Konfiguracja elektronowa – wszystko co musisz wiedzieć do matury!
Część teoretyczna
Wychodząc ze szkoły podstawowej zapewne spotkałeś/aś się z zapisem konfiguracji powłokowej dla danego pierwiastka. Jeśli jednak potrzebujesz przypomnienia, o co z tym w ogóle chodziło, to już spieszę z pomocą!
Wróćmy się do podstaw
Raczej Cię nie zdziwię jeśli powiem, że atom ma warstwy – trochę jak cebula. Te warstwy nazywamy powłokami elektronowymi. Im dalej leży dana powłoka elektronowa od jądra atomowego, tym więcej pomieści elektronów.
W tym naszym atomowym świecie wyróżniamy 7 powłok elektronowych:
- K, która mieści maksymalnie 2 elektrony;
- L, która mieści maksymalnie 8 elektronów;
- M, która mieści maksymalnie 18 elektronów;
- N, która mieści maksymalnie 32 elektrony;
- O, która mieści maksymalnie 50 elektronów;
- P, która mieści maksymalnie 72 elektrony;
- Q, która mieści maksymalnie 98 elektronów.
Mogą nam się nasunąć następujące dwa pytania; po pierwsze – dlaczego tych powłok elektronowych jest 7; po drugie – jak wyliczyć maksymalną ilość elektronów na danej powłoce.
Zacznijmy od pytania pierwszego. Liczba powłok elektronowych jest powiązana z liczbą okresów w układzie okresowym pierwiastków. Mamy 7 okresów, więc każdy okres odpowiada liczbie powłok elektronowych, jaką ma dany pierwiastek leżący w danym okresie. Np. potas leży w 4 okresie, dlatego będzie miał 4 powłoki elektronowe (K, L, M i N); fluor leży w 2 okresie, dlatego będzie miał 2 powłoki elektronowe (K i L).
Na drugie pytanie też znajdziemy odpowiedź – na maksymalną liczbę elektronów na danej powłoce istnieje wzór!
Przećwiczmy sobie to szybko. Załóżmy, że chcemy obliczyć maksymalną liczbę elektronów, która znajduje się na powłoce M, czyli trzeciej. Za nasze n podstawiamy 3. Pamiętajmy o kolejności wykonywania działań – najpierw nasze n podnosimy do potęgi drugiej, a następnie mnożymy nasz wynik razy 2. Czyli 3 do potęgi 2 równa się 9, a 9 razy 2 da nam 18!
Definicje
Właśnie omówiliśmy sobie pokrótce powłoki, teraz czas omówić podpowłoki. Okej, zaczniemy od trochę strasznych, i często niezrozumiałych pojęć:
Powłoka składa się z podpowłok.
Podpowłoka to zbiór wszystkich orbitali o takiej samej energii.
No dobrze, a czym jest ten orbital?
Orbital atomowy to taki matematyczny opis (prawdopodobieństwo) gdzie najprawdopodobniej znajduje się elektron. Można go poglądowo przedstawić jako chmurę otaczającą jądro atomu.
Orbitale mają charakterystyczne energie i kształty (orbital przedstawia się zwykle jako powierzchnię graniczną otaczającą najgęstsze obszary chmury – stąd biorą się ich kształty), które oznaczamy literami.
Wyróżniamy więc 4 orbitale: s, p, d i f.
Orbital s – istnieje jeden wariant tego orbitalu o kształcie kuli:
Orbital p – istnieją trzy warianty tego orbitalu o kształcie hantli, które różnią się orientacją w przestrzeni:
Wszystkie warianty orbitalu p są równocenne energetycznie.
Orbital d – istnieje pięć wariantów tego orbitalu o skomplikowanych kształtach. Wszystkie warianty orbitalu d są równocenne energetycznie.
Orbital f – istnieje siedem wariantów tego orbitalu o skomplikowanych kształtach. Wszystkie warianty orbitalu f są równocenne energetycznie.
Warto wspomnieć, że przy graficznym zapisie konfiguracji elektronowej, co omówię później, orbital oznaczamy jako kwadrat (klatkę), który mieści maksymalnie 2 elektrony.
Wracając do podpowłok – każda podpowłoka składa się z orbitali. W zależności z jakim orbitalem mamy do czynienia, tak każda podpowłoka będzie mieścić różne ilości elektronów.
