Elektronskal

Senast uppdaterad söndag, 24 juli 2011 13:07

Ett mycket viktig del av hur atomerna beter sig beror på hur deras elektronskal ser ut. Ett elektronskal är som ett skal runt kärnan på ett visst avstånd där det får plats ett specifikt antal elektroner. 

 

Elektronskalens namn

Elektronskalen räknas från kärnan och utåt. Det innersta skalet kallas för K-skalet, nästa skal kallas för L-skalet, och därefter kommer M-skalet. På samma sätt fortsätter man i alfabetet tills man når Q-skalet, vilket är det yttsta skalet som kan finnas på en atom.

Det yttersta elektronskalet som det finns elektroner i kallas för valensskalet. Det är elektronerna i detta skal som ger atomen dess speciella egenskaper.

 

Antalet elektroner per skal

Antalet e- (elektroner) som maximalt kan finnas i ett skal kan beräknas med denna enkla formel: \normalsize \text e^- = 2 \times n^2
Där n är elektronskalets nummer. K-skalet är det första (innersta) skalet, alltså har det 1 som nummer. Via formeln konstaterar vi att det max kan finnas två elektroner i det skalet. På samma sätt kan vi konstatera att det får plats 8 elektroner i L-skalet och 18 elektroner i M-skalet.

 

Valenselektroner

I valensskalet (det yttersta skalet) kan det finnas maximalt 8 elektroner. K-skalet innehåller maximalt 2 elektroner när det är valensskal på grund av att det inte har plats för fler elektroner.

Vid övergångsmetallerna fyller man de inre elektronskalen i stället för det yttre. Det är av denna anledning som varje påföljande övergångsmetall innehåller fler elektroner, men har inte fler valenselektroner.

Det är antalet valenselektroner som ger atomen dess egenskaper. Alla atomer som har ett visst antal valenselektroner beter sig på ett liknande sätt. Detta yttrar sig bland annat i vilken sorts bindning atomerna kommer att ha. När en atom eller jon har 8 valenselektroner säger man att den har ett ädelgasskal, och har då väldigt svårt för att reagera med andra ämnen.

Atomerna gör allt de kan för att nå ett fullt valensskal på grund av att de blir mer stabila. Läs mer om detta i Intramolekylära bindningar.