Elektronenschil: verschil tussen versies

Het beeld dat in dit artikel geschetst wordt, dat de elektronen zich in (sub)schillen rond de atoomkernen bevinden is een benadering die men zich maakt van de zeer moeilijk te begrijpen beschrijving op grond van de theorie van de [[kwantummechanica]]. De elektronen hebben elk een waarschijnlijkheidsverdeling van de plaats waar ze zich werkelijk bevinden. Deze verdeling wordt beschreven met een [[golffunctie]]. Die golffunctie is niet zozeer een '''schil''', maar heeft wel een bepaalde vorm. Het elektron heeft in feite een uitgestrekt gebied waar het zich kan bevinden (zie het [[onzekerheidsrelatie van Heisenberg|waarschijnlijkheidsprincipe]] van [[Werner Heisenberg|Heisenberg]]). De vorm van de golffunctie is verschillend voor de aanduiding s, p, d enz. Door het [[uitsluitingsprincipe van Pauli|uitsluitingsprincipe]] van [[Wolfgang Pauli|Pauli]] kunnen geen elektronen naast elkaar bestaan met exact dezelfde golffunctie. Door de eigenschap [[Spin (elementair deeltje)|spin]] van het elektron kunnen er wel twee elektronen zich bevinden in de subschil s. Namelijk het elektron met spin '''up''' en het andere elektron met spin '''down'''. Dit geldt voor iedere schil op het laagste niveau: de 'magnetische' subschil.

 

 

Voor elke rij elementen worden alleen de nieuwe schillen vermeld, alle schillen uit de bovenliggende rijen zijn geheel gevuld (denk er de elektronenconfiguraties van de meest rechtse elementen - de [[edelgas]]sen - uit alle bovenliggende rijen bij).