Cesko.wiki Elektronová konfigurace
Author
Albert FloresElektronová konfigurace je základním konceptem v kvantové mechanice, který popisuje uspořádání elektronů v atomovém nebo molekulárním systému. Tento článek na české Wikipedii Elektronová konfigurace podrobně vysvětluje tento koncept, který je nezbytný k porozumění chování atomů a molekul. Text začíná popisem kvantové mechaniky a jejího vlivu na chování elektronů. Vysvětluje, že elektron má vlnovou povahu a může existovat ve specifických energiových stavech, které jsou popsány kvantovými čísly. Dále jsou diskutovány energetické hladiny elektronů, které jsou rozděleny do orbitalů a podorbitálů. Hlavní část článku se zabývá způsobem, jakým jsou elektrony uspořádány ve vrstvách a podvrstvách atomů. Je vysvětleno, že elektrony se usazují do orbitalů ve smyslu, že každý orbital je naplněn elektronem před tím, než je naplněn dalším elektronem. Tento princip je známý jako Pauliho vylučovací princip. Článek také diskutuje o notaci pro elektronovou konfiguraci, která je používána k zápisu uspořádání elektronů v atomu. Jsou představeny zkratky, které znázorňují jednotlivé orbitaly a jejich obsazenost. Kromě toho je v článku také zmíněno, jak elektronová konfigurace ovlivňuje chemické vlastnosti atomů a molekul. Různá uspořádání elektronů mají významný vliv na stabilitu a reaktivitu atomů. Na konci článku jsou uvedeny některé příklady elektronové konfigurace atomů a jejich význam pro periodickou tabulku prvků. Celkově lze tedy říci, že tento článek na české Wikipedii Elektronová konfigurace podrobně vysvětluje koncept elektronové konfigurace a její vliv na chování atomů a molekul.
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
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 a jeho energii |
| 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
Elektronové slupky a podslupky (někdy také nazývané energiové hladiny a podhladiny) jsou určeny 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 4l + 2 elektrony a slupka maximálně 2n2 elektronů.
Příklad
| 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
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. +more 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. +more Energie orbitalů víceelektronového atomu.
Výstavbový princip
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. Platí tzv. +more Madelungovo pravidlo: * 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
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. +more Např. elektronová konfigurace chromu je: [Ar] 3d5 4s1, nikoliv [Ar] 3d4 4s2.
Externí odkazy
[url=http://www-pdg.lbl.gov/2012/reviews/rpp2012-rev-elements-electronic-struct.pdf]Aktualizovaná tabulka elektronových konfigurací atomů (Particle Data Group, 2012)[/url]
Kategorie:Kvantová fyzika Kategorie:Atomová fyzika Kategorie:Elektron