Konfiguracja elektronowakonfiguracja elektronowaKonfiguracja elektronowa jest standardowym zapisem, używanym do opisu struktury elektronowej atomu. W przybliżeniu orbitalnym pozwalamy, aby orbital zajmował każdy elektron, co można rozwiązać za pomocą pojedynczej funkcji falowej. W ten sposób otrzymujemy trzy liczby kwantowe, które są takie same, jak te uzyskane z rozwiązania równania Schrödingera dla atomu wodoru Bohra. Stąd wiele zasad, których używamy do opisania położenia elektronu w atomie wodoru, może być również wykorzystane w systemach obejmujących wiele elektronów.

Podpowłokowa konfiguracja elektronowa przedstawia sposób zapełniania poszczególnych podpowłok przez elektrony. Aby posłużyć się tą metodą, stosuje się zapis typu $2p^6$, w którym pierwsza liczba oznacza wartość głównej liczby kwantowej (numer powłoki), litera ($s$, $p$, $d$ lub $f$) jest symbolem podpowłoki i umożliwia dokładne określenie pobocznej liczby kwantowej, natomiast liczba w górnym indeksie oznacza liczbę elektronów na danej podpowłoce.

Porównajmy dwa sposoby zapisu konfiguracji elektronowej dla atomu boru w stanie podstawowym.

Rfp3XhjDtZE8s

Ilustracja przedstawia zapis konfiguracji elektronowej powłokowej i podpowłokowej dla atomu boru. Zapis podpowłokowej konfiguracji elektronowej jest następujący: ${\text{1s}}^2{\text{2s}}^2{\text{2p}}^1$, gdzie liczby 1, 2, 2 oznaczają główną liczbę kwantową, litery s oraz p to symbole podpowłoki, zaś liczby w indeksie górnym, czyli 2, 2, 1 oznaczają liczbę elektronów na danej podpowłoce. Zapis powłokowej konfiguracji elektronowej jest następujący: ${\text{K}}^2{\text{L}}^3$.

Konfiguracje elektronowe atomów będą się przedstawiać następująco:

• zapis podpowłokowy: ${}_1\text{H}$: $1s^1$; zapis powłokowy: $K^1$;

• zapis podpowłokowy: ${}_2\text{He}$: $1s^2$; zapis powłokowy: $K^2$;

• zapis podpowłokowy: ${}_3\text{Li}$: $s^{2}2s^1$; zapis powłokowy: $K^2{L}^1$.

Stosuje się również tzw. zapis skrócony konfiguracji podpowłokowej, który wykorzystuje w zapisie symbol gazu szlachetnego poprzedzającego dany pierwiastek w układzie okresowym. Np. dla litu moglibyśmy zapisać:

• ${}_3\text{Li}$: $\left[\text{He}\right]2s^1$.

Podobnie, bazując na konfiguracji elektronowej poprzedzającego gazu szlachetnego (znajdującego się w okresie powyżej), można podać skrócony zapis konfiguracji elektronowej atomu każdego pierwiastka.

Najbardziej szczegółowy opis przedstawiania konfiguracji elektronowej prezentuje rozmieszczenie elektronów na poziomach orbitalnych. Opis polega na rysowaniu elektronów w kratkach – każda kratka symbolizuje jeden poziom orbitalny. Podpowłoki $s$, $p$, $d$ i $f$ obejmują odpowiednio $1$, $3$, $5$, $7$ poziomów orbitalnych, więc składają się odpowiednio z jednej, trzech, pięciu lub siedmiu połączonych ze sobą kratek, co przedstawiono na poniższym schemacie.

Zwróć uwagę, że każda „kratka” – poziom orbitalny – może pomieścić maks. dwa elektrony. Sposób przypisania wartości magnetycznej liczby kwantowej do poszczególnych kratek, jaki przedstawiono na powyższym schemacie (a więc od najmniejszej wartości dla lewej kratki do największej wartości dla kratki prawej), jest tylko umowny.

