementen in het periodiek systeem zijn verdeeld in vier blokken op basis van de elektronenconfiguratie van het element. Het blok van elementen wordt bepaald op basis van de elektronenconfiguratie van het element.

Als het laatste elektron de p-orbitaal binnengaat na de elektronenconfiguratie van het element, dan wordt dat element het p-blokelement genoemd.

De elektronenconfiguratie laat zien dat het laatste elektron van koolstof de p-orbitaal binnengaat. Daarom is koolstof het p-blokelement.

Activeringsvolgorde van koolstofatoom

De elementen van groep 14 zijn relatief minder actief. De activiteit van het element neemt echter toe naarmate het van de bovenkant naar de onderkant van de groep beweegt.

Koolstof is het eerste element van groep-14. Koolstof is het nummer één element in groep 14. Hiervoor is de activering van koolstofatomen erg laag.

Reactiestructuur van koolstofatoom

Het koolstofatoom reageert met dezuurstof atoomoxideverbindingen vormen.

C+O₂→ CO

C+O₂→ CO₂

Over het algemeen zijn de oxiden van elementen met hogere oxidatiewaarden zuurder dan de oxiden van elementen met lagere oxidatiewaarden. CO is een neutraal oxide, maar CO₂is een zuur oxide.

CO₂+ 2NaOH → Na₂CO₃+ H₂O

CO₂gedraagt ​​zich als een zuur oxide.

2C+O₂→ 2CO

Hier onthult CO het gedrag van het neutrale oxide.

Het element koolstof van groep 14 reageert met water om [CO + H₂] watergas.

C + H₂O (1300 C) → [CO + H₂]

Koolstofatomen reageren met halogeen om tetrahalogenideverbindingen te vormen.

• C+2F₂→ CF4
• C + 2Cl₂→ CCl₄
• C + 2Br₂→ CBr₄
• C+2i₂→ CI₄

Het koolstofatoom reageert met waterstof om methaangas te produceren.

C + 2H₂→ CH₄

Vochtige analyse van koolstofhalogenide

De halogenideverbindingen van de 14e groep elementen, vooral het vochtig geanalyseerde chloride, zijn van een iets andere aard. Bij vochtige analyse speelt de lege d-orbitaal van het atoom een ​​grote rol.

De tweede periode en het 14-groepselement is koolstof. Er is geen d-orbitaal aanwezig op het valentieniveau van het koolstofatoom. Daarom CCl₄wordt niet vochtig geanalyseerd.

Uitzonderlijke eigenschappen van koolstof

Het eerste element van de 14-groep is koolstof. De 14-groep vertoont met uitzondering van koolstof uit andere elementen. De uitzonderingen op koolstof worden hieronder weergegeven:

• De ionische grootte van koolstofatomen is ongewoon klein.
• De elektronegativiteit van koolstofatomen is hoog.
• Koolstof is een element met een hoog ionisch potentieel.
• De d-orbitaal ontbreekt in de valentiekamer.
• Diamanten in de koolstofvariant zijn erg hard.
• Het smeltpunt en kookpunt van koolstofatomen zijn hoger dan die van andere elementen.
• Het valentieniveau van een koolstofatoom heeft 2 s-orbitalen en 2 p-orbitalen. Indien actief heeft de s-orbitaal 1 en de p-orbitaal 3 elektronen. De maximale valentie (valentie) van koolstof is 4. Aangezien de andere elementen in de groep d-orbitalen aanwezig hebben, kunnen ze de valentie uitbreiden tot 6. Bijvoorbeeld in het geval van silicium (SiF₆)^2–maar [vgl₆)^2–is niet mogelijk.
• Klein formaat en hoog elektrisch negatief element. Hiervoor vormen koolstofatomen enkele bindingen, dubbele bindingen en tri-bindingen met andere atomen en andere elementen.
• catenatie;Dit is een van de kenmerken van koolstofatomen. Koolstofatomen komen samen om lange ketens en ringen te vormen. Dergelijke religies worden gecreëerd vanwege de kleine omvang van het koolstofatoom en de hoge koolstof-koolstofbindingssterkte. Koolstof-koolstof hechtsterkte 348 kj/mol.

Hechtstructuur van koolstof

Tetrachloorkoolstof (CCl₄) hechtstructuur

Er zijn vier elektronen in de laatste baan van een koolstofatoom. Het koolstofatoom wil stabiliseren door nog vier elektronen mee te nemen in zijn laatste baan. Opnieuw,elektronenconfiguratie van chlooratom laat zien dat de laatste schil van het chlooratoom zeven elektronen heeft.

Het chlooratoom wil een octaaf voltooien door een elektron op te nemen. Daarom vormt een koolstofatoom een ​​koolstoftetrachloride (CCl₄) samengesteld door covalente bindingen door elektronen te delen met vier chlooratomen.

Methaan (CH₄) bindingsvorming

De bovenstaande elektronenconfiguratie laat zien dat er vier elektronen in de laatste baan van het koolstofatoom zijn. Koolstof wil stabiel zijn door vier elektronen in zijn laatste baan (schil) te nemen.

Nogmaals, het waterstofatoom wil zo stabiel zijn alsheliumdoor een elektron te nemen en zijn eerste baan te voltooien. Daarom deelt een koolstofatoom elektronen met vierwaterstof atomenom het methaan te vormen (CH₄)verbinding door covalente binding.

Eigenschappen van koolstofatoom

• Het atoomnummer van koolstofatomen is 6. Het atoomnummer van een element is het aantal elektronen en protonen in dat element. Dat wil zeggen, het aantal elektronen en protonen in het koolstofatoom is zes.
• De actieve atoommassa van het koolstofatoom is [12.0096, 12.0116].
• Koolstof is niet-metaal.
• De valentie van een koolstofatoom is 2, 4 en devalentie-elektronenvan een koolstofatoom zijn vier.
• Koolstofatomen zijn de 2e periode van het periodiek systeem en een element van de 14-groep.
• Koolstof is een elektrisch negatief element.
• Koolstof is een anionelement.
• Koolstofatomen vormen covalente bindingen.
• Koolstof is het p-blokelement. De ionische energiewaarde van koolstofatomen is hoger dan die van s-blokelementen.
• Koolstof is thermisch geleidend en elektriciteit is licht geleidend.
• Het smeltpunt van een koolstofatoom is 3550°C en het kookpunt is 4827°C.
• De elektronegativiteit van koolstofatomen is 2,55 (Pauling-schaal).
• De oxidatietoestanden van koolstof zijn -4, 2 en 4.
• De atoomstraal van een koolstofatoom is 67 pm.
• De straal van het koolstofatoom van der Waals is 170 pm
• Ionisatie-energieën van koolstofatomen zijn 1e: 1086,5 kJ/mol, 2e: 2352,6 kJ/mol en 3e: 4620,5 kJ/mol.
• De elektronenverslaving van koolstofatomen is –153,9 kJ mol^–1
• De covalente straal van het koolstofatoom is sp3: 77 pm, sp2: 73 pm, sp: 69 pm.
• C = O Bond Lengte 123 pm, C – O Bond Lengte 143 pm, C – C Bond Lengte 154 pm, C = C Bond Lengte 133 pm, C – H (Alken) Bond Lengte 109 pm, C – H (Alkyne) Bond Lengte 108 pm, C – H (alkyn) 105 pm, C = N binding lengte 138 pm.

Veelgestelde vragen