Elektronový obal a elektronová konfigurace – Web o chemii, elektronice a programování

Obsah

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 v atomu nepopisujeme jako částice pohybující se po přesně daných drahách. Pomocí atomových orbitalů popisujeme oblasti prostoru, ve kterých se elektron může s určitou pravděpodobností nacházet.

Elektrony nacházející se v nejvyšší obsazené slupce se označují jako valenční elektrony a jsou zodpovědné za tvorbu chemických vazeb.

Struktura elektronového obalu

Elektrony v atomu obsazují energetické hladiny. Každý elektron je charakterizován čtyřmi kvantovými čísly, tři charakterizují atomový orbital a čtvrté se týká přímo daného elektronu.

Atomové orbitaly

Pomocí atomových orbitalů popisujeme oblasti prostoru, ve kterých se elektron může s určitou pravděpodobností nacházet. Setkáváme se se čtyřmi typy orbitalů, běžně se označují písmeny: s, p, d a f.

Do každého orbitalu lze umístit maximálně dva elektrony, tzn. v jedné slupce se do orbitalů daného typu vejde celkem:

Typ orbitalu	s	p	d	f
Maximální počet elektronů	2	6	10	14

Orbital s je kulový a v každé slupce je pouze jeden.

Orbital p má dva laloky, které mají opačné znaménko vlnové funkce. Znaménko nemá vztah k elektrickému náboji, pouze určuje fázi vlnové funkce, znaménka se v obrázcích zobrazují zpravidla šrafováním nebo stínováním. V každé slupce jsou tři orbitaly typu p: p_x, p_y a p_z.

Orbitalů d je pět: d_xy, d_xz, d_yz, d_z² a d_x²-y². První tři mají laloky mezi osami souřadného systému a zbylé dva v osách.

Existuje sedm orbitalů typu f, jejichž tvary jsou podstatně složitější než u orbitalů s, p a d. Jejich zobrazení najdete např. zde. Zaplňují se až v prvcích od lanthanoidů dále.

Typ orbitalu	Počet orbitalů	Maximální počet elektronů
s	1	2
p	3	6
d	5	10
f	7	14

Kvantová čísla

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 třemi 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 vyplývá, že jeden orbital mohou obsadit nejvýše dva elektrony.
Výstavbový (Aufbau) princip – elektrony zaplňují orbitaly od energeticky nejnižších. Nejprve jsou obsazovány orbitaly s nejnižším součtem n+l. Při shodném součtu n+l se nejprve obsazuje orbital s nižším n.
Hundovo pravidlo – degenerované orbitaly (např. tři orbitaly p) se nejprve obsazují po jednom elektronu se stejným spinem. Teprve poté dochází k párování elektronů.

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.

Po zaplnění orbitalu 4s začínají elektrony obsazovat orbitaly 3d, protože se mění energetické 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

U prvků začínajících skandiem se energetické pořadí orbitalů mění tak, že orbital 3d má nižší energii než orbital 4p, ale vyšší než orbital 4s.

V zápisu konfigurace atomů a iontů je důležité dodržovat správné pořadí, protože je rozhodující pro správné umístění nebo odebrání elektronů při tvorbě iontů. Při vzniku kationtů přechodných kovů jsou nejprve odstraňovány elektrony z orbitalu ns a teprve poté z orbitalu (n−1)d.

U prvků 6. a 11. skupiny dochází k přesunu 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

Charakteristickou součástí elektronové konfigurace vnitřně přechodných prvků je zaplňování orbitalů (n−2)f. Skutečné konfigurace jednotlivých prvků vykazují řadu výjimek. Skutečné konfigurace jednotlivých lanthanoidů a aktinoidů vykazují řadu výjimek.

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

Elektronová konfigurace iontů

Ionty vznikají z neutrálních atomů přidáváním nebo odebíráním elektronů:
Při vzniku kationtů se uvolňují elektrony z nejvyššího obsazeného orbitalu.
Při vzniku aniontů elektrony vstupují do nejnižšího neobsazeného orbitalu.

Na	[Ne] 3s¹	Na⁺	[Ne]
Ba	[Xe] 3s²	Ba²⁺	[Xe]
Fe	[Ar] 3d⁶ 4s²	Fe³⁺	[Ar] 3d⁵
Cu	[Ar] 3d¹⁰ 4s¹	Cu²⁺	[Ar] 3d⁹
S	[Ne] 3s² 3p⁴	S^2-	[Ne] 3s² 3p⁶ ≡ [Ar]
Cl	[Ne] 3s² 3p⁵	Cl^–	[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, nejslaběji vázané jsou elektrony v orbitalech 2p, 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, O^2-, získáme přidáním dvou elektronů ke konfiguraci kyslíku, tím dojde k úplnému zaplnění druhé slupky:

O: [He] 2s² 2p⁴
O^2-: [He] 2s² 2p⁶ ≡ [Ne]

Prezentace ke stažení (PDF)