KONFIGURACJE ELEKTRONOWE

Wraz ze wzrostem liczby atomowej pierwiastka wzrasta liczba elektronów. Poszczególne powłoki elektronowe atomu wypełnia się elektronami, umieszczając je na różnych orbitalach atomowych zgodnie z trzema regułami:

1. Zasada rozbudowy. Konfiguracje elektronowe buduje sie od dołu, wykorzystując najpierw orbitale o niższej energii. Kolejność energetyczna orbitali jest następująca: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d^*)

2. Reguła Hunda. W orbitalach zdegenerowanych zachowana jest maksymalna multipletowość spinowa, czyli sparowanie elektronów nie następuje, dopóki każdy zdegenerowany orbital nie jest w połowie wypełniony.

3. Zakaz Pauliego. Nie mogą istnieć dwa elektrony scharakteryzowane przez te same cztery liczby kwantowe. Gdy dwa elektrony zajmują ten sam orbital, muszą mieć różne spiny. Ponieważ spinowa liczba kwantowa przybiera tylko jedną z dwóch wartości (-1/2, +1/2), na orbitalu może znajdować się najwyżej dwa elektrony.

Jeżeli wyżej wymienione reguły są spełnione, odpowiadająca im konfiguracja elektronowa jest konfiguracją stanu podstawowego pierwiastków. Możliwe są inne konfiguracje elektronowe, są to jednak konfiguracje stanów wzbudzonych. Będziemy rozpatrywać konfiguracje elektronowe stanu podstawowego pierwiastków.

^*)

W przypadku cięższych pierwiastków (o większych liczbach atomowych) mogą nastąpić odstępstwa od podanej kolejności wynikające z oddziaływania elektronów między sobą.

Przykłady pytań.

1. Czy są możliwe następujące konfiguracje elektronowe atomów w stanie podstawowym:

a) 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁸ 4s²
b) 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s¹3d¹⁰ 4p⁶
c) [Kr] 4s² 4p⁶ 5s²
d) 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁴ 4p⁶ 5s²
e) [Ne] 5s² 4d⁸ 5p⁶ 6s²
f) 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d⁸ 4p⁶ 5s²
g) 1s² 2s² 2p_x ²2p_y ¹ 2p_z ⁰


Odp.: Żadna z podanych konfiguracji elektronowych nie jest możliwa.Są naruszone zasady:

a) 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁸ 4s² - zakaz Pauliego;
b) 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s¹3d¹⁰ 4p⁶ - zasada rozbudowy;
c) [Kr] 4s² 4p⁶ 5s² - użyto nieodpowiedniego rdzenia konfiguracji elektronowej;
d) 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁴ 4p⁶ 5s² - zakaz Pauliego;
e) [Ne] 5s² 4d⁸ 5p⁶ 6s² - użyto nieodpowiedniego rdzenia konfiguracji elektronowej;
f) 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d⁸ 4p⁶ 5s² - zasada rozbudowy;
g) 1s² 2s² 2p_x ²2p_y ¹ 2p_z ⁰ - reguła Hunda.


2. Napisać konfigurację elektronową jonu jednododatniego pierwiastka o liczbie atomowej Z=47.

Odp.: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ 4p⁶ 5s⁰ 4d¹⁰ lub [Kr] 4d¹⁰

Uwaga 1: Należy pamiętać, że elektronami walencyjnymi są elektrony najbardziej zewnętrznych powłok elektronowych (czyli znajdujących sie najdalej radialnie od jądra). W rozpatrywanym przypadku odrywany jest elektron z 5s a nie z 4d.

Uwaga 2: Podczas pisania konfiguracji elektronowych jedyną informacją potrzebną (i dostępną!) jest liczba atomowa pierwiastka. Posługiwanie się układem okresowym pierwiastków jest zabronione.

Uwaga 3: Nie należy mylić kolejności wypełniania elektronami powłok elektronowych a kolejności zapisu konfiguracji elektronowych. Ta ostatnia dopuszcza dwie formy: 1. zgodnie z kolejnością wypełniania orbitali; 2. zgodnie z kolejnością radialną (pisanie powłokami). Np.dla Z=30 zgodnie z pierwszą formą zapiszemy: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰, wg drugiego sposobu zapisu będzie: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d¹⁰4s². Pierwsza forma sprzyja prawidłowemu napisaniu konfiguracji elektronowej atomu ( o ile sie zna kolejność wypełniania!), druga pomaga podczas pisania konfiguracji elektronowej jonu bezbłędnie określić, z której powłoki najpierw zostaną oderwane elektrony.

---