Elektronske konfiguracije: Aufbau redoslijed, Hundovo pravilo i ioni

Ljuske, podljuske i kapacitet orbitala

Svaki elektron u atomu opisan je s četiri kvantna broja. Glavni kvantni broj n (1, 2, 3, …) određuje ljusku. Orbitalni kvantni broj l ide od 0 do n − 1 i određuje podljusku: l = 0, 1, 2 i 3 označavaju se s, p, d i f. Magnetni kvantni broj mₗ ide od −l do +l, pa podljuska sadrži 2l + 1 orbitala. Spinski kvantni broj mₛ je +½ ili −½.

Pošto svaka orbitala prima najviše dva elektrona, s podljuska prima 2, p prima 6, d prima 10, a f prima 14. Puna ljuska prima 2n² elektrona: 2 za n = 1, 8 za n = 2 i 18 za n = 3. Zbog tih kapaciteta blokovi periodnog sistema široki su 2, 6, 10 i 14 kolona.

Aufbau redoslijed popunjavanja i periodni sistem

U osnovnom stanju elektroni zauzimaju podljuske najniže raspoložive energije; to je Aufbau princip. U atomu s mnogo elektrona energija podljuske zavisi od l, a ne samo od n, jer s elektron prodire bliže jezgru od p ili d elektrona sličnog n i manje ga zaklanjaju unutrašnji elektroni. Dobiveni redoslijed za neutralne atome je 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p.

Pravilo n + l reproducira taj redoslijed: popunjavajte podljuske po rastućem n + l, a kada su dvije podljuske izjednačene, prvo popunite onu s manjim n. Dakle, 4s (4 + 0 = 4) se popunjava prije 3d (3 + 2 = 5). Redoslijed možete pročitati i iz periodnog sistema. Krećući se duž periode, prolazite kroz s blok, zatim f blok ako postoji, zatim d blok, pa p blok, pri čemu je d podljuska jednu ljusku iza broja periode, a f podljuska dvije iza.

Redoslijed govori koja podljuska prima sljedeći elektron od elementa do elementa. Ne znači da je 4s uvijek nižeg energijskog nivoa od 3d. Kada je 3d zauzeta, njena energija pada ispod energije 4s, zbog čega kationi prijelaznih metala prvo gube 4s elektrone.

Paulijev princip isključenja, Hundovo pravilo i orbitalni dijagrami

Paulijev princip isključenja kaže da nikoja dva elektrona u atomu ne dijele sva četiri ista kvantna broja. Dva elektrona u jednoj orbitali već dijele n, l i mₗ, pa moraju imati suprotne spinove, i nijedna orbitala ne može primiti treći.

Hundovo pravilo odnosi se na degenerirane orbitale, one jednake energije unutar podljuske. Elektroni ih zauzimaju pojedinačno, s paralelnim spinovima, prije nego počne sparivanje. Sparivanje podiže energiju jer se dva elektrona u jednoj orbitali jače odbijaju, dok paralelni spinovi u odvojenim orbitalama dobijaju izmjensku stabilizaciju. Zato 2p³ dušika ima tri nesparena elektrona, a 2p⁴ kisika jedan par i dva nesparena elektrona.

U orbitalnom dijagramu nacrtajte po jedan okvir za svaku orbitalu, popunjavajte podljuske Aufbau redoslijedom i unutar podljuske stavite po jednu strelicu u svaki okvir prije dodavanja druge. Atomi s nesparenim elektronima su paramagnetični i privlači ih magnetno polje; atomi sa svim sparenim elektronima su dijamagnetični.

Riješeni primjeri: selen i cirkonij

Primjer 1: selen, Z = 34. Popunjavajte Aufbau redoslijedom dok se ne rasporedi 34 elektrona: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ 4p⁴. Provjerite ukupan broj: 2 + 2 + 6 + 2 + 6 + 2 + 10 + 4 = 34. Za zapis plemenitim gasom zamijenite prvih 18 elektrona s [Ar], plemenitim gasom koji završava prethodnu periodu: [Ar] 3d¹⁰ 4s² 4p⁴. Navođenje podljuski po broju ljuske, kao ovdje, uobičajena je konvencija; [Ar] 4s² 3d¹⁰ 4p⁴ opisuje istu konfiguraciju redoslijedom popunjavanja.

Četiri 4p elektrona selena raspoređuju se na tri orbitale. Hundovo pravilo stavlja po jedan u svaku i sparuje četvrti, ostavljajući dva nesparena elektrona. Njegovih šest valentnih elektrona, 4s² 4p⁴, odgovara vanjskom uzorku kisika i sumpora u 16. grupi, zbog čega selen tvori selenidni ion, Se²⁻, izoelektronski s kriptonom.