Elektrony będą przedstawiane jako pionowe strzałki o zwrocie w górę lub w dół. Odpowiada to zwrotowi wektora spinuspinspinu, czyli dodatniej lub ujemnej wartości magnetycznej spinowej liczby kwantowej.

R1GSJnE76qjxU

Ilustracja przedstawiająca zapis klatkowy konfiguracji elektronowej wodoru i helu. Przy wodorze znajduje się jedna klatka z pionową strzałką skierowaną w górę, pod klatką jest zapis: 1s. Obok zapis: ${}_1\mathrm{H}$, $1{\mathrm{s}}^1$. Przy helu znajduje się jedna klatka z dwiema pionowymi strzałkami, z których pierwsza skierowana jest w górę, zaś druga w dół, pod klatką jest zapis: 1s. Obok zapis: ${}_2\mathrm{He}$, $1{\mathrm{s}}^2$

Przypisując elektrony do orbitali, musimy przestrzegać trzech zasad: zasada rozbudowy powłok, zakazu Pauliegozakaz Pauliegozakazu Pauliego i reguły Hundareguła Hundareguły Hunda.

Trzy liczby kwantowe ($n$, $l$, $ml$) opisują energię, rozmiar, kształt i orientację przestrzenną orbitalu. Czwarta liczba kwantowa $m_s$ określa dwa stany spinowe. Dowody eksperymentalne sugerują, że elektrony obracają się wokół swoich osi, gdy poruszają się we wnętrzu atomów. Elektron może wirować w jednym z dwóch kierunków, w każdym wytwarzając pole magnetyczne.

Prędkość wirowania elektronów w danym atomie jest taka sama, niezależnie od kierunku, w którym atom obraca się wokół własnej osi. Dlatego właśnie spinowa liczba kwantowa ($s$) przyjmuje zawsze wartość $\frac{1}{2}$. Magnetyczno–spinowa liczba kwantowa ($m_s$) określa kierunek, w którym wiruje elektron. Ma tylko dwie możliwe wartości: $+\frac{1}{2}$ lub $-\frac{1}{2}$, bo wirowanie wokół własnej osi może odbywać się tylko w dwóch kierunkach.

W $1925$ roku szwajcarski fizyk, pochodzenia austriackiego, Wolfgang Pauli zaproponował, że jeden poziom orbitalny mogą zajmować tylko dwa elektrony o przeciwnym kierunku wirowania – a więc o przeciwnej wartości magnetycznej spinowej liczby kwantowej. Ów wniosek stał się znany jako zakaz Pauliegozakaz Pauliegozakaz Pauliego. Polega on na ograniczeniu całkowitej liczby elektronów, które mogą zajmować dowolny orbital. Oznacza to, że orbital może mieć maks. dwa elektrony, a ich spiny muszą być sparowane. A są sparowane, kiedy są ustawione w przeciwnych kierunkach. Orbital może również mieć tylko jeden elektron o dowolnym kierunku wirowania i tak samo może nie mieć żadnych elektronów.

Ważne!

Elektron niesparowany – elektron znajdujący się na poziomie orbitalnym, na którym nie ma innego elektronu.

Elektrony sparowane – dwa elektrony o przeciwnej orientacji spinów, należące do tego samego poziomu orbitalnego.

R1CKRFTQpoUYT

Ilustracja przedstawiająca zapis klatkowy elektronu niesparowanego i elektronów sparowanych. Elektron niesparowany symbolizuje pojedyncza strzałka znajdująca się w kwadracie, czyli klatce, tutaj strzałka skierowana jest do góry. Elektrony sparowane symbolizują dwie strzałki, pierwsza skierowana do góry, zaś druga do dołu, obie znajdują się w jednej klatce.

Innym sposobem stwierdzenia zakazu Pauliego jest to, że żadne dwa elektrony w atomie nie mają tych samych wartości wszystkich liczb kwantowych. Ta ważna teza oznacza, że każdy elektron w atomie ma swój unikalny zestaw czterech liczb kwantowych.

