Elektronová konfigurace

Z Wikipedie, otevřené encyklopedie
Skočit na: Navigace, Hledání
Atomové a molekulové orbitaly

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[editovat | editovat zdroj]

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[editovat | editovat zdroj]

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 elektronu, mohou být v každém orbitalu pouze dva elektrony. Podslupka tedy může obsahovat maximálně 4 l+2 elektrony a slupka maximálně 2n^2 elektronů.

Příklad[editovat | editovat zdroj]

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[editovat | editovat zdroj]

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: [Ne] 3s2 3p3.

Výstavbový princip[editovat | editovat zdroj]

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, 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 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[editovat | editovat zdroj]

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] 3d5 4s1, nikoliv [Ar] 3d4 4s2.

Externí odkazy[editovat | editovat zdroj]

(anglicky) Aktualizovaná tabulka elektronových konfigurací atomů (Particle Data Group, 2012)