2.1. Konfiguracja elektronowa pierwiastków

Model powłokowy atomu (model Bohra)
Właściwości chemiczne, a także fizyczne pierwiastków zależą od ich położenia w układzie okresowym pierwiastków. Można powiedzieć, że położenie pierwiastka w układzie okresowym zależy od ilości elektronów na ostatniej powłoce (przynależność pierwiastka do określonej grupy), oraz ilości powłok (położenie pierwiastka w okresie lub inaczej nr okresu).

Elektrony wokół jądra atomowego rozmieszczone są na powłokach, które nazywane są K, L. M, N, O… itd. (pierwsza, znajdująca się najbliżej jądra powłoka nazywana jest powłoką K, a kolejne nazywane są od kolejnych liter alfabetu). Elektrony znajdujące się na tej samej powłoce różnią się nieznacznie energią, natomiast elektrony znajdujące się na dwóch różnych powłokach różnią się znacznie energią.
Jeżeli ponumerujemy powłoki:

nr powłoki	1	2	3	4	5
Nazwa powłoki	K	L	M	N	O

to liczby określające nr powłoki nazywane są główną liczbą kwantową n. Maksymalna ilość elektronów na powłoce określona jest wzorem: Maksymalna ilość elektronów=2n², czyli na poszczególnych powłokach może być:

Nazwa powłoki	K	L	M	N	O
Nr powłoki	1	2	3	4	5
Maksymalna ilość elektronów na powłoce	2	8	18	32	50

Możemy powiedzieć, że główna liczba kwantowa n określa maksymalną ilość elektronów na powłoce, lub energię elektronu.

Każdy atom jest elektrycznie obojętny. W jądrze atomu znajdują się protony i neutrony (noszą one wspólną nazwę nukleonów – składniki jądra). Jak nazwa wskazuje neutrony są elektrycznie obojętne, natomiast protony posiadają jednostkowy ładunek elektryczny +1. Elektrony posiadają ładunek -1 i w atomie liczba protonów w jądrze musi być równa liczbie elektronów na wszystkich powłokach. Liczbę protonów (elektronów) w atomie rozpoznajemy po liczbie atomowej (nazywaną również liczbą porządkową ponieważ wskazuje ona położenie pierwiastka w układzie okresowym pierwiastków). Druga z liczb w układzie okresowym pierwiastków nazywana jest masą atomową. Po zaokrągleniu do liczby całkowitej (w górę lub w dół) nosi nazwę liczby masowej. W przypadku skandu liczba masowa A wynosi 45, 44 (lub inne wartości bliskie 45). Liczba neutronów w jądrze równa jest liczba neutronów w jądrze=A-Z.

Rozpisywanie elektronów na powłokach rozpoczynamy od:
a) rozpisania istniejących powłok (ilość powłok poznajemy po nr okresu)
b) rozmieszczenia elektronów na ostatniej powłoce, a następnie na powłokach najbardziej wewnętrznych, poczynając od powłoki K, zgodnie ze wzorem: liczba elektronów=2n².

Na ostatniej powłoce, zwanej powłoką walencyjną, znajdują się elektrony nazywane elektronami walencyjnymi. Liczba tych elektronów równa jest numerowi grupy dla grup od nr 1 do 2, oraz nr grupy-10, dla grup o numerze większym od 10. Pierwiastki z grup od 3 do 12 są pierwiastkami grup pobocznych. Dla tych pierwiastków (z grup od 3 do 10) ilość elektronów na ostatniej powłoce równa jest zawsze 2 (wyjątkiem są pierwiastki grupy 11, dla których ilość elektronów na ostatniej powłoce równa jest 1, ale one uwzględnione są w podanej wyżej regule
Dla przykładu rozpatrzmy rozmieszczenie elektronów (konfigurację elektronową) na powłokach dla argonu ₁₈Ar i ₂₅Mn Argon leży w 3 okresie i 18 grupie, liczba atomowa 18. Ma więc 3 powłoki (3 okres) K, L, M. Na ostatniej powłoce ma 18-10=8 elektronów, a na pierwszej (K) 2 elektrony: K²L^xM⁸. Z rachunku wynika, że na powłoce L musi mieć 18-2-8=8elektronów. Konfiguracja elektronowa argonu to K²L⁸M⁸.
Mangan leży w 4 okresie i 7 grupie. Ma więc 4 powłoki: K, L, M, N, a na ostatniej 2 elektrony. Jego konfigurację możemy już zapisać w postaci: K²L⁸M^xN², co daje 2+8+2=12 elektronów. Wszystkich elektronów posiada 25, czyli na powłoce M znajduje się 25-12=13 elektronów. Konfiguracja elektronowa manganu to: K²L⁸M¹³N².

