Štruktúra elektrónových vrstiev 1 až 3 pre viacelektrónové atómy

V atómovej fyzike a kvantovej chémii opisuje elektrónová konfigurácia rozmiestnenie elektrónov atómu, molekuly alebo inej fyzickej štruktúry v atómovom alebo molekulovom orbitáli. Napríklad, elektrónová konfigurácia neónového atómu je 1s² 2s² 2p⁶.

Kvantové čísla

Stav elektrónu v atóme opisujú štyri kvantové čísla. Prvé tri čísla sú celé a opisujú vlastnosti príslušného atómového orbitálu.

Periódy

Periodická tabuľka prvkov je rozdelená do vodorovných radov a zvislých stĺpcov. Vodorovné rady sa nazývajú periódy, zvislé stĺpce sa nazývajú skupiny. Periódy súvisia s polohou daného prvku v periodickej tabuľke a s jeho chemickými vlastnosťami. Poradové číslo periódy je totožné s hlavným kvantovým číslom poslednej obsadzovanej vrstvy.

Prvá perióda

Prvá perióda (n = 1) sa označuje písmenom K. V prvej perióde sa nachádzajú dva prvky  – vodík a hélium, pretože hlavnému kvantovému číslu n = 1 pripadá jediná hodnota vedľajšieho kvantového čísla l (l = 0). Z toho vyplýva, že prvá vrstva elektrónového obalu obsahuje iba jeden orbitál typu s. K jeho úplnému obsadeniu sú potrebné 2 elektróny.

Druhá perióda

Druhá perióda (n = 2) sa označuje veľkým písmenom L. Táto perióda obsahuje celkovo osem prvkov. Tieto prvky majú úplne zaplnenú prvú vrstvu (2 elektróny v orbitály 1s). Ostavajúce elektróny a ich obaly sa nachádzajú v orbitáloch poslednej (v tomto prípade v druhej) vrstvy. Lítium a berýlium majú svoje elektróny v orbitále 2s, ostávajúcich šesť prvkov (B, C, N, O, F, Ne) doplňuje elektróny aj do orbitálu 2p, ktoré majú v porovnaní s orbitálom 2s vyššiu energiu.

Tretia perióda

Tretia perióda (n = 3) sa označuje veľkým písmenom M. Atómy prvkov tretej periódy majú svoje elektróny v orbitáloch 1s, 2s, 2p, 3s a 3p. Najvyššiu energiu majú orbitály 3p, ktoré sú spoločné s orbitálmi 3s súčasťou tretej vrstvy elektrónového obalu.

Štvrtá perióda

Štvrtá perióda (n = 4) sa označuje veľkým písmenom N. V štvrtej perióde je situácia zložitejšia. Elektróny draslíku a vápniku zapĺňajú orbitál 4s, ktorý je súčasťou poslednej (štvrtej) vrstvy elekrónového obalu. Potom nasleduje desať prvkov (od skandia až po zinok), ktorého elektróny vstupujú do orbitálu 3d.

Ďalšie periódy

V súčasnom stave má periodická tabuľka celkom 7 periód. Piata perióda sa označuj veľkým písmenom O, šiesta veľkým písmenom P a siedma veľkým písmenom Q. Piata perióda vyzerá obdobne ako štvrtá, v šiestej perióda sa pred zaplnením d-orbitálov zapĺňajú najprv f-orbitály.

Orbitály

Bližšie informácie v hlavnom článku: Atómový orbitál

V skratke, je orbitál priestor, v ktorom sa vyskytuje elektrón v atóme. Poznáme 4 základne typy orbitálov:

Orbitál s

Orbitál s je najzákladnejší typ orbitálu. Vyskytuje sa vo všetkých elektrónových vrstvách vo všetkých prvkoch. Má guľovito symetrický tvar. Jeho polomer a energia narastájú s narastajúcim číslom elektrónovej vrstvy. Maximálne môže obsahovať 2 elektróny. Orbitál s má vedľajšie kvantové číslo 0.

