Chcąc przystąpić do określenia, w jakim stanie znajdują się elektrony znajdujące się w interesującym nas atomie bądź jonie, potrzebujemy przyjrzeć się bliżej pewnym aspektom mechaniki kwantowej. Są one niezbędne do opisu cząstek elementarnych, ponieważ cząstki elementarne przejawiają naturę korpuskularno – falową. Hipoteza de Broglie’a zakłada, że ruch fotonów oraz cząstek elementarnych – elektronów, protonów i neutronów, w pewnych warunkach powinien być opisany jako ruch cząsteczki o określonej masie (korpuskuły), a w innych – tylko i wyłącznie jako ruch fali. Możemy powiedzieć, że jest to dualizm korpuskularno – falowy. Obiekty kwantowe mogą być i cząstką i falą w odpowiedniej dla nich sytuacji. Z tego wynika, że elektronu nie możemy sobie wyobrazić jako punktu materialnego krążącego po ustalonej orbicie wokół jądra atomowego. Podstawą tego zjawiska jest zasada nieoznaczoności Heisenberga, według której nie jest możliwe jednoczesne określenie pędu oraz położenia elektronu. Innymi słowy, nie jesteśmy w stanie dokładnie powiedzieć, po jakim torze porusza się elektron i gdzie dokładnie się on znajduje. 

Ruch elektronu wokół jądra atomowego może zostać matematycznie opisany za pomocą równania falowego. Jego rozwiązaniem jest tak zwana funkcja falowa – inaczej orbital, na którym będziemy skupiać się w dalszej części tekstu. Jeśli spróbujemy sobie wyobrazić orbital, dobrym sposobem jest przedstawienie kwadratu funkcji falowej 2, ponieważ określa objętość przestrzeni wokół jądra, w której prawdopodobnie znajdziemy elektron. 

Liczby kwantowe służą nam do opisu stanu kwantowego, czyli stanu energetycznego elektronu w cząstce.

Liczba kwantowa główna n określa energię elektronu w atomie, a stany kwantowe o tej samej liczbie n tworzą powłokę elektronową, oznaczoną literami K, L, M, N, O, P, Q.

n=1,2,3,4…

Liczba kwantowa poboczna (orbitalna) l opisuje kształt orbitali atomowych.

0≤l≤(n-1)

Stany kwantowe o tej samej liczbie n i l tworzą podpowłoki elektronowe oznaczane jako s, p, d i f.

Liczba kwantowa magnetyczna m określa liczbę poziomów orbitalnych, które związane są z ułożeniem orbitali w przestrzeni pod wpływem zewnętrznego pola magnetycznego.

-l≤m≤l

Stany kwantowe o takich samych wartościach n, l i m tworzą poziom (stan) orbitalny.

Magnetyczna spinowa liczba kwantowa m_s określa spin – własny moment pędu elektronu. Przyjmuje dwie wartości: ½ lub – ½ .

Jednym z najważniejszych praw mechaniki kwantowej, dzięki której jesteśmy w stanie opisać to, w jakim stanie znajduje się dany elektron, jest zakaz Pauliego. Zgodnie z nim w atomie lub jonie nie mogą znajdować się dwa elektrony z identycznym zestawem liczb kwantowych, czyli w takim samym stanie kwantowym.

w praktyce zakaz Pauliego przedstawia się następująco: 

Podczas określania liczb kwantowych należy pamiętać, że każdy orbital opisuje zawsze elektrony o takiej samej energii, ale przeciwnych liczbach kwantowych m_s – są to elektrony sparowane. Ponadto powłoka może zawierać jeden orbital typu s (2 elektrony), trzy orbitale p (6 elektronów) oraz pięć orbitali d (10 elektronów).

Dzięki temu, co przypomnieliśmy sobie podczas czytania tego tekstu, możemy przystąpić do zapisu konfiguracji elektronowej, czyli ułożenia elektronów w powłokach i podpowłokach w atomie lub jonie. 

Zapis konfiguracji elektronowych będziemy zapisywać zgodnie z poniższym schematem:

Zapis konfiguracji elektronowej pierwiastka tzw. „deszczyk” lub „choinka”

Powłoki i podpowłoki zapełniają się w określonej kolejności – od powłoki o najniższej do najwyższej energii. Czasami jednak zdarzają się odstępstwa od tej reguły, głównie przez oddziaływania elektronów, które dążą do najbardziej energetycznie korzystnej sytuacji, nawet poprzez zapełnienie poziomów o wyższej energii w pierwszej kolejności. 

Promocja elektronowa jest odstępstwem od zapełniania powłok od najniższej do najwyższej energii. Kiedy przyjrzymy się konfiguracji elektronowej chromu, możemy zauważyć, że orbitale 3d mają pierwszeństwo w porównaniu do 4s, ponieważ energia atomu będzie w sytuacji takiego odstępstwa od reguły bardziej korzystna.

Ar 3d⁵4s¹

Tworząc konfigurację elektronową kationów i anionów musimy zwrócić uwagę na to, co jest rdzeniem atomowym, a co elektronami walencyjnymi. W rdzeniu atomowym znajduje się jądro atomowe oraz elektrony niewalencyjne, a pozostałe elektrony są elektronami walencyjnymi. 

Bardzo ważną częścią procesu określania konfiguracji elektronowej jest także reguła Hunda, która podkreśla, że atom w stanie podstawowym ma możliwie największą ilość elektronów niesparowanych.

Znając powyżej wspomniane obostrzenia i stosując się do nich, z powodzeniem możemy określić konfigurację klatkową pierwiastka, który nas interesuje.

Zapis konfiguracji elektronowej pierwiastka na podstawie układu okresowego

Uniwersalnym i prawdopodobnie najmniej wymagającym sposobem zapisu konfiguracji interesującego nas pierwiastka jest dokładna analiza jego położenia w układzie okresowym pierwiastków chemicznych. Jak pamiętamy, układ okresowy składa się z bloków konfiguracyjnych s, p, d i f.

Chcąc na przykład zapisać konfigurację elektronową fosforu, musimy na początku zlokalizować jego położenie w układzie okresowym – znajduje się on w bloku p, grupie 15, okresie 3. Poruszając się od lewej do prawej w okresach układu, w końcu dotrzemy do fosforu, który obecnie jest przez nas rozpatrywany. Zaczynając od pierwszego okresu, w którym znajdują się wodór oraz hel, możemy zapisać pierwszą część naszej konfiguracji – 1s². Dlaczego? Jedynka to nasza główna liczba kwantowa, która sygnalizuje, na której powłoce analizujemy elektrony atomu. Znajdujemy się w pierwszym okresie, co oznacza, że jest to pierwsza powłoka. Oba te pierwiastki znajdują się w bloku s. Przechodzimy do okresu drugiego, gdzie mamy dwa pierwiastki bloku s, więc 2s² oraz sześć pierwiastków bloku p – 2p⁶. Następnie w okresie trzecim mamy dwa pierwiastki bloku s – 3s² oraz dokładnie trzy pierwiastki bloku p włącznie z interesującym nas fosforem – 3p³.

Możesz to zobaczyć w praktyce oglądając krótki filmik na naszym TikToku

Platforma
Naukowców Dwóch

Wszystkie kursy online, maratony i webinary Naukowców Dwóch w jednym miejscu.

Odwiedź naszą platformę i znajdź to, czego potrzebujesz do owocnej nauki przedmiotów ścisłych!

• Webinary
• Kursy wideo
• Kursy na żywo online
• Nocne maratony naukowe
• Autorskie arkusze maturalne

Zobacz dostępne kursy