RqApDBd3JbRna

Ilustracja przedstawiająca poprawny oraz niepoprawny zapis sparowanych elektronów. Pierwsza klatka z poprawnym zapisem, znajdują się w niej dwie pionowe strzałki jedna skierowana do góry, zaś druga do dołu. Poniżej znajduje się klatka z niepoprawnym zapisem, w którym obie strzałki skierowane są do góry.

W ustalaniu kolejności obsadzania powłok, decydującą rolę odgrywa zasada rozbudowy powłok (zasada minimum energii). Elektrony obsadzają powłoki i orbitale, zaczynając od stanu o najniższej energii. Nie pozostawiają żadnych wolnych miejsc. Kolejność jest następująca:

RIJjblUqjL54l

Schemat przedstawiający kolejność obsadzania powłok i orbitali przez elektrony. Na górze schematu w szeregu znajdują się liczby 2, 6, 10, 14, które odpowiadają maksymalnej liczbie elektronów na danej podpowłoce. Pod nimi znajdują się podpowłoki. Pod liczbą 2 w pierwszej kolumnie od góry 1s, 2s, 3s, 4s, 5s, 6s, 7s. W drugiej kolumnie, pod liczbą sześć, od góry 2p, 3p, 4p, 5p, 6p, 7p. W trzeciej kolumnie, pod liczbą dziesięć od góry 3d, 4d, 5d, 7d. Pod liczbą 14, znajdują się odpowiednio od góry 4f oraz 5f. Z kolei każdy wiersz stanowią podpowłoki danej powłoki elektronowej. Dla powłoki K to 1s, dla powłoki L 2s oraz 2p, dla powłoki M to 3s, 3p i 3d, dla powłoki N 4s, 4p, 4d i 4f, dla powłoki O 5s, 5p, 5d, 5f, dla powłoki P 6s, 6p i 6d oraz dla powłoki Q 7s, 7p i 7d. Kolejność zapełniania jest następująca: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d.

Wyjaśnieniem tego, dość dziwnego na pierwszy rzut oka, sposobu zapełniania podpowłok jest poniższy diagram. Zauważ, że np. energia orbitali $3d$ jest nieco wyższa niż energia orbitali $4s$. Dzięki temu elektrony w pierwszej kolejności obsadzają orbital $4s$, a następnie dopiero $3d$.