Model atomu wg Bohra nazywa się modelem planetarnym, ponieważ według tego modelu elektrony krążą wokół jądra tak jak planety wokół słońca. Chociaż model ten tłumaczy niektóre właściwości pierwiastków, chociażby chęć uzyskania oktetu elektronowego, czyli uzyskania konfiguracji najbliższego gazu szlachetnego, to trudno przy jego pomocy wytłumaczyć powstawanie wiązań.

Model kwantowy atomu (model Schrödingera)
Obecnie, aby przedstawić budowę atomu, oraz tworzenie się wiązań chemicznych korzystamy z modelu opartego na mechanice kwantowej (modelu Schrödingera). Według tego modelu elektrony w atomie znajdują się na orbitalach (nazywanych czasami podpowłokami). Orbitalem nazywamy przestrzeń wokół jądra atomowego, w której mogą znajdować się maksymalnie 2 elektrony. Kształt orbitalu wynika z rozwiązania równania Schrödingera i w tym ujęciu, orbital jest niczym innym, jak funkcją matematyczną z pewnymi parametrami.
Każdej powłoce przyporządkowaliśmy wcześniej pewne liczby naturalne, które nazwaliśmy główną liczbą kwantową n. Liczby te określają jednocześnie ilość typów orbitali (podpowłok) w danej powłoce:

Główna liczba kwantowa n	1	2	3	4
Ilość typów orbitali (ilość podpowłok)	1	2	3	4

Pierwszym parametrem, w równaniu Schrödingera, określającym orbitale jest główna liczba kwantowa n, która tak jak poprzednio określa energię elektronu w atomie, wielkość orbitalu lub ilość typów orbitali.
Obok głównej liczby kwantowej n, istnieje poboczna liczba kwantowa l, która przyjmuje wartości l=0 do l=n-1. Poboczna liczba kwantowa określa kształt orbitalu (oraz pośrednio ilość różnych typów orbitali):

n	1	2	3	4	5
l	0	0, 1	0, 1, 2	0, 1, 2, 3	0, 1, 2, 3, 4

Jeżeli główna liczba kwantowa wynosi 5, to możemy mieć 5 rodzajów (typów) orbitali. Rodzaje orbitali opisane są poboczną liczbą kwantową l, przyjmującą wartości 0, 1, 2, 3, 4. Orbital opisany poboczną liczbą kwantową l=0 nazywany jest orbitalem typu s (od słowa single – główny). Jeżeli l=1, to orbital opisany taką poboczną liczbą kwantową nazywany jest orbitalem p (od słowa principal – główny). Kolejne orbitale nazywane są d dla l=2, f dla l=3, g dla l=4 itd. (dalsze orbitale przyjmują nazwy od kolejnych liter alfabetu). Dla głównej liczby kwantowej n, jest tyle typów orbitali, ile jest pobocznych liczb kwantowych. Na przykład dla głównej liczby kwantowej 5 (jest 5 typów orbitali) ponieważ mamy 5 pobocznych liczb kwantowych, które przyjmują wartości: 0, 1, 2, 3, 4.
Każdy typ orbitalu musi być umiejscowiony w przestrzeni. Rozmieszczenie orbitalu w przestrzeni opisuje magnetyczna liczba kwantowa m, która przyjmuje wartości m≥l oraz m≤l. Oczywiście magnetyczna liczba kwantowa m określa nam ilość orbitali danego typu.
Jeżeli n=1, to l=0 i m=0. Oznacza to, że istnieje tylko 1 orbital typu s. Dla n=2 l może przyjąć wartości 0 i 1. Dla l=0 m=0, czyli dla głównej liczby kwantowej 2 istnieje jeden orbital typu s, oznaczany jako 2s, ale dla l=1 (czyli dla orbitalu 2p) możemy przypisać magnetyczne liczby kwantowe m=-1, 0, 1. Oznacza to, że mamy 3 orbitale typu 2p. W poniższej tabeli zebrane zostały typy orbitali dla głównej liczby kwantowej n=5:

