Konfiguracja elektronowa − jak ją rozpisać

Budowa atomu, Chemia ogólna

1. Konfiguracja elektronowa, czyli jak orbitale są zapełniane przez elektrony.

Jak już doskonale wiemy, na orbitalach znajdują się elektrony. Konfiguracja elektronowa pokazuje dokładnie ile jest elektronów na jakim orbitalu. Poznaliśmy już uproszczoną konfigurację powłokową , a teraz omówimy to nieco dokładniej.

Zaczynamy od konwencji, czyli w jaki sposób będziemy to w ogóle przedstawiać (zapisywać) :

Konfiguracja elektronowa − dwie metody zapisu.

Następny w kolejce będzie atom helu, który ma dwa elektrony. Wiemy, że musimy przestrzegać zakazu Pauliego.

Aby nie kończyć zabawy tak szybko, to opiszmy oba elektrony w atomie helu przypisując im odpowiednie liczby kwantowe.

n	l	m_l	m_s
1	0	0	+ ½
1	0	0	– ½

To pytanie pojawia się na maturze, czyli przypisywanie liczb kwantowych do konkretnego elektronu.

2. Konfiguracja powłokowa może nam pomóc.

Powłoka K to inaczej orbital 1s, na którym zmieszczą się maksymalnie dwa elektrony.

Wygląda znajomo, prawda? Czyli konfiguracja elektronowa dla wodoru to 1s¹, następnie dla helu to 1s². Przechodzimy dalej, do drugiego okresu.

Powłoka L składa się z orbitalu 2s oraz 2p, gdzie zmieszczą się odpowiednio 2 oraz 6 elektronów, czyli łącznie 8.

Ten rysunek może być nieco przytłaczający. Co się dzieje? Powłoka L dzieli się na dwie podpowłoki – orbital 2s oraz 2p. Na orbitalu s znajdują się łącznie dwa elektrony (zaznaczone na rysunku na czerwone). Następnie zaczynamy zapełniać orbitale p, na których łącznie zmieści się sześć elektronów (od piątego do dziesiątego, zaznaczone na niebiesko).

Dlatego konfiguracja ostatniego w okresie pierwiastka czyli Neonu to 1s² 2s² 2p⁶. Jak widzisz łączna liczba elektronów się zgadza : mamy dwa elektrony na orbitalu 1s, potem dwa elektrony na orbitalu 2s, a następnie 6 elektronów na orbitalu p, zatem 2 + 2 + 6 = 10 elektronów i wszystko ładnie gra. Pamiętaj, że to jest zawsze coś, co samodzielnie możesz sprawdzić!

Właściwie okazuje się, że jeżeli ogarniamy konfigurację powłokową, to ogarniamy automatycznie konfigurację ,,orbitalową”, czyli niby tą dokładniejszą, a wcale nie taką trudną.

No dobra, może teraz zacznie się delikatnie komplikować, ale wcale nie tak bardzo. Pamiętamy z konfiguracji powłokowej, że w czwartym okresie zaczyna się robić troszkę ciekawiej, bo nagle zaczynaliśmy zapełniać powłokę N (a konkretnie dorzucać tam dwa elektrony), a dopiero potem kontynuujemy z wypełnianiem do końca powłoki M, bo przecież jak pamiętamy, trzecia powłoka ma łącznie 18 elektronów! Spójrzmy :

Pamiętaj o powłoce M, która składa się z orbitalu 3s, 3p oraz 3d. Ten ostatni znajduje się niżej i ustępuje miejsca orbitalowi 4s w kwestii tego, w jakiej kolejności będą zapełniane orbitale. Jeżeli podczas rozpisywania konfiguracji elektronowej będziesz wspomagać się układem okresowym to bez problemu sobie poradzisz.

W takim razie patrząc na układ okresowy widać, że najpierw będziemy zapełniać orbital 3s, potem 3p, a następnie zaczyna się orbital 4s, więc tutaj musimy dorzucić dwa elektrony. Potem z kolei wracamy do powłoki N, stąd pojawia się orbital 3d (a nie 4d), który może pomieścić łącznie 10 elektronów.

Dopiero potem kontynuujemy uzupełnianie elektronów na orbitalu 4p.

Powłoka N z kolei składa się już aż z czterech różnych orbitali : 4s + 4p + 4d + 4f, jednak przed zapełnianiem orbitalu 4d zaczynamy zapełniać orbital 5s, a zatem sytuacja się powtarza z poprzedniego okresu. Orbitale 4d oraz 4f tak naprawdę już nas nie interesują, bo my kończymy na pierwiastkach, dla których Z = 38, a zatem mamy **dobrą wiadomość**.

To świetny moment, aby podsumować zależności pomiędzy powłokami elektronowymi, a podpowłokami oraz liczbą elektronów, która może znajdować się na powłokach oraz podpowłokach.