- Podpowłoka s mieści maksymalnie 2 elektrony (bo składa się tylko z jednego równocennego orbitalu s – czyli jednej klatki, która mieści 2 elektrony);
- Podpowłoka p mieści maksymalnie 6 elektronów (bo składa się z trzech równocennych orbitali p – czyli trzech klatek, które mieszczą łącznie 6 elektronów);
- Podpowłoka d mieści maksymalnie 10 elektronów (bo składa się z pięciu równocennych orbitali d – czyli pięciu klatek, które mieszczą łącznie 10 elektronów);
- Podpowłoka f mieści maksymalnie 14 elektronów (bo składa się z siedmiu równocennych orbitali f – czyli siedmiu klatek, które mieszczą łącznie 14 elektronów).
Zobacz jak możemy Ci pomóc
Zapis konfiguracji elektronowej (podpowłokowej), a układ okresowy
Wróćmy jeszcze na sekundę do układu okresowego. Musisz wiedzieć, że układ okresowy możemy podzielić na tak zwane bloki – s, p, d i f. Mam nadzieję, że już widzisz powiązanie między symbolami bloków a podpowłokami (orbitalami). Poniżej fragment układu okresowego z zaznaczonymi blokami s, p i d:
Znając położenie tych bloków, pisanie konfiguracji elektronowej (to w większości przypadków) łatwizna.
Zapis konfiguracji elektronowej (podpowłokowej) można opisać następującym schematem:
Jeśli te symbole cię wystraszyły, to spójrzmy na konfigurację elektronową atomu wodoru:
Graficzny zapis konfiguracji elektronowej
Oprócz klasycznego zapisu konfiguracji elektronowej, możemy ją także zapisać graficznie – za pomocą tak zwanych klatek. Każdy orbital (klatka) mieści maksymalnie 2 elektrony. Ponadto każda podpowłoka (s,p,d,f) składa się z różnej ilości orbitali, o czym wspominałam już wyżej.
Przy zapełnianiu tych klatek elektronami, które schematycznie oznaczamy jako strzałkami, kierujemy się regułą Hunda i zakazem Pauliego.
Reguła Hunda – reguła mówiąca, że w atomie, w celu uzyskania najbardziej korzystnego energetycznie zapełnienia orbitali atomowych, powinno być jak najwięcej elektronów niesparowanych. 1 orbital = 1 klatka.
Zakaz Pauliego – w atomie nie występują dwa takie same elektrony. Żaden elektron w obrębie jednego atomu nie może mieć takiego samego zestawu liczb kwantowych.W kontekście graficznego zapisu konfiguracji elektronowej oznacza to po prostu, że rysując nasze strzałki (w obrębie jednego orbitalu/klatki) muszą mieć one przeciwne spiny (muszą mieć groty w odwrotnych kierunkach).
Żeby lepiej zrozumieć, o co tak właściwie chodzi w regule Hunda i zakazie Pauliego, zobaczmy to na przykładzie zapełniania elektronami podpowłoki p:
Zapełniamy najpierw wszystkie puste orbitale – każdy elektron, w miarę możliwości, chce być sam w swojej klatce. Dla elektronu jest to niczym wybór mieszkania w jednym pokoju z rodzeństwem, a mieszkaniu samemu w oddzielnym pokoju – wiadomo, że każdy chciałby mieć swój kąt! Dopiero gdy wszystkie (wcześniej) puste orbitale są już częściowo zapełnione, to kolejne elektrony (4,5,6) wciskają się do już pół-zajętych klatek. Tak właśnie wytłumaczyliśmy sobie regułę Hunda. A co z zakazem Pauliego? Zauważ, że strzałki (elektrony) 4,5 i 6 są skierowane w przeciwną stronę, niż strzałki, które były już tam wcześniej. Dzięki temu, wszystkie elektrony z podpowłoki p różnią się od siebie chociaż jedną liczbą kwantową.
Część praktyczna
Przykład I – konfiguracja elektronowa tlenu
Krótko mówiąc – konfigurację elektronową odczytujemy z układu okresowego przesuwając się od lewej do prawej (w stronę wzrastającej liczby atomowej). Jeśli pierwiastek leży np. na „3 miejscu w bloku p” to znaczy, że na podpowłoce są 3 elektrony. Dla przykładu spójrzmy na konfigurację tlenu:
Zaczynamy od pierwszego okresu i od bloku s. Tlen leży dopiero w kolejnym okresie,a w dodatku w innym bloku, dlatego, cała podpowłoka 1s jest zapełniona. Podpowłoka s mieści 2 elektrony, ponieważ w okresie mamy tylko dwa pierwiastki z bloku s (w obrębie okresu). Każdy pierwiastek odpowiada jednemu elektronowi. Tak jak napisałam wcześniej – my odczytujemy konfigurację elektronową, czytając układ okresowy od lewej do prawej, aż nie napotkamy naszego pierwiastka!
