Elektronová konfigurace
V tomto článku prozkoumáme fascinující svět Elektronová konfigurace, téma, které upoutalo pozornost lidí všech věkových kategorií a zájmů. Od jeho vlivu na společnost až po jeho význam v historii, Elektronová konfigurace zanechal nesmazatelnou stopu v populární kultuře. Během několika následujících řádků prozkoumáme do hloubky všechny aspekty Elektronová konfigurace, od jeho počátků až po jeho dnešní vývoj. Bez ohledu na to, zda vás toto téma zajímá, nebo se o něm prostě chcete dozvědět více, tento článek vám poskytne úplný a obohacující pohled na Elektronová konfigurace.
Elektronová konfigurace popisuje uspořádání elektronů uvnitř elektronového obalu. Předpokládá se, že se elektrony převážně vyskytují v prostoru, který se nazývá atomový nebo molekulový orbital.
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 a jeho energii |
| 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 energiové hladiny a podhladiny) jsou určeny 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 elektronu, mohou být v každém orbitalu pouze dva elektrony. Podslupka tedy může obsahovat maximálně 4l + 2 elektrony a slupka maximálně 2n2 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 nxe, 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 s nižším protonovým číslem a poté zapíšeme elektrony, které má prvek navíc. Zápis elektronové konfigurace fosforu bude vypadat takto: 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, všechny nespárované elektrony mají stejný spin, 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. Platí tzv. Madelungovo pravidlo:
- 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 tedy zaplňují v následujícím pořadí: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p, (8s, 5g, 6f, 7d, 8p, a 9s)
V závorce jsou uvedeny orbitaly, které nejsou obsazeny elektrony v žádném známém prvku.
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: 3d5 4s1, nikoliv 3d4 4s2.
Externí odkazy
Obrázky, zvuky či videa k tématu elektronová konfigurace na Wikimedia Commons - (anglicky) Aktualizovaná tabulka elektronových konfigurací atomů (Particle Data Group, 2012) Archivováno 23. 7. 2013 na Wayback Machine.