Główna liczba kwantowa (n)	n = 1	n = 2	n = 3	n = 4
Powłoka elektronowa	K	L	M	N
Maksymalna liczba elektronów na powłoce	2	8	18	32
Podpowłoki, które tam się znajdują	1s	2s + 2p	3s + 3p + 3d	4s + 4p + 4d + 4f
Maksymalna liczba elektronów na podpowłokach	1s²	2s²2p⁶ 2 + 6 = 8	3s² 3p⁶ 3d¹⁰ 2 + 6 + 10 = 18	4s² 4p⁶ 4d¹⁰4f¹⁴

Powłoki vs podpowłoki

Dla treningu trzy przykłady i jedziemy dalej. Spróbuj ustalić konfigurację elektronową dla sodu, siarki oraz bromu.

Sód (Na , Z = 11) : 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹
Siarka (S , Z = 16) : 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁴
Brom (Br , Z = 35) : 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d¹⁰ 4s² 4p⁵

Pokażę Ci jeszcze mnemotechnikę do zapamiętania kolejności wypełniania orbitali. Rozpisujemy sobie orbitale zgodnie z poniższym schematem, a następnie przekreślamy go po przekątnych, co wyznacza nam kolejność zapełniania orbitali :

Nietrudno wyłapać schemat – w jednej kolumnie piszemy wszystkie orbitale s, obok wszystkie orbitale p, potem orbitale d i tak dalej. Oczywiście Patrzymy na cyferki, które z kolei oznaczają rząd, w którym należy umieścić dany orbital.

Czyli kolejność jest następująca :
1s ⟶ 2s ⟶ 2p ⟶ 3s ⟶ 3p ⟶ 4s ⟶ 3d ⟶ 4p ⟶ 5s

3. Chrom i miedź, czyli dwa wredne wyjątki.

Są niestety takie dwa, dziwne pierwiastki jak chrom (Cr) oraz miedź (Cu). Skoro są dziwne, to możesz się domyślać, że do zrzygania będą pojawiać się na maturze, bo na wyjątkach najlepiej układa się zadania. Swoją drogą to jest myśl przewodnia, która kieruje układający pytania na studiach, więc już taki protip na to, co czeka Was za kilka lat.

No dobrze, a czemu są takie dziwne? Spróbujmy zapisać dla nich konfiguracje elektronowe :

Chrom (Cr , Z = 24) : 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d⁴
Miedź (Cu , Z = 29) : 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d⁹

Okazuje się jednak, że obie konfiguracje, które rozpisaliśmy są błędne. W rzeczywistości powinny wyglądać tak :

Chrom (Cr , Z = 24) : 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s¹3d⁵
Miedź (Cu , Z = 29) : 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s¹ 3d¹⁰

To co widzimy, to przeniesienie jednego elektronu z orbitalu s na orbital d (konkretnie z 4s na 3d), a taki zabieg nazywamy promocją elektronową.

Słowo promocja powinno Ci się kojarzyć z awansem, czyli przechodzeniem do góry i dokładnie to samo dzieje się tutaj (orbitale jak już wiemy mają różne poziomy energii, a tutaj elektron z orbitalu o niższej energii przechodzi na orbital o wyższej energii).

Dlaczego tak się dzieje, skąd te wyjątki? Tutaj niestety trzeba przyznać, że jest to zagadnienie mocno zaawansowane^[1]. Żeby nie było, że pozostawiam Cię z takim niedosytem wiedzy, to zarzucę ciekawostką^[2].

4. Konfiguracja elektronowa w zapisie klatkowym.

Zapis klatkowy już pojawił się na samym początku tego artykułu dla wodoru i helu. Teraz musimy po prostu pamiętać, że :

➤ Jedna klatka (orbital) zmieści maksymalnie dwa elektrony, o czym mówiliśmy też tutaj.

➤ orbital s to jednak kratka

➤ orbital p to trzy kratki

➤ orbital d to pięć kratek

Orbital s to jedna klatka, orbital p to trzy klatki, a orbital d to aż pięć klatek. Przykładowo łącznie trzy orbitale p pomieszczą maksymalnie sześć elektronów.

Podczas wypełniania klatek przez elektrony (które oznaczamy jako strzałki), musisz pamiętać, aby przestrzegać :

➤ reguły Hunda

➤ zakazu Pauliego

Zatem np. dla krzemu oraz selenu :

Oczywiście nie wolno nam nie zrobić chromu i miedzi :

Warto zwrócić uwagę na to, że zarówno zapis dla miedzi w postaci 3d¹⁰ 4s¹ jest równoznaczny z zapisem 4s¹ 3d¹⁰.

Trzeba jedno przyznać – rozpisywanie za każdym razem wszystkich podpowłok jest męczące, zwłaszcza, że zawsze są one maksymalnie wypełnione elektronami. Jedyne ciekawe miejsce jest zawsze na powłoce walencyjnej. Dlatego powstał tak zwany zapis skrócony, który uwzględnia tylko powłokę walencyjną. Prawda, że brzmi jak dobry pomysł?

