Elektronové konfigurace: pořadí výstavby, Hundovo pravidlo a ionty

Slupky, podslupky a kapacita orbitalů

Každý elektron v atomu je popsán čtyřmi kvantovými čísly. Hlavní kvantové číslo n (1, 2, 3, …) určuje slupku. Vedlejší kvantové číslo l probíhá od 0 do n − 1 a určuje podslupku: l = 0, 1, 2 a 3 se označují s, p, d a f. Magnetické kvantové číslo mₗ probíhá od −l do +l, takže podslupka obsahuje 2l + 1 orbitalů. Spinové kvantové číslo mₛ je +½ nebo −½.

Protože každý orbital pojme nejvýše dva elektrony, podslupka s pojme 2, p 6, d 10 a f 14. Úplná slupka pojme 2n² elektronů: 2 pro n = 1, 8 pro n = 2 a 18 pro n = 3. Právě tyto kapacity jsou důvodem, proč mají bloky periodické tabulky šířku 2, 6, 10 a 14 sloupců.

Pořadí zaplňování podle principu výstavby a periodická tabulka

V základním stavu elektrony obsazují podslupky s nejnižší dostupnou energií; to je princip výstavby (aufbau). V mnohoelektronovém atomu závisí energie podslupky na l stejně jako na n, protože elektron s proniká blíže k jádru než elektron p nebo d podobného n a je méně stíněn vnitřními elektrony. Výsledné pořadí pro neutrální atomy je 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p.

Pravidlo n + l toto pořadí reprodukuje: podslupky zaplňujte v pořadí rostoucího n + l a při shodě dvou podslupek nejdřív zaplňte tu s nižším n. Proto se 4s (4 + 0 = 4) zaplňuje před 3d (3 + 2 = 5). Pořadí můžete vyčíst i z periodické tabulky. Při postupu napříč periodou projdete blokem s, pak blokem f, je-li přítomen, pak blokem d a pak blokem p, přičemž podslupka d je o jednu slupku za číslem periody a podslupka f o dvě.

Pořadí říká, která podslupka dostane další elektron při přechodu od prvku k prvku. Neznamená, že 4s má vždy nižší energii než 3d. Jakmile je 3d obsazena, její energie klesne pod energii 4s, což je důvod, proč kationty přechodných kovů ztrácejí své elektrony 4s jako první.

Pauliho vylučovací princip, Hundovo pravidlo a orbitalové diagramy

Pauliho vylučovací princip říká, že žádné dva elektrony v atomu nesdílejí tutéž čtveřici kvantových čísel. Dva elektrony v jednom orbitalu již sdílejí n, l a mₗ, takže musí mít opačné spiny a žádný orbital nepojme třetí.

Hundovo pravidlo se týká degenerovaných orbitalů, tedy orbitalů o stejné energii v rámci podslupky. Elektrony je obsazují po jednom, s rovnoběžnými spiny, dřív než začne párování. Párování energii zvyšuje, protože dva elektrony v jednom orbitalu se odpuzují silněji, zatímco rovnoběžné spiny v oddělených orbitalech získávají výměnnou stabilizaci. Dusík s 2p³ má proto tři nepárové elektrony a kyslík s 2p⁴ má jeden pár a dva nepárové elektrony.

V orbitalovém diagramu nakreslete jeden rámeček na orbital, podslupky zaplňujte v pořadí výstavby a v rámci podslupky dejte do každého rámečku jednu šipku, než přidáte druhou. Atomy s nepárovými elektrony jsou paramagnetické a magnetické pole je přitahuje; atomy se všemi elektrony spárovanými jsou diamagnetické.

Řešené příklady: selen a zirkonium

Příklad 1: selen, Z = 34. Zaplňujte v pořadí výstavby, dokud není umístěno 34 elektronů: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ 4p⁴. Zkontrolujte součet: 2 + 2 + 6 + 2 + 6 + 2 + 10 + 4 = 34. Pro zápis se vzácným plynem nahraďte prvních 18 elektronů symbolem [Ar], vzácným plynem, který ukončuje předchozí periodu: [Ar] 3d¹⁰ 4s² 4p⁴. Výpis podslupek podle čísla slupky, jako zde, je běžná konvence; [Ar] 4s² 3d¹⁰ 4p⁴ popisuje tutéž konfiguraci v pořadí zaplňování.

Čtyři elektrony 4p selenu se rozloží do tří orbitalů. Hundovo pravidlo dá jeden do každého a čtvrtý spáruje, takže zůstanou dva nepárové elektrony. Jeho šest valenčních elektronů, 4s² 4p⁴, odpovídá vnějšímu uspořádání kyslíku a síry ve 16. skupině, a proto selen tvoří selenidový ion Se²⁻, izoelektronový s kryptonem.

