Konfiguracja elektronowa

Atomy składają się z jądra atomowego oraz krążących wokół nich elektronów. Pojęcia krążenia nie powinniśmy traktować dosłownie i analogicznie do krążenia planet wokół Słońca. Świat w mikroskali rządzi się zasadami mechaniki kwantowej, a ta pokazuje, że elektrony są niejako rozmyte wokół jądra, tworzą tak zwaną chmurę elektronową, której kształt określa prawdopodobieństwo znalezienia cząstki w konkretnym miejscu w objętości atomu.

Powłoki elektronowe

Równanie Schrödingera dla elektronu związanego w atomie (wodoru) ma tylko wówczas rozwiązanie, gdy energia elektronu przyjmuje wartości pewnej stałej wartości podzielonej przez n². Liczba n jest nazywana główną liczbą kwantową i przyjmuje wartości 1,2,3,...

Wszystkie elektrony o zbliżonych energiach znajdują się na tak zwanych powłokach elektronowych. Oznaczamy je kolejno wielkimi literami K, L, M, N, O, P, itd. zgodnie z kolejnością alfabetyczną. Numeracja powłok odpowiada głównej liczbie kwantowej oraz numerowi okresu w układzie okresowym pierwiastków.

Powłoka K (n=1) znajduje się najbliżej jądra atomu. Elektrony na tej powłoce mają najniższą z możliwych energii i są jednocześnie najbardziej związane z jądrem (są najsilniej przyciągane). Im na wyższej powłoce znajduje się elektron, tym słabiej jest związany z atomem i tym większą energię posiada.

Na danej powłoce może się znajdować ściśle określona liczba elektronów wyrażona wzorem 2n².

Rozmieszczenie elektronów na powłokach opisujemy w taki sposób, że nad symbolem powłoki podajemy liczbę elektronów w niej występujących. Dla na przykład chloru konfiguracja elektronów na powłokach ma więc postać: K² L⁸ M⁷ . Oznacza to, że na powłoce K znajdują się dwa elektrony, na powłoce L jest ich osiem, a w powłoce M znajduje się 7 elektronów.

Rozmieszczenie elektronów dla dowolnego pierwiastka odczytasz w naszym układzie okresowym (dostępnym w menu u góry strony).

Rozwiązując równanie Schrödingera dla atomu wodoru okazuje się, że funkcja falowa elektronu zależy od trzech liczb kwantowych: n - wyznaczającej powłoki, l - wyznaczającej tak zwane podpowłoki oraz m - wyznaczającej orbitale.

Podpowłoki elektronowe

W każdej powłoce znajdują się tak zwane podpowłoki, w których znajdują się elektrony o ściśle określonych i jednakowych energiach.

Podpowłoki oznaczamy literami s, p, d, f, g, h itd. Podpowłoka s to podpowłoka o najniższej energii.

Kolejne podpowłoki odpowiadają kolejnym numerom pobocznej liczby kwantowej l=0,1,2,....

Na danej podpowłoce może się znaleźć 2(2l+1) elektronów. Niezależnie od tego, w której powłoce znajduje się dana podpowłoka, zawsze mieści się na niej tyle samo elektronów.

Oznaczenie podpowłoki jest następujące: przed nazwą podpowłoki (s,p,d,...) podajemy numer głównej liczby kwantowej (powłoki), a w indeksie podajemy liczbę elektronów.

Przykład

Zapis 2s¹ oznacza podpowłokę s (l=0) w powłoce L (n=2) z jednym tylko elektronem.

Orbitale

Orbital jest funkcją falową, która jest rozwiązaniem równania Schrödingera dla jednego elektronu, który znajduje się na jednej z powłok atomu. Można powiedzieć, że orbital opisany trzema liczbami kwantowymi określa kształt chmury elektronowej.

Konfiguracja elektronów

Konfigurację elektronową atomu przedstawia się przy pomocy następujących reguł:

• orbitale zapełniane są w kolejności od niższej energii 1s → 2s → 2p → 3s → 3p → 4s → 3d → 4p → 5s → 4d → 5p → itd. według schematu zaprezentowanego na ilustracji obok;
• każdą podpowłokę mogą zajmować maksymalnie dwa elektrony, które zgodnie z zakazem Pauliego, muszą mieć przeciwne spiny;
• w atomie nie mogą istnieć dwa elektrony posiadające taki sam zestaw czterech liczb kwantowych:  n  l,  m_l i m_s;
• zgodnie z tak zwaną regułą Hunda niezapełnione orbitale o jednakowej energii zajmowane są kolejno elektronami o takim samym spinie dopóki wszystkie wolne orbitale zostaną zajęte. Pary elektronowe na tych orbitalach pojawiają się dopiero po zapełnieniu wszystkich orbitali obsadzone przez pojedyncze elektrony.

Mamy:

Na wyższych powłokach energia elektronów zależy od głównej liczby kwantowej  n, ale i w istotny sposób od pobocznej liczby kwantowej  l. W związku z tym niektóre z poziomów energetycznych d czy f o niższej głównej liczbie kwantowej będą charakteryzowały się wyższą energią od poziomów o wyższej głównej liczbie kwantowej. Dlatego w przypadku niektórych pierwiastków, można zaobserwować wyjątki od „regularnego” zapełniania orbitali przez elektrony, jak np. w przypadku atomów miedzi.

Uproszczony zapis konfiguracji elektronów

Możliwy jest także tzw. skrócony zapis konfiguracji elektronowej. Jest to zapis konfiguracji, w którym przedstawia się początkowy rdzeń w postaci konfiguracji elektronowej gazu szlachetnego i uzupełnia się go o pozostałe elektrony.

Konfiguracje elektronowe wybranych pierwiastków

Konfiguracje elektronowe gazów szlachetnych.

Konfiguracje elektronowe najczęściej wykorzystywane.

Jeżeli w powyższej tablicy nie znalazłeś danego pierwiastka, skorzystaj z naszej interaktywnej tablicy Mendelejewa. Są tam wyszczególnione konfiguracje elektronowe wszystkich pierwiastków.

Kształt orbitali

Funkcje falowe można poglądowo przedstawić jako wykresy gęstości prawdopodobieństwa znalezienia elektronu w przestrzeni atomu. Kątowy rozkład prawdopodobieństwa to właśnie orbital. Inaczej mówiąc w ten sposób możemy zilustrować chmury elektronowe na poszczególnych poziomach energetycznych.

© natros - stock.adobe.com

Konfiguracja elektronowa PDF

Pobierz kolorową tablicę w formacie pdf do wydruku, klikając na powyższą grafikę.

Inne zagadnienia z tej lekcji

Dlaczego metale ziem rzadkich są podobne?

Dlaczego dwa różne pierwiastki w tablicy Mendelejewa zwykle tak bardzo różnią się od siebie i dlaczego metale ziem rzadkich są wyjątkiem?

© medianauka.pl, 2020-05-05, A-3772