Zanim jednak do tego przejdziemy, musimy zaktualizować naszą wiedzę o konfiguracji elektronowej ! Wcześniej pojawiła się tabelka z wypełnioną konfiguracją powłokową dla każdego pierwiastka, teraz trzeba jeszcze uwzględnić dwa wyjątki, czyli chrom oraz miedź !

5. Konfiguracja elektronowa skrócona

Sprawa jest bardzo prosta. Bierzesz dowolny pierwiastek, szukasz go w układzie okresowym. Następnie patrzysz, jaki był ostatni gaz szlachetny (czyli taki, który ma mniej elektronów niż nasz pierwiastek). Symbol tego gazu szlachetnego zapisujesz w nawiasie kwadratowym i jedziesz z rozpisywaniem konfiguracji elektronowej dla ostatniej powłoki.

Czyli przykładowo dla sodu oraz bromu, ta skrócona konfiguracja byłaby następująca :

• (Na , Z = 11) : [Ne] 3s¹

• (Br , Z = 35) : [Ar] 4s² 4p⁵

Gazy szlachetne cechują się wyjątkową stabilnością, czyli małą reaktywnością^[3]. Mowimy nawet, że pierwiastki dążą do osiągnięcia konfiguracji gazu szlachetnego, ponieważ właśnie takie wypełnienie orbitali jest energetycznie korzystne.

6. Konfiguracja elektronowa dla jonów

To też już prosta sprawa. Wszystko robimy tak samo, tylko liczba elektronów się zmienia. W przypadku kationów należy zabrać odpowiednią liczbę elektronów, a w przypadku anionów dodać.

Glin (Al , Z = 13) : 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p¹
kation glinu (Al³⁺ , Z = 10) : 1s² 2s² 2p⁶

Zapisywanie konfiguracji elektronowej dla kationu.

Siarka (S , Z = 16) : 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁴
anion siarki (S^2ー , Z = 10) : 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶

Zapisywanie konfiguracji elektronowej dla anionu.

Jedyny problem może się pojawić w przypadku metali z bloku d, bo właściwie mamy do wyboru zabrać elektrony z orbitali d albo z orbitalu s. Wtedy należy najpierw zabrać elektrony z orbitalu s!

W przypadku metali z bloku d tworząc kationy najpierw zabieramy elektrony z orbitalu s, dopiero potem z orbitalu d.

7. Opisywanie danego elektronu na podstawie liczb kwantowych

Pamiętasz to śmieszne maturalne wymaganie ? To generalnie właśnie teraz to się dzieje. Opisujemy kwantowo-mechaniczny model atomu, używamy teraz liczb kwantowych do opisu elektronów w atomie.

Liczby kwantowe już ogarniamy, ale tutaj zaproponuję jeszcze jeden, alternatywny schemat, który z ciekawej perspektywy pokazuje zależności różnych liczb kwantowych.

Przykładowo, dla głównej liczby kwantowej n = 3 , możliwe liczby poboczne to l = 0 , l = 1 oraz l = 2, którym jak wiemy odpowiadają różne kształty orbitali, tutaj odpowiednio s, p oraz d.

Wiemy, że orbital s to jedna kratka (jedna wartość magnetycznej liczby kwantowej m_l= 0), dla orbitalu 3p mamy trzy różne kratki, stąd trzy różne wartości m_l . Dla orbitalu 3d mamy pięć kratek, zatem istnieje pięć różnych liczb m_l .

Najlepiej jednak zrozumieć to na przykładzie :

Opis konkretnego elektronu za pomocą liczb kwantowych. Pamiętaj, że żadne dwa elektrony nie mogą mieć dokładnie tych samych liczb kwantowych (zakaz Pauliego).

Podobało się? A może wolisz mieć takie lekcje w filmikach wideo? Jeśli tak, to mam dla Ciebie świetne rozwiązanie.

^[1]Podpowłoki, które są całkowicie zapełnione lub zapełnione w połowie (zgodnie z regułą Hunda) charakteryzują się wyjątkową stabilnością (niską energią). Przeskok elektronu z orbitalu s na orbital d powoduje po prostu, że jest więcej właśnie takich zapełnionych w całości lub w połowie zapełnionych. Najlepiej to widać na schemacie klatkowym.

^[2] Pallad to ciekawy pierwiastek, który podlega tak zwanej podwójnej promocji elektronowej, co jak możemy się nietrudno domyśleć, oznacza że aż dwa elektrony z orbitalu s przeskakują na orbital d.

Pallad (Pd , Z = 46) : 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d¹⁰ 4s² 4p⁶4d¹⁰

zamiast 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d¹⁰ 4s² 4p⁶5s² 4d⁸

^[3] Nie oznacza to, że gazy szlachetne nie tworzą żadnych związków. Na przykład chemia ksenonu jest dość bogata i oczywiście ciekawa. Oto parę przykładowych związków ksenonu (tutaj fluorek i tlenek) :

Xe + 3F₂ →XeF₆

XeF₆ + 3H₂O →XeO₃ + 6HF