1. Bestäm elektronkonfigurationen:
* Elektronkonfigurationen av arsenik är: 1s² 2S² 2P⁶ 3S² 3P⁶ 4S² 3D⁰ 4p³
2. Förstå omloppsformer och fyllningsregler:
* s orbitaler: Håll högst 2 elektroner, representerade som en enda cirkel.
* p orbitaler: Håll högst 6 elektroner, representerade som tre cirklar (PX, PY, PZ)
* d orbitaler: Håll högst 10 elektroner, representerade som fem cirklar (DXY, DXZ, Dyz, DX²-Y², DZ²)
* junds regel: Elektroner fyller orbitaler individuellt innan de kopplas ihop inom ett underskal.
* aufbau princip: Elektroner fyller orbitaler i ordning av ökande energinivåer.
3. Konstruera diagrammet:
`` `
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p
┌─┐ ┌─┐ ┌─┐┌─┐┌─┐ ┌─┐┌─┐┌─┐┌─┐┌─┐┌─┐
│↑↓││↑↓││↑↓││↑↓││↑↓││↑↓││↑↓││↑↓││↑↓││↑↓││↑↓││↑↓││↑↓││↑↓││↑↓│
└─┘ └─┘ └─┘└─┘└─┘ └─┘└─┘└─┘└─┘└─┘└─┘└─┘└─┘└─┘└─┘└─┘└─┘└─┘└─┘└─┘┘└─┘┘└─┘
↑ ↑ ↑
px py pz
`` `
Förklaring:
* 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d: Dessa orbitaler fylls helt med två elektroner vardera.
* 4p: Denna underskal har tre elektroner. Vi använder Hunds regel och placerar en elektron i vart och ett av P -orbitalerna (PX, PY, PZ) innan vi parar sig ihop.
Viktig anmärkning:
Orbitaldiagrammet representerar endast fyllningen av atomorbitaler för en isolerad arsenikatom. I molekyler eller föreningar kan elektronkonfigurationen och orbitaldiagram vara olika på grund av bindning.
