Konfiguracje elektronowe: kolejność rozbudowy, reguła Hunda i jony

Powłoki, podpowłoki i pojemność orbitali

Każdy elektron w atomie opisują cztery liczby kwantowe. Główna liczba kwantowa n (1, 2, 3, …) wyznacza powłokę. Poboczna (orbitalna) liczba kwantowa l przyjmuje wartości od 0 do n − 1 i wyznacza podpowłokę: l = 0, 1, 2 i 3 oznacza się jako s, p, d i f. Magnetyczna liczba kwantowa mₗ przyjmuje wartości od −l do +l, więc podpowłoka zawiera 2l + 1 orbitali. Spinowa liczba kwantowa mₛ wynosi +½ lub −½.

Ponieważ każdy orbital mieści co najwyżej dwa elektrony, podpowłoka s mieści 2, p mieści 6, d mieści 10, a f mieści 14. Pełna powłoka mieści 2n² elektronów: 2 dla n = 1, 8 dla n = 2 i 18 dla n = 3. Z tych pojemności wynika, dlaczego bloki układu okresowego mają szerokość 2, 6, 10 i 14 kolumn.

Kolejność wypełniania (zasada rozbudowy) a układ okresowy

W stanie podstawowym elektrony zajmują dostępne podpowłoki o najniższej energii; to zasada rozbudowy (aufbau). W atomie wieloelektronowym energia podpowłoki zależy zarówno od l, jak i od n, ponieważ elektron s przenika bliżej jądra niż elektron p lub d o podobnym n i jest słabiej ekranowany przez elektrony wewnętrzne. Wynikająca stąd kolejność dla atomów obojętnych to 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p.

Reguła n + l odtwarza tę kolejność: wypełniaj podpowłoki w porządku rosnącej sumy n + l, a gdy dwie podpowłoki mają tę samą sumę, najpierw wypełnij tę o niższym n. Zatem 4s (4 + 0 = 4) wypełnia się przed 3d (3 + 2 = 5). Kolejność można też odczytać z układu okresowego. Przechodząc przez okres, mijasz blok s, potem blok f, jeśli występuje, następnie blok d, a potem blok p, przy czym podpowłoka d jest o jedną powłokę za numerem okresu, a podpowłoka f o dwie.

Kolejność mówi, która podpowłoka otrzymuje następny elektron przy przejściu od pierwiastka do pierwiastka. Nie znaczy, że 4s zawsze ma niższą energię niż 3d. Gdy 3d jest zajęta, jej energia spada poniżej energii 4s, dlatego kationy metali przejściowych tracą najpierw elektrony 4s.

Zakaz Pauliego, reguła Hunda i diagramy orbitalne

Zakaz Pauliego mówi, że żadne dwa elektrony w atomie nie mają takich samych czterech liczb kwantowych. Dwa elektrony w jednym orbitalu mają już wspólne n, l i mₗ, więc muszą mieć przeciwne spiny i żaden orbital nie może pomieścić trzeciego.

Reguła Hunda dotyczy orbitali zdegenerowanych, czyli o równej energii w obrębie podpowłoki. Elektrony zajmują je pojedynczo, z równoległymi spinami, zanim zacznie się jakiekolwiek parowanie. Parowanie podnosi energię, ponieważ dwa elektrony w jednym orbitalu silniej się odpychają, a równoległe spiny w oddzielnych orbitalach zyskują stabilizację wymienną. Konfiguracja 2p³ azotu ma więc trzy niesparowane elektrony, a 2p⁴ tlenu ma jedną parę i dwa niesparowane elektrony.

W diagramie orbitalnym narysuj jedną ramkę na orbital, wypełniaj podpowłoki w kolejności rozbudowy, a w obrębie podpowłoki umieść jedną strzałkę w każdej ramce, zanim dodasz drugą. Atomy z niesparowanymi elektronami są paramagnetyczne i wciągane do pola magnetycznego; atomy, w których wszystkie elektrony są sparowane, są diamagnetyczne.

Przykłady rozwiązane: selen i cyrkon

Przykład 1: selen, Z = 34. Wypełniaj w kolejności rozbudowy, aż umieścisz 34 elektrony: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ 4p⁴. Sprawdź sumę: 2 + 2 + 6 + 2 + 6 + 2 + 10 + 4 = 34. W zapisie skróconym z gazem szlachetnym zastąp pierwszych 18 elektronów przez [Ar], gaz szlachetny kończący poprzedni okres: [Ar] 3d¹⁰ 4s² 4p⁴. Wymienianie podpowłok według numeru powłoki, jak tutaj, jest częstą konwencją; [Ar] 4s² 3d¹⁰ 4p⁴ opisuje tę samą konfigurację w kolejności wypełniania.

Cztery elektrony 4p selenu rozkładają się na trzy orbitale. Reguła Hunda umieszcza po jednym w każdym i paruje czwarty, pozostawiając dwa niesparowane elektrony. Jego sześć elektronów walencyjnych, 4s² 4p⁴, odpowiada zewnętrznemu wzorowi tlenu i siarki w 16. grupie, dlatego selen tworzy jon selenkowy, Se²⁻, izoelektronowy z kryptonem.