RrbitK0dzPgPm

Ilustracja przedstawia diagram energii orbitali atomowych. Pionowa oś reprezentuje energię. Na samym dole schematu znajduje się fioletowa linia pozioma odpowiadająca energii powłoki K (n = 1) dla orbitalu 1s, obsadzonego przez dwa elektrony, w zapisie klatkowym, dwie strzałki, jedna skierowana do góry, druga do dołu, znajdują się w kwadracie, czyli tak zwanej klatce. Powyżej znajduje się niebieska odpowiadająca energii powłoki L (n = 2) i rozwidlająca się na dwie równoległe linie, z których niższą energię reprezentuje linia orbitalu 2s, obsadzonego przez dwa elektrony, w zapisie klatkowym, dwie strzałki, jedna skierowana do góry, druga do dołu, z kolei wyższą energię reprezentuje orbital 2p przedstawiony za pomocą zapisu klatkowego, to jest w postaci trzech klatek, każda zapełniona przez dwie strzałki, jedną skierowaną do góry, zaś drugą do dołu, odpowiednio 2pz, 2px oraz 2py. Nad linią odpowiadającą powłoce L znajduje się błękitna linia odpowiadająca energii powłoki M (n = 3) i rozwidlająca się na trzy równoległe linie, z których najniższej energii odpowiada linia orbitalu 3s, obsadzonego przez dwa elektrony, w zapisie klatkowym, dwie strzałki, jedna skierowana do góry, druga do dołu, środkowa linia reprezentuje energię orbitalu 3p przedstawionego za pomocą zapisu klatkowego, to jest w postaci trzech klatek, każda zapełniona przez dwie strzałki, jedną skierowaną do góry, zaś drugą do dołu, odpowiednio 3pz, 3px oraz 3py. Najwyżej energetyczny orbital dla powłoki M stanowi orbital 3d przedstawiony za pomocą zapisu klatkowego, to jest w postaci pięciu klatek, każda zapełniona przez dwie strzałki, jedną skierowaną do góry, zaś drugą do dołu odpowiednio ${\text{3dz}}^2$, 3dxz, 3dyz, 3dxy, ${\text{3dx}}^2{\text{-y}}^2$. Powyżej znajduje się zielona linia pozioma odpowiadająca energii powłoki N (n = 4), która rozwidla się na cztery równoległe linie. Linia o najniższej energii odpowiada energii orbitalu 4s reprezentowanego przez jedną klatkę zapełnioną przez dwie strzałki, jedną skierowaną do góry, a drugą do dołu, powyżej znajduje się orbital 3d, nad nim linia odpowiadająca energii orbitalu 4p reprezentowanego przez trzy klatki, z których każda zapełniona jest przez dwie strzałki, jedną skierowaną do góry, zaś drugą do dołu, odpowiednio 4pz, 4px oraz 4py. Wyżej znajduje się linia odpowiadająca orbitalowi 5s, zaś nad nią linia odpowiadająca orbitalowi 4d reprezentowanemu przez pięć klatek, z których każda zapełniona jest dwiema strzałkami, jedną skierowaną do góry, zaś drugą do dołu, są to klatki ${\text{4dz}}^2$, 4dxz, 4dyz, 4dxy, ${\text{4dx}}^2{\text{-y}}^2$. Najwyżej energetyczny orbital dla powłoki N stanowi orbital 4f odpowiadający siedmiu klatkom, z czego w każdej znajdują się po dwie strzałki, jedna skierowana do góry, a druga do dołu. Powyżej znajduje się żółta linia pozioma odpowiadająca energii powłoki O (n = 5), która rozwidla się na pięć równoległych linii. Linia o najniższej energii odpowiada energii orbitalu 5s reprezentowanego przez jedną klatkę zapełnioną przez dwie strzałki, jedną skierowaną do góry, a drugą do dołu, powyżej znajduje się orbital 4d, nad nim linia odpowiadająca energii orbitalu 5p reprezentowanego przez trzy klatki, z których każda zapełniona jest przez dwie strzałki, jedną skierowaną do góry, zaś drugą do dołu, odpowiednio 5pz, 5px oraz 5py. Wyżej znajduje się linia odpowiadająca orbitalowi 6s, nad orbitalowi 4f, nad którą znajduje się linia odpowiadająca orbitalowi 5d reprezentowanemu przez pięć klatek, z których każda zapełniona jest dwiema strzałkami, jedną skierowaną do góry, zaś drugą do dołu, są to klatki ${\text{5dz}}^2$, 5dxz, 5dyz, 5dxy, ${\text{5dx}}^2{\text{-y}}^2$. Dalej wyższą energię posiadają orbitale 6p oraz 7s, nad którymi znajduje się orbital 5f odpowiadający siedmiu klatkom, z czego w każdej znajdują się po dwie strzałki, jedna skierowana do góry, a druga do dołu. Nad wspomnianą linią znajduje się linia odpowiadająca energii orbitalu 6d. Pozostałe linie odchodzą do góry poza granice wykresu. Ponadto dla poszczególnych powłok podano maksymalną liczbę elektronów, jaką mogą zostać obsadzone. Dla powłoki K to dwa elektrony, dla powłoki L osiem elektronów, dla powłoki M 18 elektronów, dla powłoki N 32 elektrony, dla powłoki O 50 elektronów, dla powłoki P 72 elektrony oraz dla powłoki Q 98 elektronów.

Reguła ta rozwiązuje wiele dylematów podczas rozpisywania konfiguracji elektronowej. Według niej, w danej podpowłoce powinna istnieć możliwie największa liczba niesparowanych elektronów. Te, które obsadzają poziomy orbitalne tej samej podpowłoki, powinny mieć jednakową orientację spinu. Do sparowania elektronów dochodzi dopiero wtedy, gdy elektrony niesparowane zajmą wszystkie poziomy orbitalne danej powłoki.

