Elektronový obal a elektronová konfigurace

Vydáno: 11. 12. 2022; Poslední aktualizace: 14. 07. 2023; Autor: Zdeněk Moravec

Atom se skládá z atomového jádra a elektronového obalu. Tato stránka je věnována čistě obalu.

Elektronový obal obsahuje elektrony vázané k atomovému jádru. Tvoří asi 0,01 % hmotnosti atomu, ale zabírá většinu jeho objemu. Poloměr elektronového obalu je řádově 10-10 m = Å. V elektronovém obalu se pohybují elektrony, což jsou částice se záporným nábojem a hmotností zhruba 1/1800 hmotnosti protonu. Počet elektronů v neutrálním atomu je shodný s počtem protonů.

U elektronů pozorujeme tzv. dualitu chování, tzn. že vystupují jako částice i jako vlnění. V důsledku Heisenbergova principu neurčitosti nelze přesně určit polohu elektronu v atomu, proto popisujeme pouze pravděpodobnost výskytu elektronu v daném prostoru. Elektrony se v atomu pohybují v prostoru vymezeném řešením Schrödingerovy rovnice, tento prostor označujeme jako atomový orbital.

Elektrony, které se nacházejí v poslední zaplněné slupce elektronového obalu se označují jako valenční elektrony a jsou zodpovědné za tvorbu chemických vazeb.

Struktura elektronového obalu

Elektrony jsou v atomu umístěny na hladinách. Každý elektron je charakterizován čtyřmi kvantovými čísly.

Hlavní kvantové číslo, označujeme jej n – popisuje příslušnost orbitalu do elektronové slupky – velikost orbitalu. Nabývá celočíselných hodnot větších než 0.

Vedlejší kvantové číslo, označujeme jej l – popisuje tvar orbitalu. Často se používá označení pomocí písmen – s (0), p (1), d (2), f (3), … Nabývá hodnot od 0 do n-1.

Magnetické kvantové číslo, označujeme jej m – popisuje prostorovou orientaci orbitalu. Nabývá hodnot od –l do l.

Např. orbitaly p v druhé slupce jsou charakterizovány třemi sadami kvantových čísel:

  • n = 2; l = 1; m = -1
  • n = 2; l = 1; m = 0
  • n = 2; l = 1; m = 1

Spinové kvantové číslo, s – nepopisuje orbital, ale spin elektronu v orbitalu. Nabývá hodnot -½ a +½.

Postup obsazování jednotlivých hladin a orbitalů je popsán dvěma základními principy.

Pauliho princip výlučnosti – v atomu nemohou existovat dva elektrony, které by měly shodná všechna čtyři kvantová čísla, musí se lišit alespoň spinem. Z toho plyne, že do jednoho orbitalu se vejdou dva elektrony.

Výstavbový (Aufbau) princip – elektrony zaplňují orbitaly od energeticky nejnižších. První jsou zaplňovány volné orbitaly s nejnižším součtem n+l.

Elektronová konfigurace

Způsob popisu zaplnění atomových orbitalů elektrony. Orbitaly jsou zaplňovány v pořadí: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p. Orbitaly d se zaplňují až po zaplnění s-orbitalu s hlavním kvantovým číslem (n+1). Orbitaly f se zaplňují až po zaplnění s-orbitalu s hlavním kvantovým číslem (n+2).

Elektronovou konfiguraci zapisujeme jako výčet atomových orbitalů s počtem elektronů uvedeným ve formě horního indexu za symbolem orbitalu, např. C: 1s2 2s2 2p2. Tento zápis by byl pro těžší atomy nepřehledný, proto se používá zkrácená notace, kde uvedeme značku vzácného plynu z předchozí periody PSP a doplníme pouze chybějící orbitaly, např.:

  • C: [He] 2s2 2p2
  • Pt: [Xe] 4f14 5d9 6s1.

U nepřechodných prvků (s a p blok PSP) je zaplňování orbitalů dáno jejich energetickým pořadím. U přechodných (d-blok) a vnitřně přechodných prvků (f-blok) nacházíme výjimky a nepravidelnosti v pořadí zaplňování orbitalů.

Při zaplňování orbitalů prvků 3. periody dochází ke změně pořadí orbitalů. Elektronová konfigurace vápníku je: Ca: [Ar] 4s2 (3d0 4p0), když ale postoupíme ke skandiu, dojde k poklesu energie orbitalu 3d, takže výsledkem je:

  • Sc: [Ar] 3d1 4s2
  • Ti: [Ar] 3d2 4s2

V zápisu konfigurace atomů a iontů je důležité dodržovat správné pořadí, protože je rozhodující pro správné umístění nebo odebrání elektronů při tvorbě iontů.

U prvků 6. a 11. skupiny dochází k přeskoku jednoho elektronu z orbitalu s do orbitalu d, tím vzniká konfigurace se zpola nebo zcela zaplněným d-orbitalem, která je energeticky výhodnější.

  • Cr: [Ar] 3d5 4s1
  • Cu: [Ar] 3d10 4s1

U vnitřně přechodných prvků (f-prvky, lanthanoidy a aktinoidy) je elektronová konfigurace:
(n-2)f1-14 (n-1)d0-1 ns2.

  • Gd: [Xe] 4f7 5d1 6s2
  • U: [Rn] 5f3 6d1 7s2

Elektronová konfigurace iontů

  • Při vzniku kationtů se uvolňují elektrony z nejvyššího obsazeného orbitalu.
  • Při vzniku aniontů elektrony vstupují do nejnižšího neobsazeného orbitalu.
Na[Ne] 3s1Na+[Ne]
Ba[Xe] 3s2Ba2+[Xe]
Fe[Ar] 3d6 4s2Fe3+[Ar] 3d5
Cu[Ar] 3d10 4s1Cu2+[Ar] 3d9
S[Ne] 3s2 3p4S2-[Ne] 3s2 3p6 ≡ [Ar]
Cl[Ne] 3s2 3p5Cl[Ne] 3s2 3p6 ≡ [Ar]

Příklady

Kationty N3+ a N5+: dusík má v neutrálním stavu elektronovou konfiguraci valenční slupky:

N: [He] 2s2 2p3

Pro vytvoření kationtu N3+ musíme odebrat tři elektrony, nejdostupnější jsou ty v 2p orbitalech, konfigurace iontu tedy bude:

N3+: [He] 2s2 2p0 = [He] 2s2

Abychom získali kation N5+, musíme odebrat všech pět valenčních elektronů:

N5+: [He] 2s0 2p0 = [He]

U aniontů postupujeme opačně, např. oxidový anion, O2-, získáme přidáním dvou elektronů ke konfiguraci kyslíku:

O: [He] 2s2 2p4
O2-: [He] 2s2 2p6

Prezentace ke stažení (PDF)