główna liczba kwantowa	5
poboczna liczba kwantowa	0
typ orbitalu	s
magnetyczna liczba kwantowa	0
ilość orbitali danego typu (l+1)	1
kształt orbitalu

2.1-1.         

Podać rozmieszczenie elektronów w powłokach następujących jonów: Na⁺, Br^-, Ca²⁺.

 

2.1-2.         

Jaki ładunek elektryczny będą wykazywały jony: potasu, magnezu, bromu, siarki, glinu, telluru?

 

2.1-3.         

Na podstawie podanej konfiguracji elektronowej atomu pierwiastka określ położenie tego pierwiastka w układzie okresowym, symbol chemiczny, liczbę atomową i masową.
a) 1s²2s²2p³
b)1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d^l04s²4p⁶
c) [Ar]3d³4s²

 

2.1-4.         

Dla atomów pierwiastków o podanych konfiguracjach elektronowych określ liczbę powłok elektronowych w atomie, liczbę elektronów walencyjnych i elektronów niesparowanych, skład jądra atomowego oraz rodzaj i ładunek jonu, który dany atom może utworzyć, dążąc do uzyskania konfiguracji elektronowej najbliższego gazu szlachetnego.
a) 1s²2s²2p⁶3s²3p⁴
b) 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁶4s²
c) [Kr]5s¹

 

2.1-5.         

Wyjaśnij, dlaczego promień jonu pierwiastka z grupy 1 jest krótszy od promienia atomu tego pierwiastka, natomiast promień anionu pierwiastka położonego w tym samym okresie, lecz w grupie 17 jest dłuższy od promienia atomu.

 

2.1-6.         

Uzasadnij, który z pierwiastków będzie wykazywał większy charakter metaliczny
a) sód czy potas
b) sód czy magnez

 

2.1-7.         

Uzasadnij, który z pierwiastków będzie wykazywał większy charakter niemetaliczny.
a) siarka czy chlor
b) fluor czy chlor

 

2.1-8.         

Oblicz liczbę podpowłok elektronowych znajdujących się w powłoce n=4. Oznacz je symbolami.

 

2.1-9.         

Określ liczbę stanów kwantowych :
a) w podpowłoce d czwartej powłoki
b) w podpowłoce p czwartej powłoki
c) w powłoce n=4

 

2.1-10.      

Podaj wartość liczb kwantowych n, l, m dla czwartej powłoki.

 

2.1-11.      

Jakie orbitale określane są przez liczby kwantowe?
a) n=1, l=0
b) n=2, l=0
c) n=2, l=1
d) n=3, l=0
e) n=3, l=2
f) n=4, l=2
g) n=4, l=3

 

2.1-12.      

Ile elektronów może znajdować się w podpowłokach?
a) p
b) d
c) f
d) s

 

2.1-13.      

Energię elektronu w atomie wodoru na powłoce n można wyrazić jako funkcję energii na powłoce pierwszej (E₁) i wartości n. Przedstawić tę zależność w postaci: En=f(E₁,n) i obliczyć energię na powłoce czwartej, przyjmując E₁=-13,6 eV.