Rhdp8QpWgxnTW

Ilustracja przedstawiająca poprawny i nie poprawny zapis klatkowy. W górnej części zapis niepoprawny, na przykładzie trzech elektronów znajdujących się w trzech klatkach, z czego w pierwszej znajdują się dwie strzałki, pierwsza skierowana do góry, zaś druga do dołu, w drugiej klatce znajduje się jedna strzałka skierowana do góry. Poniżej zapis poprawny, w trzech klatkach znajduje się po jednej strzałce, każda skierowana jest do góry.

Mając powyższe zasady na uwadze, można przystąpić do rozpisywania konfiguracji elektronowej.

Atom chromu, który posiada $24$ elektrony, powinien mieć konfigurację $\left[\text{Ar}\right]4s^{2}3d^4$. Okazuje się jednak, że różnica energii między poziomami $4s$ a $3d$ jest bardzo niewielka. Dlatego korzystniejszym energetycznie stanem jest umieszczenie pięciu elektronów na podpowłoce $3d$. Zysk energetyczny, który wynika z rozdzielenia pary elektronów $4s^2$, wyrównuje z nawiązką nakład energii, potrzebny do przeniesienia elektronu z podpowłoki $4d$ na $3d$.

Konfiguracje $d^5$ i $d^{10}$ należą do szczególnie trwałych, stąd kolejnym wyjątkiem jest miedź. Konfiguracja jej wygląda następująco: $\left[\text{Ar}\right]4s^{1}3d^{10}$. 

Opisane zjawisko przeniesienia elektronu z podpowłoki typu $s$ na podpowłokę typu $d$, spotykane np. w przypadku chromu i miedzi, nazywamy zjawiskiem promocji elektronowej.

Sposób, w jaki wyznaczamy konfiguracje elektroniczne dla kationów, jest zasadniczo podobny do sposobu przeznaczonego dla atomów w ich stanie podstawowym. Oznacza to, że przestrzegamy trzech ważnych zasad: zasady rozbudowy powłok, zakazu Pauliego i reguły Hunda. W celu tworzenia kationów lub podnoszenia ładunku kationów, należy usuwać elektrony z ostatniej powłoki elektronowej, w kolejności $d \to p \to s$. Tak wiec najpierw należy usunąć wszystkie elektrony podpowłoki $d$ostatniej powłoki, następnie wszystkie elektrony podpowłoki $p$ ostatniej powłoki i wtedy dopiero możemy usunąć elektrony z podpowłoki $s$ ostatniej powłoki.

Przykładowo – konfiguracja elektronowa atomu wapnia w stanie podstawowym ($\text{Z}=20$) wynosi $1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{6}4s^2$.

Jon wapniowy (${\text{Ca}}^{2+}$) ma jednak dwa elektrony mniej. Stąd konfiguracja elektronów dla ${\text{Ca}}^{2+}$ wynosi $1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^6$.

Konfiguracja elektronowa atomu żelaza w stanie podstawowym wynosi:
 ${}_{26}\text{Fe}$: $1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{6}4s^{2}3d^6$.

Atom żelaza może oddać dwa elektrony z orbitalu $4s$.

Konfiguracja elektronowa ${}_{26}\text{Fe}^{2+}$: $1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{6}3d^6$.

Atom żelaza może także oddać trzy elektrony – dwa pochodzące z $4s^2$ oraz jeden pochodzący z podpowłoki $3d$.

Konfiguracja elektronowa ${}_{26}\text{Fe}^{3+}$: $1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{6}3d^5$.

W pierwszej kolejności należy usunąć elektrony z  $4s$, a dopiero później z $3d$, ponieważ ostatnią powłokę stanowią elektrony czwartej powłoki, a z podpowłoki trzeciej możemy usuwać elektrony dopiero po zupełnym usunięciu ich z powłoki ostatniej, czyli czwartej.

Słownik

Bibliografia

Atkins P., Jones L., Chemical Principles: The Quest for Insight, 5th Edition, New York 2009.

Saunders N., Saunders A., AS Chemistry, Oxford 2007.

Encyklopedia PWN