Układ okresowy pierwiastków to swoisty katalog rozmaitości, w którym pierwiastki ułożone są wg ścisłego porządku i różnych zależności, m.in. zgodnie z liczbą elektronów. Narzędziem służącym do opisu atomu na podstawie rozkładu elektronów, w zależności od odległości od jądra tego atomu, jest konfiguracja elektronowakonfiguracja elektronowakonfiguracja elektronowa. Można ją zapisać poprzez właściwe przyporządkowanie elektronów odpowiednim powłokom, podpowłokom i orbitalom. A cały proces oparty jest o trzy ważne reguły.

Reguła ta tłumaczy, że jeden orbital opisywany trzema liczbami kwantowymi, $n$, $l$ oraz $m$, może opisywać zachowanie maksymalnie dwóch elektronów, które różnić się będą magnetyczną spinową liczbą kwantową $\left(\frac{1}{2};-\frac{1}{2}\right)$. W atomie nie istnieją elektrony o takich samych czterech liczbach kwantowych.

Orbitale o takiej samej energii (zdegenerowane) zajmowane są po kolei, z jednakową orientacją spinu i tak, aby liczba niesparowanych elektronów była maksymalna. Pary elektronów mogą być tworzone dopiero po zajęciu przez pojedyncze elektrony wszystkich poziomów orbitalnychpoziom orbitalnypoziomów orbitalnych podpowłokipodpowłokapodpowłoki.

Każdy układ dąży do minimalnej energii, stąd też powłokipowłoka elektronowapowłoki i podpowłokipodpowłokapodpowłoki obsadzane są przez elektrony, rozpoczynając od tych o najniższych energiach. Zajmowanie wyższych orbitali jest bardziej skomplikowane, ponieważ energie kolejnych orbitali nie są uporządkowane wraz z kolejnym numerem powłok. Ma to związek z tym, że każda kolejna powłoka rozdziela się na większą liczbę orbitali, a różnice energetyczne między tymi powłokami stają się coraz mniejsze.

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.

Poniższy schemat przedstawia kolejność zajmowania przez elektrony poziomów energetycznych w oparciu o energię orbitali.

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.

Zgodnie z powyższym schematem, zapisy pełnych podpowłokowych konfiguracji elektronowych atomów sodu, potasu i żelaza w stanie podstawowym przyjmują następującą postać:

• ${}_{11}\text{Na}$: $1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^1$;

• ${}_{15}\text{P}$: $1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^3$;

• ${}_{26}\text{Fe}$: $1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{6}4s^{2}3d^6$.

Atomy posiadają równą liczbę protonów i elektronów – są zatem obojętne elektrycznie. Zależność ta nie dotyczy jonów, które mogą zawierać ładunek dodatni (nazywamy je wtedy kationami) lub ładunek ujemny (nazywamy je wtedy anionami).

Aby utworzyć kation jednododatni, należy usunąć jeden elektron z powłok elektronowych atomu. Aby utworzyć kation dwudodatni, należy usunąć dwa elektrony. Jeśli z kolei chcemy utworzyć anion, to elektrony musimy przyłączyć do atomu – ilość przyłączonych elektronów będzie wtedy równa ładunkowi anionu.

Przeanalizujmy przykład. Pełna podpowłokowa konfiguracja elektronowa atomu magnezu (w stanie podstawowym) przyjmuje następującą postać:

• ${}_{12}\text{Mg}$: $1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^2$

Atom magnezu posiada $12$ elektronów i $12$ protonów. Podpowiada to liczba atomowa, którą zawsze możesz odczytać z układu okresowego.

R16NiHzJl3phW

Na ilustracji znajduje się: symbol magnezu, Mg oraz 12 znaków plus w kółeczkach. Poniżej znajduje się 12 znaków minus w kółeczkach.

Gdy odbierze się temu atomowi dwa elektrony, powstanie jon:

RtsnoystFsgd8

Na ilustracji znajduje się: symbol magnezu, Mg oraz czternaście znaków plus w kółeczkach. Poniżej znajduje się dwanaście znaków minus w kółeczkach. Poniżej znajduje się strzałka do dwóch znaków plus oraz podpis: ładunek dodatni.

Ponieważ odebrane zostały dwa elektrony, a dwa protony nie są równoważone, to ładunek tego jonu wynosi $2+$, czyli mamy do czynienia z kationem magnezu ${\text{Mg}}^{2+}$, którego pełna podpowłokowa konfiguracja elektronowa (w stanie podstawowym) jest następująca:

• ${}_{12}\text{Mg}^{2+}$: $1s^{2}2s^{2}2p^6$

Konfigurację tę można łatwo i szybko zapisać poprzez odjęcie dwóch elektronów od konfiguracji atomu.

Elektrony najbardziej oddalone od jądra nazwane są elektronami walencyjnymi. Są one odpowiedzialne za tworzenie wiązań chemicznych. Pozostałe elektrony wraz z jądrem atomowym tworzą tzw. rdzeń atomowy.

Elektrony walencyjne pierwiastków, które leżą w bloku $s$ ($1.$ i $2.$ grupa) i $p$ (grupy $13-18$) układu okresowego, to wszystkie elektrony znajdujące się na ostatniej powłoce elektronowej.

Przenalizujmy zatem przykłady pierwiastków bloku s układu okresowego:

• sód leży w $1.$ grupie, więc atom sodu w stanie podstawowym będzie miał jeden elektron walencyjny, zaznaczony kolorem niebieskim:

  $$1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^1$$

  W rdzeniu atomowym tego atomu znajdzie się więc $10$ elektronów wraz z jądrem atomu sodu.

