Jak zrozumieć konfigurację elektronową atomów

Konfiguracja elektronowa atomu to sposób opisania, jak jego elektrony są rozmieszczone na różnych poziomach energetycznych i podpoziomach wokół jądra. Konfiguracja elektronowa atomu określa wiele jego fizycznych i chemicznych właściwości, takich jak reakcje z innymi atomami, przewodnictwo elektryczne oraz zachowanie w polu magnetycznym.

Czym jest elektron?

Elektron to ujemnie naładowana cząstka subatomowa, która krąży wokół jądra atomu. Jądro składa się z dodatnio naładowanych protonów i neutralnie naładowanych neutronów. Liczba protonów w jądrze definiuje liczbę atomową pierwiastka, a liczba elektronów w neutralnym atome jest równa liczbie protonów.

Elektrony mają bardzo małą masę w porównaniu do protonów i neutronów, a poruszają się bardzo szybko na swoich orbitach. Orbity nie są kołowymi ścieżkami, ale raczej regionami przestrzeni, gdzie elektrony najprawdopodobniej można znaleźć. Te regiony nazywane są orbitalami lub podpowłokami, mają różne kształty i rozmiary w zależności od ich poziomu energetycznego.

Czym jest poziom energetyczny?

Poziom energetyczny to główna powłoka lub orbita, która zawiera jedno lub więcej podpowłok lub orbitali. Poziom energetyczny orbitalu jest określany przez jego odległość od jądra: im bliżej jest, tym niższa jest jego energia; im dalej, tym wyższa jego energia.

Poziomy energetyczne są numerowane od 1 do 7, zaczynając od najbliższego jądru. Pierwszy poziom energetyczny może pomieścić maksymalnie 2 elektrony, drugi maksymalnie 8, trzeci maksymalnie 18, itd. Wzór na obliczenie maksymalnej liczby elektronów w poziomie energetycznym to 2n^2, gdzie n to numer poziomu energetycznego.

Czym jest podpowłoka?

Podpowłoka to podział poziomu energetycznego, który zawiera jeden lub więcej orbitali o tym samym kształcie i energii. Podpowłoki są oznaczone literami: s, p, d, f, g, itp., odpowiadającym kwantowym numerom orbitalnym 0, 1, 2, 3, 4, itp. Liczba podpowłok w poziomie energetycznym jest równa numerowi poziomu energetycznego: np. pierwszy poziom ma jedną podpowłokę (s), drugi ma dwie (s i p), trzeci ma trzy (s, p i d), itd.

Maksymalna liczba elektronów, które mogą zmieścić się w podpowłoce, jest określona wzorem 2(2l + 1), gdzie l to kwantowy numer orbitalny. Na przykład, podpowłoka s może pomieścić maksymalnie 2 elektrony, podpowłoka p maksymalnie 6, podpowłoka d maksymalnie 10, a podpowłoka f maksymalnie 14.

Czym jest orbital?

Orbital to obszar przestrzeni w podpowłoce, gdzie można znaleźć elektron z pewnym prawdopodobieństwem. Kształt i rozmiar orbitalu zależą od jego poziomu energetycznego i podpowłoki: na przykład, orbitali s są kuliste, orbitali p mają kształt hantli, orbitali d są w kształcie koniczyny lub skomplikowane, a orbitali f są jeszcze bardziej złożone.

Każdy orbital może pomieścić maksymalnie 2 elektrony o przeciwnych spinach: jeden obracający się zgodnie z ruchem wskazówek zegara i jeden przeciwnie. Spin to inna właściwość elektronów, która wpływa na ich zachowanie magnetyczne.

Jak zapisać konfigurację elektronową atomu?

Konfiguracja elektronowa atomu jest zapisywana poprzez wymienienie wszystkich zajętych podpowłok z ich liczbą elektronów w indeksie górnym. Na przykład, konfiguracja elektronowa wodoru (H) z jednym elektronem to 1s^1; konfiguracja elektronowa helu (He) z dwoma elektronami to 1s^2; konfiguracja elektronowa litu (Li) z trzema elektronami to 1s^2 2s^1; itd.