Příklad 2: zirkonium, Z = 40. Po [Kr], které představuje 36 elektronů, zbývají čtyři. Dalšími podslupkami jsou 5s a pak 4d, což dává [Kr] 4d² 5s², v souladu s daty o základním stavu z NIST. Dva elektrony 4d obsazují oddělené orbitaly s rovnoběžnými spiny, takže zirkonium má dva nepárové elektrony.

Chrom, měď a výjimky, které se jednoduchým pravidlům vzpírají

Pořadí výstavby předpovídá [Ar] 3d⁴ 4s² pro chrom a [Ar] 3d⁹ 4s² pro měď. Spektroskopie ukazuje [Ar] 3d⁵ 4s¹ a [Ar] 3d¹⁰ 4s¹. Protože jsou 4s a 3d v těchto atomech blízké energií, přesun jednoho elektronu do 3d snižuje celkovou energii, čemuž napomáhá výměnná stabilizace napůl zaplněné nebo zaplněné podslupky d. Molybden, [Kr] 4d⁵ 5s¹, a stříbro, [Kr] 4d¹⁰ 5s¹, se řídí stejným vzorem jako prvky nad nimi.

Vysvětlení napůl zaplněnou podslupkou není obecné pravidlo. Niob je [Kr] 4d⁴ 5s¹, ačkoli jeho podslupka 4d nakonec není ani napůl zaplněná, ani zaplněná; palladium je [Kr] 4d¹⁰ bez elektronů 5s; a wolfram, přímo pod molybdenem, je [Xe] 4f¹⁴ 5d⁴ 6s². Výjimky, které váš kurz vyžaduje, se naučte z dat, místo abyste je odvozovali z pravidla, které se neuplatňuje obecně.

Konfigurace jednoatomových iontů

U aniontu přidejte elektrony do další dostupné podslupky: chlor, [Ne] 3s² 3p⁵, se stane Cl⁻, [Ne] 3s² 3p⁶, izoelektronovým s argonem. U kationtu odeberte elektrony nejprve z podslupky s nejvyšším n a v rámci této slupky z p dřív než z s. U přechodného kovu první řady to znamená odebrat elektrony 4s dřív než jakékoli elektrony 3d.

Příklad 3: ionty železa. Železo je [Ar] 3d⁶ 4s². Fe²⁺ ztratí oba elektrony 4s a dá [Ar] 3d⁶, a Fe³⁺ ztratí ještě jeden, z 3d, a dá [Ar] 3d⁵. Zkontrolujte počty: železo má 26 elektronů, Fe²⁺ má 18 + 6 = 24 a Fe³⁺ má 18 + 5 = 23. Volný ion Fe³⁺ má pět nepárových elektronů, po jednom v každém orbitalu 3d.

Stejná logika platí v bloku p. Cín je [Kr] 4d¹⁰ 5s² 5p² a Sn²⁺ ztratí své dva elektrony 5p a stane se [Kr] 4d¹⁰ 5s². Měď(I) je [Ar] 3d¹⁰, protože jediný elektron 4s mědi odchází první.

Časté chyby při zápisu konfigurací

Většina chyb v konfiguracích spadá do několika vzorců a každou lze zachytit rychlou kontrolou, než půjdete dál.

Když se otázka ptá na nepárové elektrony, nakreslete orbitalový diagram pro částečně zaplněnou podslupku, místo abyste usuzovali z řetězce konfigurace. Když se ptá na ion, zapište nejprve neutrální atom a pak elektrony přidejte nebo odeberte.

• Odebrání elektronů 3d před 4s: Fe²⁺ je [Ar] 3d⁶, nikoli [Ar] 3d⁴ 4s². Běžné kationty první řady, například Fe²⁺, Co²⁺ a Cu⁺, nemají žádné elektrony 4s.
• Použití špatného jádra se vzácným plynem: jádrem je vzácný plyn z předchozí periody, [Ar] pro prvky 19 až 36.
• Chybné počítání elektronů: horní indexy se musí sčítat na Z pro atom a na Z minus náboj pro ion.
• Přeplnění podslupky, například 2p⁷ nebo 3d¹¹.
• Párování elektronů v podslupce p nebo d dřív, než každý orbital obsahuje jeden.
• Umístění bloku d do špatné slupky: perioda 4 zaplňuje 3d, nikoli 4d.
• Použití vzoru Cr a Cu na každý prvek pod nimi bez kontroly dat.