Elektronická konfigurace, nazývaný také elektronická struktura, je uspořádání elektronů v energetických hladin okolo atomového jádra. Podle starého atomového modelu Bohrů zaujímají elektrony různé úrovně na oběžné dráze kolem jádra, od první skořepiny nejblíže k jádru, K, po sedmou skořápku, Q, která je nejdále od jádra.
Co se týče jemnějšího kvantového mechanického modelu, skořápky KQ jsou rozděleny do sady orbitálů, z nichž každý může být obsazen ne více než jedním párem elektronů.
Obvykle je elektronová konfigurace používána k popisu orbitálů atomu v jeho základním stavu, ale může být také použita k reprezentaci atomu, který ionizoval na kationt nebo anion, kompenzující ztrátu nebo zisk elektronů v jejich příslušných orbitálech.
Mnoho fyzikálních a chemických vlastností prvků může být ve vzájemném vztahu s jejich jedinečnými elektronickými konfiguracemi. Valenční elektrony, elektrony v nejvzdálenějším obalu, jsou určujícím faktorem pro jedinečnou chemii prvku.
Základy elektronových konfigurací
Před přiřazením elektronů atomu k orbitálům by se člověk měl seznámit se základy elektronových konfigurací. Každý prvek v periodické tabulce sestává z atomů, které jsou tvořeny protony, neutrony a elektrony.
Elektrony vykazují záporný náboj a nacházejí se kolem jádra atomu v orbitálech elektronu, které jsou definovány jako objem prostoru, ve kterém se elektron nachází v pravděpodobnosti 95%.
Čtyři různé typy orbitálů (s, p, d, f) mají různé tvary a jeden orbitál může pojmout maximálně dva elektrony. Orbitaly p, d a f mají různé podúrovně, takže mohou pojmout více elektronů.
Jak je uvedeno, elektronová konfigurace každého prvku je jedinečná svou polohou v periodické tabulce. Energetická úroveň je určena periodou a počet elektronů je dán atomovým číslem prvku.
Orbitály na různých úrovních energie jsou si navzájem podobné, ale zabírají různé oblasti ve vesmíru.
Orbitál 1s a 2s orbital mají charakteristiky orbitálu (radiální uzly, pravděpodobnosti sférického objemu, mohou obsahovat pouze dva elektrony atd.). Ale protože jsou na různých úrovních energie, zabírají různé prostory kolem jádra. Každý orbitál může být reprezentován specifickými bloky v periodické tabulce.
Blok s je oblast alkalických kovů včetně hélia (skupiny 1 a 2), blok d je přechodné kovy (skupiny 3 až 12), blok p je prvky hlavní skupiny skupin 13 až 18 „A blok je řada lanthanidů a aktinidů.
Obrázek 1: Prvky periodické tabulky a jejich periody, které se mění v závislosti na energetických úrovních orbitálů.
Princip Aufbau
Aufbau pochází z německého slova „Aufbauen“, což znamená „stavět“. V podstatě vytvářením elektronových konfigurací budujeme elektronové orbitaly při přechodu z jednoho atomu na druhý.
Když píšeme elektronovou konfiguraci atomu, vyplníme orbitaly ve vzestupném pořadí atomového čísla.
Princip Aufbau pochází z Pauliho vylučovacího principu, který říká, že v atomu nejsou žádné dva fermiony (např. Elektrony). Mohou mít stejnou množinu kvantových čísel, takže se musí "skládat" při vyšších úrovních energie.
Jak se hromadí elektrony, je věcí konfigurací elektronů (Aufbau princip, 2015).
Stabilní atomy mají v jádru tolik elektronů, jaké mají protony. Elektrony se shromažďují kolem jádra v kvantových orbitálech podle čtyř základních pravidel nazývaných Aufbauův princip.
- V atomu nejsou dva elektrony, které sdílejí stejná čtyři kvantová čísla n, l, m a s.
- Elektrony nejprve obsadí orbitaly nejnižší energetické úrovně.
- Elektrony vždy naplní orbitaly stejným číslem rotace. Když jsou orbity plné, začne.