Kolejność, w jakiej podpowłoki są wypełniane, podlega zasadzie zwanej zasada Aufbau lub zasada budowania: elektrony zajmują najniższe energetyczne orbity dostępne przed przeniesieniem do wyższych energetycznych.

Jak zastosować zasadę Aufbau?

Aby zapisać konfigurację elektronową atomu stosując zasadę Aufbau, należy postępować według następujących kroków:

1. Zacznij od najniższej energetycznej orbity, czyli orbity 1s, i wypełnij ją maksymalnie dwoma elektronami.

2. Przejdź do kolejnej najniższej energetycznej orbity, czyli orbity 2s, i wypełnij ją maksymalnie dwoma elektronami.

3. Przejdź do kolejnej najniższej energetycznej orbity, czyli orbity 2p, i wypełnij ją maksymalnie sześcioma elektronami.

4. Kontynuuj ten proces, aż wszystkie elektrony atomu zostaną przydzielone do orbitali.

Aby uprościć zapis konfiguracji elektronowych, możemy użyć notacji skróconej, która używa symbolu poprzedniego szlachetnego gazu w nawiasach, aby reprezentować wewnętrzne elektrony, które są w stabilnej konfiguracji. Na przykład, zamiast pisać 1s^2 2s^2 2p^6 dla neonu (Ne), możemy napisać [He] 2s^2 2p^6, gdzie [He] reprezentuje konfigurację helu (He).

Możemy również użyć diagramu orbitalnego lub diagramu konfiguracji elektronowej, aby pokazać rozkład elektronów w orbitalach za pomocą strzałek lub okręgów. Strzałki reprezentują spin elektronów, a muszą być sparowane z przeciwnymi spinami w każdym orbitalu. Okręgi reprezentują elektrony bez pokazywania ich spinu.

Jakie są wyjątki od zasady Aufbau?

Zasada Aufbau działa dobrze dla większości pierwiastków, ale występują pewne wyjątki, w których elektrony nie wypełniają orbitali zgodnie z ich poziomami energetycznymi. Te wyjątki występują, ponieważ niektóre atomy są bardziej stabilne, gdy mają częściowo wypełnione lub całkowicie wypełnione podpowłoki, zwłaszcza w bloku d i f.

Na przykład, chrom (Cr) ma liczbę atomową 24, co oznacza, że ma 24 elektrony. Zgodnie z zasadą Aufbau, jego konfiguracja elektronowa powinna wynosić [Ar] 4s^2 3d^4, gdzie [Ar] reprezentuje konfigurację argonu (Ar). Jednak ta konfiguracja nie jest bardzo stabilna, ponieważ podpowłoka 3d jest tylko częściowo wypełniona czterema elektronami. Więcej stabilna konfiguracja to [Ar] 4s^1 3d^5, gdzie zarówno podpowłoka 4s, jak i 3d są częściowo wypełnione jednym i pięcioma elektronami, odpowiednio.

Innym przykładem jest miedź (Cu), która ma liczbę atomową 29 i 29 elektronów. Zgodnie z zasadą Aufbau, jej konfiguracja elektronowa powinna wynosić [Ar] 4s^2 3d^9, gdzie [Ar] reprezentuje konfigurację argonu (Ar). Jednak ta konfiguracja nie jest bardzo stabilna, ponieważ podpowłoka 3d jest tylko częściowo wypełniona dziewięcioma elektronami. Więcej stabilna konfiguracja to [Ar] 4s^1 3d^10, gdzie zarówno podpowłoka 4s, jak i 3d są całkowicie wypełnione jednym i dziesięcioma elektronami, odpowiednio.

Są inne wyjątki od zasady Aufbau w metalach przejściowych (blok d) i lantanidach oraz aktynidach (blok f). Aby zidentyfikować te wyjątki, musimy spojrzeć na ich obserwowane konfiguracje elektronowe i porównać je z przewidywanymi na podstawie ich poziomów energetycznych.

Dlaczego konfiguracja elektronowa atomu jest ważna?

Konfiguracja elek