Przechodzimy do drugiego okresu. Najpierw przechodzimy przez pierwiastki z bloku s (z drugiego okresu) – czyli przez lit i beryl (dwa pierwiastki = dwa elektrony na podpowłoce). Zapełniamy całą podpowłokę 2s. Następnie przechodzimy do bloku p – tu już uważamy, bo to właśnie w tym okresie znajduje się tlen. Przed tlenem znajdują się trzy pierwiastki (kolejno bor, węgiel i azot), czyli łącznie z tlenem są to 4 pierwiastki, co odpowiada 4 elektronom na podpowłoce 2p. I tak oto zapisaliśmy całą konfigurację elektronową dla atomu tlenu!
Przykład II – konfiguracja elektronowa pierwiastka z bloku d – żelaza
Zapisywanie konfiguracji atomowych dla pierwiastków z bloku d jest dość podchwytliwe.
Okazuje się bowiem, że zanim zapełni się jeszcze powłoka trzecia (M), to już zaczyna zapełniać nam się powłoka czwarta (N) – dla nas niesie to jeden praktyczny wniosek, który należy zapamiętać – po zapełnieniu podpowłoki 4s zapełnia nam się podpowłoka 3d!
Konfiguracja elektronowa atomu żelaza:
Przykład III – konfiguracja elektronowa kationu potasu
Gdy mamy rozpisać konfigurację elektronową kationu, to musimy pamiętać, że elektrony zabieramy z najdalej leżącej podpowłoki (względem jądra atomowego). Poniższy przykład przedstawia konfigurację elektronową dla kationu potasu. Najdalej położoną podpowłoką od jądra atomowego potasu jest podpowłoka 4s, więc to z niej zabieramy nasz elektron. Skoro atom potasu ma 19 elektronów, to jego kation będzie mieć łącznie 18 elektronów – atom, który ma 18 elektronów to argon – czyli teoretycznie rozpisując konfigurację kationu potasu, rozpisujemy tak naprawdę konfigurację atomu argonu!
Uwaga! Liczba atomowa potasu mówi nam ile jest elektronów dla obojętnego elektrycznie atomu!
Warto zwrócić uwagę, iż kation potasu osiąga tutaj konfigurację gazu szlachetnego – ma oktet elektronowy.
Przykład IV – konfiguracja elektronowa kationu pierwiastka z bloku d żelaza
Wróćmy jeszcze na chwilę do przykładu konfiguracji z żelazem. Załóżmy, że chcemy zapisać konfigurację elekronową dla kationu Fe3+. Tak jak napisałam wcześniej – tworząc kation, zabieramy elektrony z najdalej leżącej podpowłoki (względem jądra atomowego). Jak się okazuje, zapisywanie konfiguracji elektronowych dla kationów pierwiastków z bloku d łączy się często z gapiostwem uczniów! Patrząc na konfigurację żelaza, moglibyśmy odruchowo zabrać 3 elektrony z podpowłoki 3d – ale cóż to byłby za karygodny błąd! Przecież podpowłoka 4s, leży dalej (bardziej “na wierzchu” atomu), niż podpowłoka 3d! Zatem zabieramy najpierw elektrony z podpowłoki 4s (zabieramy 2, bo tylko tyle się mieści na podpowłokach typu s), a kolejno zabieramy elektron z podpowłoki 3d (bo to ona jest teraz najbardziej “na wierzchu”).
Porównajmy sobie na koniec konfigurację elektronową atomu żelaza z jego trójdodatnim jonem:
Fe: 1s22s22p63s23p64s23d6
Fe3+: 1s22s22p63s23p63d5
Przykład V – konfiguracja elektronowa anionu chloru
Gdy mamy rozpisać konfigurację elektronową anionu, to musimy pamiętać, że elektrony dokładamy tam, gdzie mamy niecałkowicie zapełnione (bądź puste) orbitale. Poniższy przykład przedstawia konfigurację elektronową dla anionu chloru. Atom chloru ma niecałkowcie zapełniony orbital 3p, dlatego tworząc jego anion, to właśnie na podpowłoce 3p znajdzie się nasz dodatkowy jeden elektron. Skoro atom chloru ma 17 elektronów, to jego anion będzie mieć łącznie 18 elektronów – atom, który ma 18 elektronów to argon – czyli teoretycznie rozpisując konfigurację anionu chloru, rozpisujemy tak naprawdę konfigurację atomu argonu!
Przykład VI – konfiguracja elektronowa atomu chromu i miedzi – promocja elektronowa!