Orbitál p

Orbitál p má tvar priestorovej osmičky. Začína sa vyskytovať sa od druhej sféry L, na prvej vrstve K sa tento orbitál nevyskytuje. Sú navzájom na seba kolmé a sú energeticky rovnocenné. V orbitále p sa môže vyskytovať najviac 6 elektrónov. Vedľajšie kvantové číslo pre orbitál p je 1.

Orbitál d

Orbitál d sa začína nachádzať od tretej vrstvy M. Štyri majú tvar priestorového štvorlístka a jeden má tvar priestorovej osmičky s prstencom. Ako pri orbitály p sú orbitály v rovnakej vrstve energeticky rovnocenné. Môže sa v ňom nachádzať až 10 elektrónov.

Orbitál f

Orbitál f má priestorovo zložitejšie tvary. Môže sa v ňom nachádzať až 14 elektrónov. Začína sa od štvrtej vrstvy a na jednej sfére sú energeticky rovnako nabité.^[1]

Pravidlá zaplňovania orbitálov elektrónmi

Poznáme 3 princípy, ktoré opisujú, akým spôsobom je elektrónový obal zaplňaný elektrónmi: výstavbový princíp, Pauliho princíp a Hundovo pravidlo.

Výstavbový princíp

Bližšie informácie v hlavnom článku: Výstavbový princíp

Orbitály s nižšou energiou sa zaplnia elektrónmi skôr ako orbitály s vyššou energiou. Energia orbitálu sa zvyšuje s rastúcou hodnotou súčtu hlavného (n) a vedľajšieho kvantového čísla (l). Ak majú dva rôzne orbitály rovnaký súčet n + l, potom je rozhodujúca hodnota hlavného kvantového čísla. Orbitál, ktorého hodnota n je menšia, má nižšiu energiu, a preto sa zaplní elektrónmi rýchlejšie.

Pauliho princíp

V každom orbitáli môžu byť najviac dva elektróny, ktoré sa líšia spinovým kvantovým číslom.

Hundovo pravidlo

Hundovo pravidlo sa niekedy označuje i ako pravidlo maximálnej multiplicity. Hundových pravidiel je v skutočnosti viac, och záverom ale je, že orbitály s rovnakou energiou sa obsadzujú najskôr každý po jednom elektróne.

Znázorňovanie orbitálov

Zápis orbitálu pomocou hlavného a vedľajšieho kvantového čísla

Znázorňovanie orbitálov pomocou priestorových tvarov je veľmi zdĺhavé a graficky náročné. Preto boli zavedené nasledujúce postupy:

Zápis orbitálu pomocou vedľajšieho a hlavného čísla

Jednotlivé orbitály je možné zapísať pomocou hlavného a vedľajšieho kvantového čísla. Hlavné kvantové číslo sa zapisuje pomocou veľkého arabského čísla za ktorým nasleduje malé písmenko, ktoré opisuje typ orbitálu (s, p, d, f), určený je pomocou vedľajšieho kvantového čísla l. Počet elektrónov v orbitáloch sa zapisuje pomocou exponentu.^[2]

Zápis orbitálu pomocou rámčekov

V znázorňovaní orbitálov pomocou rámčekov sa všetky orbitály znázorňujú rovnako veľkými rámčekmi.

Jednotlivé elektróny sa znázorňujú pomocou šípiek:

Znázornenie 1 elektrónu sa značí 1 šípkou:

Znázornenie 2 elektrónov sa značí dvom šípkami:

Referencie

1. ↑ ŠIS chémia - Učebné texty - Atóm a jeho zloženie . kekule.science.upjs.sk, . Dostupné online.
2. ↑ Aleš Mareček – Jaroslav Honza: Chemie pro čtyrletá gymnázia, Nakladatelství Olomouc 1988, ISBN 80-7182-055-5