Jak pochopit elektronovou konfiguraci atomů
Elektronová konfigurace atomu je způsob popisu, jak jsou jeho elektrony uspořádány v různých energetických úrovních a subúrovních kolem jádra. Elektronová konfigurace atomu určuje mnoho jeho fyzikálních a chemických vlastností, jako je reakce s jinými atomy, jak vede elektrický proud a jak se chová v magnetickém poli.
Co je elektron?
Elektron je negativně nabité subatomové částice, které obíhají jádro atomu. Jádro se skládá z pozitivně nabitéch protonů a neutrálně nabitéch neutronů. Počet protonů v jádru definuje atomové číslo prvku, a počet elektronů v neutrálním atomu je roven počtu protonů.
Elektrony mají velmi malou hmotnost v porovnání s protony a neutrony a pohybují se velmi rychle ve svých obvodách. Tyto obvody nejsou kruhové cesty, ale spíše oblasti prostoru, kde se elektrony nejpravděpodobněji nacházejí. Tyto oblasti se nazývají orbitály nebo subšelly a mají různé tvary a velikosti podle své energetické úrovně.
Co je energetická úroveň?
Energetická úroveň je hlavní skořápka nebo obvod, který obsahuje jednu nebo více subšel nebo orbitálů. Energetická úroveň orbitálu je určena jeho vzdáleností od jádra: čím blíže je, tím nižší je jeho energie; čím dál je, tím vyšší je jeho energie.
Energetické úrovně jsou očíslovány od 1 do 7, začínající nejbližší u jádra. První energetická úroveň může obsahovat až 2 elektrony, druhá až 8, třetí až 18 atd. Vzorec pro výpočet maximálního počtu elektronů v energetické úrovni je 2n^2, kde n je číslo energetické úrovně.
Co je subšell?
Subšell je poddělení energetické úrovně, které obsahuje jeden nebo více orbitálů stejného tvaru a energie. Subšely jsou pojmenovány písmeny: s, p, d, f, g atd., odpovídající kvantovým číslům orbitálů 0, 1, 2, 3, 4 atd. Počet subšel v energetické úrovni je roven číslu energetické úrovně: například první energetická úroveň má jeden subšell (s), druhá má dva (s a p), třetí má tři (s, p a d) atd.
Maximální počet elektronů, které mohou být umístěny v subšelu, je daný vzorcem 2(2l + 1), kde l je kvantové číslo orbitálu. Například subšell s může obsahovat až 2 elektrony, subšell p až 6, subšell d až 10 a subšell f až 14.
Co je orbitál?
Orbitál je oblast prostoru uvnitř subšelu, kde se elektron může nacházet s určitou pravděpodobností. Tvar a velikost orbitálu závisí na jeho energetické úrovni a subšelu: například s orbitály jsou kulovité, p orbitály jsou tvaru halter, d orbitály jsou tvaru štítu nebo komplexní, a f orbitály jsou ještě složitější.
Každý orbitál může obsahovat až 2 elektrony s opačným spinem: jeden se točí směrem hodinových ručiček a jeden proti směru hodinových ručiček. Spin je další vlastnost elektronů, která ovlivňuje jejich magnetické chování.
Jak napsat elektronovou konfiguraci atomu?
Elektronová konfigurace atomu se zapisuje vypsáním všech obsazených subšel s jejich počtem elektronů v horním indexu. Například elektronová konfigurace vodíku (H) s jedním elektronem je 1s^1; elektronová konfigurace hélia (He) s dvěma elektrony je 1s^2; elektronová konfigurace lithia (Li) s třemi elektrony je 1s^2 2s^1; atd.
Pořadí, v jakém jsou subšely zaplněny, následuje pravidlo zvané Aufbauova princip nebo princip postupného budování: elektrony obsazují nejnižší energetické orbitály dostupné nejdříve, než přecházejí na vyšší energetické.
Jak aplikovat Aufbauův princip?
Pro napsání elektronové konfigurace atomu pomocí Aufbauova principu musíme postupovat následovně:
Začněte s nejnižší energetickou orbitalí, kterou je orbitál 1s, a zaplňte ho až dvěma elektrony.
Přejděte na další nejnižší energetickou orbitali, kterou je orbitál 2s, a zaplňte ho až dvěma elektrony.
Přejděte na další nejnižší energetickou orbitali, kterou je orbitál 2p, a zaplňte ho až šesti elektrony.
Pokračujte v tomto procesu, dokud nebudou všechny elektrony atomu přiřazeny do orbitálů.
Pro zjednodušení zápisu elektronových konfigurací můžeme použít zkrácený zápis, který používá symbol předchozího vzácného plynu v hranatých závorkách k reprezentaci vnitřních elektronů, které jsou v stabilní konfiguraci. Například místo zápisu 1s^2 2s^2 2p^6 pro neon (Ne) můžeme napsat [He] 2s^2 2p^6, kde [He] reprezentuje konfiguraci hélia (He).
Můžeme také použít diagram zvaný orbitální diagram nebo diagram elektronové konfigurace k zobrazení rozdělení elektronů v orbitálích pomocí šipek nebo kruhů. Šipky reprezentují spin elektronů a musí být párovány s opačným spinem v každém orbitálu. Kruhy reprezentují elektrony bez zobrazení jejich spinu.
Jaké jsou výjimky k Aufbauovu principu?
Aufbauův princip funguje dobře pro většinu prvků, ale existují některé výjimky, kdy elektrony nevyplňují orbitály podle jejich energetických úrovní. Tyto výjimky nastávají proto, že některé atomy jsou stabilnější, když mají napůl plné nebo plně plné subšely, zejména v bloku d a f.
Například chrom (Cr) má atomové číslo 24, což znamená, že má 24 elektrony. Podle Aufbauova principu by jeho elektronová konfigurace měla být [Ar] 4s^2 3d^4, kde [Ar] reprezentuje konfiguraci argonu (Ar). Tato konfigurace však není velmi stabilní, protože subšell 3d je pouze částečně plný s čtyřmi elektrony. Stabilnější konfigurace je [Ar] 4s^1 3d^5, kde jsou oba subšely 4s a 3d napůl plné s jedním a pěti elektrony, respektive.
Dalším příkladem je měď (Cu), která má atomové číslo 29 a 29 elektronů. Podle Aufbauova principu by jeho elektronová konfigurace měla být [Ar] 4s^2 3d^9, kde [Ar] reprezentuje konfiguraci argonu (Ar). Tato konfigurace však není velmi stabilní, protože subšell 3d je pouze částečně plný s devíti elektrony. Stabilnější konfigurace je [Ar] 4s^1 3d^10, kde jsou oba subšely 4s a 3d plně plné s jedním a deseti elektrony, respektive.
Existují další výjimky k Aufbauovu principu v přechodných kovech (blok d) a lanthanidech a aktinidech (blok f). Pro identifikaci těchto výjimek potřebujeme sledovat jejich pozorované elektronové konfigurace a porovnat je s jejich predikovanými konfiguracemi na základě jejich energetických úrovní.
