Elektronová konfigurace

Z Multimediaexpo.cz

Elektronová konfigurace popisuje uspořádání elektronů uvnitř elektronového obalu. Předpokládá se, že se elektrony převážně vyskytují v prostoru, který se nazývá atomový nebo molekulový orbital.

Obsah 1 Elektronová konfigurace v atomu 2 Slupky a podslupky 2.1 Příklad 2.2 Notace 2.3 Výstavbový princip 2.3.1 Výjimky

Elektronová konfigurace v atomu

Stav elektronu v atomu je popsán pomocí čtyř kvantových čísel. První tři čísla jsou celočíselná a popisují vlastnosti příslušného atomového orbitalu.

Kvantové číslo	Značka	Rozsah	Popis
Hlavní kvantové číslo	n	jen přirozená čísla, 1 a více	určuje energii orbitalu, také popisuje vzdálenost orbitalu od atomového jádra
Vedlejší kvantové číslo	l	celočíselné, 0 až n−1	orbitální moment hybnosti elektronu, čímž určuje tvar atomového orbitalu
Magnetické kvantové číslo	m	celočíselné, −l až +l	magnetický moment hybnosti elektronu, také popisuje prostorovou orientaci atomového orbitalu
Spinové kvantové číslo	s	+½ nebo −½	Spin je vnitřní vlastností elektronu a je nezávislý na předchozích kvantových číslech, určuje "rotaci" elektronu

V atomu nejsou přítomny dva elektrony, které by měly všechna čtyři kvantová čísla stejná (Pauliho vylučovací princip).

Slupky a podslupky

Elektronové slupky a podslupky (někdy také nazývané energetické hladiny a podhladiny) jsou definovány kvantovými čísly, a nikoliv vzdáleností od jádra. U velkých atomů se slupky mohou překrývat.

Elektrony se stejným n leží ve stejné elektronové slupce.

Elektrony se stejným n i l leží ve stejné elektronové podslupce.

Elektrony, které mají stejné n, l i m leží ve stejném orbitalu.

Protože existují pouze dvě hodnoty spinu, mohou být v každém orbitalu pouze dva elektrony. Podslupka tedy může obsahovat maximálně \(4 l+2\) elektrony a slupka maximálně \(2n^2\) elektronů.

Příklad

Slupka	Podslupka	Orbital		Počet elektronů
n = 5	l = 0	m = 0	→ 1 typ s orbitalu	→ max 2 elektrony
	l = 1	m = -1, 0, +1	→ 3 typy p orbitalu	→ max 6 elektronů
	l = 2	m = -2, -1, 0, +1, +2	→ 5 typů d orbitalu	→ max 10 elektronů
	l = 3	m = -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3	→ 7 typů f orbitalu	→ max 14 elektronů
	l = 4	m = -4, -3 -2, -1, 0, +1, +2, +3, +4	→ 9 typů g orbitalu	→ max 18 elektronů
				Celkem: max 50 elektronů

Tuto tabulku lze jednoduše zapsat takto: 5s² 5p⁶ 5d¹⁰ 5f¹⁴ 5g¹⁸.

Označení podslupek s, p, d, f má původ v označení odpovídajících čar ve spektrech „sharp“ (ostrá), „principal“ (hlavní), „diffuse“ (difuzní), „fundamental“ (základní). Další orbitaly se již označují po sobě jdoucími písmeny abecedy (g, h, …).

Notace

Ve fyzice a chemii se nejčastěji používá notace ve stylu nx^e, kde n je číslo slupky, x je číslo podslupky a e je počet elektronů v podslupce. Jednotlivé orbitaly se zapisují v pořadí vzrůstající energie. Např. základní stav atomu fosforu zapíšeme takto: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p³.

Zápis konfigurace atomu s velkým počtem elektronů by byl velmi dlouhý, proto existuje i zkrácená notace, kdy na začátku zápisu uvedeme nejbližší vzácný plyn a poté zapíšeme elektrony, které má prvek navíc. Zápis elektronové konfigurace fosforu bude vypadat takto: [Ne] 3s² 3p³.

Výstavbový princip

Výstavbový princip (tzv. Aufbau princip) říká, že orbitaly s nižší energií se zaplňují elektrony dříve než orbitaly s energií vyšší.

V základním stavu atomu tedy elektrony obsazují jednotlivé slupky a podslupky tak, aby měly co nejnižší energii.

Elektronový pár se stejnou orientací spinů obou elektronů má mírně menší energii, než elektronový pár s opačnou orientací spinů. Protože v jednom orbitalu mohou být pouze elektrony s opačným spinem, dochází nejprve k obsazení identických orbitalů (se stejným n a l) jedním elektronem a poté teprve dochází k párování elektronů.

Pro obsazování orbitalů elektrony je tedy rozhodující součet hlavního kvantového čísla n a vedlejšího kvantového čísla l a pak teprve velikost hlavního kvantového čísla n, tzn.

• přednostně se obsadí orbital, u něhož je součet \(n+l\) menší
• z orbitalů se stejným součtem \(n+l\), se jako první zaplní ten, jehož hlavní kvantové číslo n je menší

Orbitaly se tady zaplňují v následujícícm pořadí: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, …

Výjimky

Energie d orbitalu, který je zcela nebo z poloviny zaplněný, je nižší než energie nejbližšího s orbitalu. Proto v případě d⁴ a d⁹ prvků dochází k přeskoku jednoho elektronu z s orbitalu do orbitalu d. Např. elektronová konfigurace chromu je [Ar] 4s¹ 3d⁵, nikoliv [Ar] 4s² 3d⁴.

Náklady na energie a provoz naší encyklopedie prudce vzrostly. Potřebujeme vaši podporu... Kolik ?? To je na Vás. Náš FIO účet — 2500575897 / 2010
Informace o článku. Článek je převzat z Wikipedie, otevřené encyklopedie, do které přispívají dobrovolníci z celého světa. Tento text je dostupný za podmínek Creative Commons 3.0 Unported – creativecommons.org. Originální článek na české Wikipedii