Przykład 2: cyrkon, Z = 40. Po [Kr], który odpowiada 36 elektronom, zostają cztery. Następne podpowłoki to 5s, a potem 4d, co daje [Kr] 4d² 5s², zgodnie z danymi NIST dla stanu podstawowego. Dwa elektrony 4d zajmują oddzielne orbitale z równoległymi spinami, więc cyrkon ma dwa niesparowane elektrony.

Chrom, miedź i wyjątki opierające się prostym regułom

Kolejność rozbudowy przewiduje [Ar] 3d⁴ 4s² dla chromu i [Ar] 3d⁹ 4s² dla miedzi. Spektroskopia pokazuje [Ar] 3d⁵ 4s¹ i [Ar] 3d¹⁰ 4s¹. Ponieważ w tych atomach 4s i 3d mają zbliżone energie, przeniesienie jednego elektronu do 3d obniża całkowitą energię, czemu pomaga stabilizacja wymienna w pół zapełnionej lub zapełnionej podpowłoce d. Molibden, [Kr] 4d⁵ 5s¹, i srebro, [Kr] 4d¹⁰ 5s¹, podążają tym samym wzorem co pierwiastki nad nimi.

Wyjaśnienie oparte na pół zapełnionej podpowłoce nie jest regułą ogólną. Niob ma [Kr] 4d⁴ 5s¹, choć jego podpowłoka 4d nie jest ani w połowie zapełniona, ani zapełniona; pallad ma [Kr] 4d¹⁰ bez elektronów 5s; a wolfram, bezpośrednio pod molibdenem, ma [Xe] 4f¹⁴ 5d⁴ 6s². Wyjątki wymagane na Twoim kursie ucz się z danych, a nie wyprowadzaj ich z reguły, która się nie uogólnia.

Konfiguracje jonów jednoatomowych

Dla anionu dodaj elektrony do następnej dostępnej podpowłoki: chlor, [Ne] 3s² 3p⁵, staje się Cl⁻, [Ne] 3s² 3p⁶, izoelektronowym z argonem. Dla kationu usuń najpierw elektrony z podpowłoki o najwyższym n, a w obrębie tej powłoki najpierw z p, potem z s. Dla metalu przejściowego pierwszego rzędu oznacza to usunięcie elektronów 4s przed jakimikolwiek elektronami 3d.

Przykład 3: jony żelaza. Żelazo ma [Ar] 3d⁶ 4s². Fe²⁺ traci oba elektrony 4s, dając [Ar] 3d⁶, a Fe³⁺ traci jeszcze jeden, z 3d, dając [Ar] 3d⁵. Sprawdź liczby: żelazo ma 26 elektronów, Fe²⁺ ma 18 + 6 = 24, a Fe³⁺ ma 18 + 5 = 23. Wolny jon Fe³⁺ ma pięć niesparowanych elektronów, po jednym w każdym orbitalu 3d.

Ta sama logika obowiązuje w bloku p. Cyna ma [Kr] 4d¹⁰ 5s² 5p², a Sn²⁺ traci swoje dwa elektrony 5p i przyjmuje [Kr] 4d¹⁰ 5s². Miedź(I) ma [Ar] 3d¹⁰, ponieważ pojedynczy elektron 4s miedzi odchodzi pierwszy.

Typowe błędy przy zapisie konfiguracji

Większość błędów w konfiguracjach układa się w kilka wzorców, a każdy można wychwycić szybką kontrolą, zanim pójdziesz dalej.

Gdy pytanie dotyczy niesparowanych elektronów, narysuj diagram orbitalny częściowo wypełnionej podpowłoki, zamiast oceniać na podstawie zapisu konfiguracji. Gdy dotyczy jonu, zapisz najpierw atom obojętny, a potem dodaj lub usuń elektrony.

• Usuwanie elektronów 3d przed 4s: Fe²⁺ to [Ar] 3d⁶, a nie [Ar] 3d⁴ 4s². Typowe kationy pierwszego rzędu, takie jak Fe²⁺, Co²⁺ i Cu⁺, nie mają elektronów 4s.
• Użycie niewłaściwego rdzenia z gazem szlachetnym: rdzeniem jest gaz szlachetny z poprzedniego okresu, [Ar] dla pierwiastków od 19 do 36.
• Błędne zliczanie elektronów: wykładniki muszą sumować się do Z dla atomu i do Z minus ładunek dla jonu.
• Przepełnienie podpowłoki, na przykład 2p⁷ lub 3d¹¹.
• Parowanie elektronów w podpowłoce p lub d, zanim każdy orbital zawiera jeden.
• Umieszczanie bloku d w złej powłoce: okres 4 wypełnia 3d, a nie 4d.
• Stosowanie wzoru Cr i Cu do każdego pierwiastka pod nimi bez sprawdzenia danych.