• wapń leży w $2.$ grupie, więc atom wapnia w stanie podstawowym posiada dwa elektrony walencyjne, zaznaczone kolorem niebieskim:

  $$1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{6}4s^2$$

  Zauważ, że liczba elektronów walencyjnych dla atomów pierwiastków bloku $s$ jest równa numerowi grupy układu okresowego, w której znajduje się dany pierwiastek.

Przyjrzyjmy się zapisom konfiguracji dla atomów pierwiastków bloku $\mathit{p}$:

• węgiel leży w $14.$ grupie, więc atom węgla w stanie podstawowym będzie miał cztery elektrony walencyjne, zaznaczone kolorem niebieskim:

  $$1s^{2}2s^{2}2p^2$$

• atom selenu w stanie podstawowym będzie miał sześć elektronów walencyjnych, zaznaczonych kolorem niebieskim:

  $$1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{6}4s^{2}3d^{10}4p^4$$

  Zwróć uwagę, że elektrony zajmujące podpowłokę $3d$, pomimo wyższej energii, nie są elektronami walencyjnymi w przypadku atomów pierwiastków bloku $p$. Zauważ także, że liczba elektronów walencyjnych dla atomów pierwiastków bloku $p$ jest równa numerowi grupy pomniejszonemu o $10$.

W przypadku pierwiastków bloku $\mathit{d}$ układu okresowego, rolę elektronów walencyjnych pełnią elektrony znajdujące się na podpowłoce s ostatniej powłoki elektronowej oraz na podpowłoce $d$ przedostaniej powłoki elektronowej.

• atom kobaltu w stanie podstawowym będzie miał dziewięć elektronów walencyjnych, zaznaczonych kolorem niebieskim:

  $$1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{6}4s^{2}3d^7$$

• atom chromu w stanie podstawowym będzie miał sześć elektronów walencyjnych, zaznaczonych kolorem niebieskim:

  $$1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{6}4s^{1}3d^5$$

  Pamiętaj, że w przypadku atomu chromu (i atomu miedzi) występuje zjawisko tzw. promocji elektronowej. Jeden z elektronów zamiast obsadzić podpowłokę $4s$, znalazł się na podpowłoce $3d$.

Na przykładzie atomu azotu prześledźmy sposoby przedstawiania konfiguracji elektronowej atomów.

• zapis pełny powłokowy:

  $${}_7\text{N} {\mathrm{K}}^2{\mathrm{L}}^5$$

• zapis pełny podpowłokowy oraz podpowłokowy skrócony, zawierający rdzeń gazu szlachetnego:

  $${}_7\text{N} 1s^{2}2s^{2}2p^3$$ lub $${}_7\text{N} \left[\text{He}\right]2s^{2}2p^3$$

• zapis graficzny (klatkowy).

  RPITYxkqByyWv

  Na ilustracji znajduje się konfiguracja elektronowa atomu azotu zapisana graficznie. Kwadrat, w którym znajdują się dwie równoległe strzałki o grotach skierowanych przeciwnie, podpis 1s. Obok Kwadrat w którym znajdują się dwie równoległe strzałki o grotach skierowanych przeciwnie, podpis 2s. Obok znajdują się trzy złączone kwadraty. W każdym znajduje się po jednej strzałce skierowanej grotem w górę, poniżej podpis 2p.

  

Przykład 1

Dla atomu chloru oraz jonu chlorkowego przedstaw konfiguracje elektronowe w zapisie pełnym powłokowym oraz pełnym podpowłokowym w stanie podstawowym.

Chlor ($\text{Cl}$) leży w $17.$ grupie i w trzecim okresie układu okresowego pierwiastków. Jego liczba atomowa wynosi $17$, więc ma $17$ elektronów. Przynależność do $17.$ grupy mówi, że posiada on siedem elektronów walencyjnychelektrony walencyjneelektronów walencyjnych. Natomiast usytuowanie chloru w trzeci okresie w układzie okresowym wskazuje, że posiada on trzy powłoki elektronowe, na których rozmieszcza elektrony. Zapisy konfiguracji elektronowych będą zatem następujące:

$${\mathrm{K}}^2{\mathrm{L}}^8{\mathrm{M}}^7$$

RG9ySWF9lO7lD

Na ilustracji znajduje się zapisana konfiguracja elektronowa atomu chloru o liczbie atomowej równej siedemnaście. Dziesięć elektronów na orbitalach 1s, 2s i 2p są podpisane: elektrony rdzeniowe. Dwa elektrony znajdujące się na orbitalu 3s i pięć elektronów znajdujacych się na orbitalach 3p są podpisane jako elektrony walencyjne.

Konfiguracja elektronowakonfiguracja elektronowaKonfiguracja elektronowa jonu chlorkowego (${\text{Cl}}^{-}$) w zapisie powłokowym i podpowłokowym jest następująca:

$${\mathrm{K}}^2{\mathrm{L}}^8{\mathrm{M}}^8$$

R1H4a2bqL9d7b

Na ilustracji znajduje się zapisana konfiguracja elektronowa aniony chlorkowego o liczbie atomowej równej siedemnaście. 1s indeks górny dwa, 2s indeks górny dwa, 3s indeks górny sześć, 3p indeks górny sześć.

Zwróć uwagę, że anion chlorkowy posiada $18$ elektronów, a jego konfiguracja elektronowa jest identyczna z konfiguracją atomu argonu o liczbie atomowej $18$.

Słownik

Bibliografia

Bielański A., Podstawy chemii nieorganicznej, Warszawa 1994.

Encyklopedia PWN

Hejwowska S., Marcinkowski R., Chemia ogólna i nieorganiczna, Gdynia 2005.