Czas na nasze gwiazdy programu – dwie najbardziej podchwytliwe konfiguracje, ale spokojnie, nie ma się czego bać! Pokrótce powiedzmy sobie czym jest ta promocja elektronowa.
Promocja elektronowa to stan podstawowy (dla atomu chromu i miedzi). Dla Cr i Cu promocja to zajęcie przez elektron miejsca na podpowłoce 3d kosztem podpowłoki 4s.
Zjawisko to pojawia się wtedy, gdy różnica energii pomiędzy wypełnianymi poziomami jest niewielka, a zyski energetyczne wynikające na przykład z większej symetrii orbitali są duże.
Zobaczmy więc, jak będą wyglądać konfiguracje elektronowe dla tych pierwiastków:
Promocję elektronową najlepiej zobaczyć na schemacie graficznym (klatkowym). Jeden elektron z 4s powędrował na podpowłokę 3d.Podkreśliłam to już wcześniej, ale jest to na tyle istotne, że powtórzę to po raz 2 – promocja elektronowa to stan podstawowy – stan, w którym elektrony w atomie są rozmieszczone tak, aby ten atom miał jak najmniejszą energię.
Często promocja elektronowa jest niestety mylona ze stanem wzbudzonym – stan, kiedy do atomu jest dostarczana dodatkowa porcja energii (np. ciepło), przez co elektrony „przeskakują” na wyższe poziomy energetyczne (podpowłoki).
Przykład VII – skrócona konfiguracja elektronowa
Gdy mamy do czynienia z pierwiastkami o relatywnie dużej liczbie atomowej (czyli ma wiele elektronów), to rozpisywanie konfiguracji elektronowej staje się dość żmudne. Na szczęście możemy oszczędzić sobie chwile roboty i skorzystać ze skróconej konfiguracji elektronowej. Można by rzec, że jest to nasz taki chemiczny “checkpoint”.
Naszym checkpointem będą gazy szlachetne – to od nich będziemy rozpisywać dalsze konfiguracje. Zawsze wybieramy ten gaz szlachetny, który jest przed naszym pierwiastkiem – więc ten, który ma mniejszą liczbę atomową od naszego pierwiastka i leży najbliżej niego. Spójrzmy na przykład, kiedy chcemy zapisać konfigurację elektronową wanadu:
Zobacz, że wszystko się tutaj zgadza – argon ma 18 elektronów, a na podpowłokach walencyjnych wanadu (4s i 3d) mamy 5 elektronów, co daje nam łączną liczbę 23 – czyli liczbę atomową wanadu.
Przyjrzyjmy się jeszcze jednemu przykładowi – skróconej konfiguracji dla atomu chloru:
Przykład VIII – graficzny zapis konfiguracji elektronowej
Kiedy zapisywanie konfiguracji elektronowych opanowaliśmy do perfekcji, powinniśmy jeszcze przećwiczyć tak zwany graficzny (klatkowy) zapis. Przypominam, że każda klatka oznacza jeden orbital, a każdy orbital mieści 2 elektrony. Podpowłoka s składała się z jednego orbitalu, podpowłoka p składała się z 3 orbitali, a podpowłoka d składała się z 5 orbitali. Poniżej mamy przykład konfiguracji elektronowej cynku (Zn) w postaci graficznej:
I spójrzmy na jeszcze jeden przykład graficznego zapisu konfiguracji elektronowej dla jonu chromu Cr3+:
Dla porównania wstawiam jeszcze konfigurację elektronową dla atomu chromu:
Literatura i grafiki:
[1] https://pixabay.com/photos/onion-healthy-vegetable-flavor-5187140/
[2] Jones, Loretta. Chemia ogólna: cząsteczki, materia, reakcje. Translated by Jerzy Zenon Kuryłowicz, Wydawnictwo Naukowe PWN, 2014
[3] Promocja elektronowa [online]. Wikipedia : wolna encyklopedia, 2024-01-18 17:31Z [dostęp: 2024-09-10 12:46Z]. Dostępny w Internecie: //pl.wikipedia.org/w/index.php?title=Promocja_elektronowa&oldid=72610475
[4] Reguła Hunda [online]. Wikipedia : wolna encyklopedia, 2024-08-07 07:48Z [dostęp: 2024-09-10 13:06Z]. Dostępny w Internecie: //pl.wikipedia.org/w/index.php?title=Regu%C5%82a_Hunda&oldid=74498349
[5] Adam Bielański: Podstawy chemii nieorganicznej. T. 1. Warszawa: Wydawnictwo Naukowe PWN SA, 2012, ISBN 978-83-01-16281-8.
Biologia – najczęściej popełniane błędy na maturze
Chemia – najczęściej popełniane błędy na maturze