Primjer 2: cirkonij, Z = 40. Nakon [Kr], koji obuhvata 36 elektrona, ostaju četiri. Sljedeće podljuske su 5s pa 4d, što daje [Kr] 4d² 5s², u skladu s NIST podacima za osnovno stanje. Dva 4d elektrona zauzimaju odvojene orbitale s paralelnim spinovima, pa cirkonij ima dva nesparena elektrona.

Hrom, bakar i izuzeci koji se opiru jednostavnim pravilima

Aufbau redoslijed predviđa [Ar] 3d⁴ 4s² za hrom i [Ar] 3d⁹ 4s² za bakar. Spektroskopija pokazuje [Ar] 3d⁵ 4s¹ i [Ar] 3d¹⁰ 4s¹. Pošto su 4s i 3d u ovim atomima bliski po energiji, premještanje jednog elektrona u 3d snižava ukupnu energiju, uz pomoć izmjenske stabilizacije napola popunjene ili popunjene d podljuske. Molibden, [Kr] 4d⁵ 5s¹, i srebro, [Kr] 4d¹⁰ 5s¹, slijede isti obrazac kao elementi iznad njih.

Objašnjenje napola popunjene podljuske nije opće pravilo. Niobij je [Kr] 4d⁴ 5s¹ iako njegova 4d podljuska na kraju nije ni napola popunjena ni popunjena; paladij je [Kr] 4d¹⁰ bez 5s elektrona; a volfram, neposredno ispod molibdena, je [Xe] 4f¹⁴ 5d⁴ 6s². Izuzetke koje vaš kurs zahtijeva učite iz podataka, a ne izvodite ih iz pravila koje se ne može uopćiti.

Konfiguracije jednoatomnih iona

Za anion dodajte elektrone u sljedeću raspoloživu podljusku: hlor, [Ne] 3s² 3p⁵, postaje Cl⁻, [Ne] 3s² 3p⁶, izoelektronski s argonom. Za kation prvo uklonite elektrone iz podljuske s najvećim n, a unutar te ljuske iz p prije s. Za prijelazni metal prvog reda to znači da se 4s elektroni uklanjaju prije bilo kojeg 3d elektrona.

Primjer 3: ioni željeza. Željezo je [Ar] 3d⁶ 4s². Fe²⁺ gubi oba 4s elektrona i daje [Ar] 3d⁶, a Fe³⁺ gubi još jedan, iz 3d, i daje [Ar] 3d⁵. Provjerite brojeve: željezo ima 26 elektrona, Fe²⁺ ima 18 + 6 = 24, a Fe³⁺ ima 18 + 5 = 23. Slobodni ion Fe³⁺ ima pet nesparenih elektrona, po jedan u svakoj 3d orbitali.

Ista logika vrijedi u p bloku. Kositar je [Kr] 4d¹⁰ 5s² 5p², a Sn²⁺ gubi svoja dva 5p elektrona i postaje [Kr] 4d¹⁰ 5s². Bakar(I) je [Ar] 3d¹⁰, jer prvo odlazi jedini 4s elektron bakra.

Česte greške pri pisanju konfiguracija

Većina grešaka u konfiguracijama spada u nekoliko obrazaca, a svaki se može uhvatiti brzom provjerom prije nego nastavite.

Kada pitanje traži nesparene elektrone, nacrtajte orbitalni dijagram za djelimično popunjenu podljusku umjesto da prosuđujete iz niza konfiguracije. Kada pita o ionu, prvo napišite neutralni atom, pa dodajte ili uklonite elektrone.

• Uklanjanje 3d elektrona prije 4s: Fe²⁺ je [Ar] 3d⁶, a ne [Ar] 3d⁴ 4s². Uobičajeni kationi prvog reda poput Fe²⁺, Co²⁺ i Cu⁺ nemaju 4s elektrone.
• Upotreba pogrešne jezgre plemenitog gasa: jezgra je plemeniti gas iz prethodne periode, [Ar] za elemente od 19 do 36.
• Pogrešno brojanje elektrona: eksponenti se moraju zbrajati u Z za atom i u Z minus naboj za ion.
• Prepunjavanje podljuske, poput 2p⁷ ili 3d¹¹.
• Sparivanje elektrona u p ili d podljusci prije nego svaka orbitala dobije po jedan.
• Stavljanje d bloka u pogrešnu ljusku: četvrta perioda popunjava 3d, a ne 4d.
• Primjena obrasca Cr i Cu na svaki element ispod njih bez provjere podataka.