- Elektrony vyplní orbitaly součtem kvantových čísel n a l. Orbitaly se stejnými hodnotami (n + l) budou vyplněny nejprve nižšími hodnotami n.
Druhé a čtvrté pravidlo jsou v zásadě stejné. Příkladem pravidla čtyři by byly orbitaly 2p a 3s.
Orbitál 2p je n = 2 an = 2 a orbitál 3s je n = 3 a l = 1. (N + l) = 4 v obou případech, ale orbitál 2p má nejnižší energii nebo nejnižší n-hodnotu a vyplní se před vrstva 3s.
Naštěstí lze Moellerův diagram znázorněný na obrázku 2 použít k plnění elektronů. Graf se čte spuštěním úhlopříček od 1 s.
Obrázek 2: Moellerův diagram plnění elektronové konfigurace.
Obrázek 2 ukazuje atomové orbitaly a šipky sledují cestu vpřed.
Nyní, když je známo, že pořadí orbitálů je vyplněno, zbývá už jen zapamatovat si velikost každého orbitálu.
S orbitaly mají 1 možnou hodnotu ml, aby mohly obsahovat 2 elektrony
P orbitaly mají 3 možné hodnoty ml, aby obsahovaly 6 elektronů
Orbitaly D mají 5 možných hodnot µl pro uložení 10 elektronů
F orbitaly mají 7 možných hodnot ml, aby pojaly 14 elektronů
To je vše, co je potřeba k určení elektronické konfigurace stabilního atomu prvku.
Například vezměte prvek dusík. Dusík má sedm protonů, a proto sedm elektronů. První orbitální výplň je 1s orbitální.
Orbitál má dva elektrony, takže zbývá pět elektronů. Další orbitál je 2s orbitální a obsahuje další dva. Poslední tři elektrony půjdou na 2p orbitál, který pojme až šest elektronů (Helmenstine, 2017).
Význam konfigurace externích elektronů
Elektronové konfigurace hrají důležitou roli při určování vlastností atomů.
Všechny atomy stejné skupiny mají stejnou vnější elektronickou konfiguraci s výjimkou atomového čísla n, a proto mají podobné chemické vlastnosti.
Mezi klíčové faktory, které ovlivňují atomové vlastnosti, patří velikost největších obsazených orbitálů, energie orbitálů s vyšší energií, počet orbitálních neobsazených míst a počet elektronů na orbitalech s vyšší energií.
Většina atomových vlastností může souviset se stupněm přitažlivosti mezi nejvzdálenějšími elektrony k jádru a počtem elektronů v nejvzdálenějším elektronovém obalu, počtem valenčních elektronů.
Elektrony vnějšího obalu jsou ty, které mohou tvořit kovalentní chemické vazby, jsou to ty, které mají schopnost ionizovat za vzniku kationtů nebo aniontů a jsou to ty, které dávají oxidačnímu stavu chemickým prvkům.
Určují také atomový poloměr. Jak se zvětšuje, atomový poloměr se zvyšuje. Když atom ztratí elektron, dojde ke snížení atomového poloměru v důsledku poklesu záporného náboje kolem jádra.
Elektrony vnějšího pláště jsou ty, které jsou brány v úvahu teorií valenčních vazeb, teorie krystalického pole a teorie molekulárních orbitálů, aby se získaly vlastnosti molekul a hybridizace vazeb.
Reference
- Princip Aufbau. (2015, 3. června). Citováno z Chem.libretexts: chem.libretexts.org.
- Bozeman Science. (2013, Agoto 4). Elektronová konfigurace. Převzato z youtube: youtube.com.
- Elektronové konfigurace a vlastnosti atomů. (SF). Převzato z oneonta.edu: oneonta.edu.
- Encyclopædia Britannica. (2011, 7. září). Elektronická konfigurace. Převzato z britannica: britannica.com.
- Faizi, S. (2016, 12. července). Elektronické konfigurace. Převzato z chem.libretexts: chem.libretexts.org.
- Helmenstine, T. (2017, 7. března). Princip Aufbau - elektronická struktura a princip Aufbau. Převzato z thinkco: thinkco.com.
- Khan, S. (2014, 8. června). Valenční elektrony a vazby. Převzato z khanacademy: khanacademy.org.