Hvad hedder Kobber ionen?

Antallet af elektroner i n'te orbital burde jo være 2·n². Men orbitalerne er ikke ens. Man talerne er ikke ens. Man taler om s, p, d, f, g osv. -orbitaler. Alle orbitaler kan rumme to elektroner (spin op/ned).

I niveau 1 er der kun mulighed for en s-orbital. Derfor er der kun to grundstoffer i niveau 1 (H og He). For brint er der kun én elektron i orbitalen. For helium er der to. Dette er igen bestemt af, hvor mange protoner, der er i kernen.

I niveau 2 er der mulighed for en s-orbital og tre p-orbitaler med to elektroner i hver. Hvis du tæller efter, kan du se, at der højst kan være 8 elektroner i niveau 2 (fra Li til Ne). Og nu bliver det besværligt:

I niveau 3 er der mulighed for en s-orbital, tre p-orbitaler og fem d-orbitaler med to elektroner i hver. Det giver 18 elektroner. Men i 3. periode er der jo kun 8 grundstoffer (fra Na til Ar). Der mangler 10! Det er d-orbitalerne, der ikke er fyldt op endnu.

Ikke desto mindre starter 4. periode med K og Ca, der dannes ved at fylde 4s orbitalerne, før 3d-orbitalerne er fyldt. Det skyldes, at 4s-orbitalerne faktisk har lidt lavere energi end 3d-orbitalerne. Men 4p- orbitalernes energi er højere. Derfor er atomerne fra Sc til Zn dannet ved at fyldeelektroner i 3d-orbitalerne. Og sådan fortsætter det ned gennem perioderne.

Og nu til kobber.

Almindeligt kobber har så 2 elektroner i yderste skal og 9 elektroner i 3d-orbitalen. Hvis man fjerner de yderste elektroner, har man Cu⁺⁺ ionen, cupri-ionen. Kobber kan også optræde monovalent (cupro, Cu⁺). Her er den en elektron fjernet, og den anden er smuttet ind i den ledige 3d-orbital.

Noget tilsvarende gælder for de andre grundstoffer i undergrupperne (Fx. jern: ferri: Fe⁺⁺⁺, ferro: Fe⁺⁺)

Hvis du vil vide mere, må du nok spørge i kemi eller kigge i søgningen

http://www.google.dk/search?q=grundstoffer%2C+orbitaler&ie=utf-8&oe=utf-8&aq=t&rls=org.mozilla:da:official&client=firefox-a

Hejsa

Tusind tak for at du har svaret på mit spørgsmål, men jeg forstår ikke helt det med orbital. Er det den yderste skal? Eller de andre? Og almindeligt Kobber har altså kun 1 elektron i yderste skal. Hmm, vil du forklare mig det på en anden måde?

En hurtig forklaring er, at kobber har to elektroner i yderste skal (lige som Mg). De andre ligger i 1., 2. og 3. skal (lige som grundstoffern fra Sc til Zn. Ved Zn er 3. skal fyldt op, og Ga til Kr fylder derfor op i 4. skal.

Du skal nok have et periodisk system ved siden af dig for at følge med :-)

Hjalp det?

Ja, men jeg sidder faktisk lige og kigger på det....jeg kan se at Cu har 2 i 1.skal, 8 i 2. 18 i den 3. og 1 i den sidste? Det er den sidste elektron, der forvirre mig..

Jeg indrømmer, at det står alle steder (2,8,8,10,1). Men Cu++ (Cu2+) ionen eksisterer jo. Og så er elektronkonfigurationen (2,8,8,9). Der står noget på nettet. Fx

http://translate.google.dk/translate?hl=da&langpair=en|da&u=http://www.chemicalforums.com/index.php%3Fboard%3D4%3Baction%3Ddisplay%3Bthreadid%3D6907

som desværre er dårligt oversat fra engelsk.

I mit periodiske system står der at Cu har 1 elektron i yderste skal. Så jeg kan ikke forstå hvorfor den smider 2. Sådan som jeg forstår det skal den have 7 elektroner mere for at komme til at ligne Krypten, men der er jo ikke noget der hedder Cu+++++++. Jeg kan godt se at det er forkert, men forstår bar eikke det rigtige...

Jeg er bange for, at jeg ikke kan forklare det bedre end i #1, #3 og #5. Men oktetreglen gælder ikke særlig godt for grundstoffer i undergrupperne. Hvis Cu afgiver en elektron og bliver til Cu⁺, er der jo 18 elektroner i yderste skal, som dermed er fuld. Og 18 er jo ikke det samme som 8 :-).

I linket herunder (fra Nakskov gymnasium) omtales både ionbindinger og kovalente bindinger, og det viser, at der er flere måder at opfylde oktetreglen på.

http://www.nakskov-gym.dk/fysik/la/naturfag_webmappe/kemi_3.ht

Men nu begynder det at gå over min forstand. Jeg er jo fysik og matematiklærer, og ikke kemilærer, så hvis du vil vide mere, må du spørge i kemifaget.

Glæd dig til gymnasiet :-)

                                                                         Cu [Ne], 3d¹⁰4s¹

netop for stofferne i 1. sidegruppe
med den ydre elektronkonfiguration      
                                                                          d¹⁰ s¹
sker det ofte ved alm.
temperatur, at en
d-elektron hopper "op"
og bliver en s-elektron,
så atomet kemisk fungerer med
elektronkonfigurationen
                                                                          d⁹ s²

.

Læs om spændingsrækken. Har ikke et godt link, men brug lidt tid og du burde finde svaret. 

korrektion:

                                                                         Cu [Ar], 3d¹⁰4s¹

netop for stofferne i 1. sidegruppe
med den ydre elektronkonfiguration      
                                                                          d¹⁰ s¹
sker det ofte ved alm.
temperatur, at en
d-elektron hopper "op"
og bliver en s-elektron,
så atomet kemisk fungerer med
elektronkonfigurationen
                                                                          ₂₉Cu [Ar] 3d⁹ 4s²

                                                                          ₂₉Cu²⁺ [Ar] 3d⁹