O kolejności obsadzania orbitali atomowych decydują różnice w wartościach energii poszczególnych orbitali. Określa to zasada rozbudowy powłok elektronowych. Zgodnie z nią elektrony zajmują kolejne orbitale w porządku wzrastającej energii, zaczynając zatem od orbitalu o najniższej energii.

RfBziurcZmpH7

Na ilustracji po lewej stronie jest strzałka skierowana w górę oznaczająca wzrost energii. Na dole, prostopadle do strzałki, jest linia oznaczona jako n=1, powyżej niej - w dosyć dużej odległości - jest linia oznaczona jako $n=2$, a nad nią w niewielkiej odległości jest linia oznaczona jako $n=3$. Na linii $n=1$ w pobliżu strzałki wskazującej wzrost energii jest orbital $1s$ wypełniony elektronami. Powyżej niego na $n=2$ jest orbital $2s$ wypełniony elektronami. Nieco powyżej niego, tuż pod $n=3$, są orbitale $2p_x$, $2p_y$, $2p_z$. Na pierwszym z nich są dwa elektrony, na pozostałych po jednym.

Z rysunku powyżej wynika, że elektrony, znajdujące się na orbitalu $1s$ (najbliżej jądra atomowego), mają najniższą energię, a ich siła rośnie w miarę oddalania się od jądra. Ponadto różnice energii orbitali atomowych z kolejnych powłok są, w miarę wzrostu numeru powłoki, coraz mniejsze.

Atom nie wydziela energii, jeśli jego elektrony rozmieszczone są zgodnie z zasadą rozbudowy powłok elektronowych. W takim przypadku atom znajduje się bowiem w stanie podstawowymstan podstawowystanie podstawowym (stan trwały), a wartość jego energii jest najmniejsza. Może jednak zostać wzbudzonywzbudzeniewzbudzony po przyjęciu odpowiedniej porcji energii. Dzieje się tak, kiedy energia ta powoduje, że elektron „przeskakuje” na wolny orbital o wyższej energii z tej samej lub innej powłoki elektronowej. Atom znajdujący się w stanie wzbudzonymstan wzbudzonystanie wzbudzonym posiada wyższą energię niż atom w stanie podstawowym.

Przykład 1

Stan podstawowy i wzbudzony atomu fosforu.

W stanie podstawowym atom fosforu posiada konfigurację elektronową:

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

Obsadzenie orbitali przez elektrony w atomie fosforu można przedstawić na diagramie energetycznym.

RII69SRiwNY13

Na ilustracji jest diagram. Przedstawia poziomy energetyczne kolejnych orbitali. Podpowłoka $1s$ jest położona najniżej strzałki wskazującej energię. Kolejna jest podpowłoka $2s$ wypełniona elektronami, tuż nad nią i po prawej stronie jest podpowłoka $2p$ z trzema klatkami wypełnionymi elektronami. Nad $2p$, nieco wyżej i po prawej stronie, jest podpowłoka $3s$ wypełniona elektronami. Po jej prawej stronie jest podpowłoka $3p$, w której w trzech klatkach jest po jednym elektronie. Powyżej podpowłoki $3p$, na wysokości połowy drugiej klatki, jest podpowłoka $3d$ z pięcioma pustymi klatkami. Nieco poniżej ostatniej klatki podpowłoki $3d$ jest podpowłoka $4s$ z jedną pustą klatką.

Na skutek wzbudzenia atomu fosforu następuje przeskok elektronu, np. z podpowłoki $3s$ na podpowłokę $3d$. W takiej sytuacji, w stanie wzbudzonym atom fosforu posiada konfigurację elektronową:

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

Obsadzenie orbitali przez elektrony w tym stanie można zaprezentować na poniższym diagramie energetycznym.

RFtofIakhzZTp

Na ilustracji jest diagram - przedstawia poziomy energetyczne kolejnych orbitali. Podpowłoka $1s$ jest położona najniżej strzałki wskazującej energię. Kolejna jest podpowłoka $2s$ wypełniona elektronami, tuż nad nią i po jej prawej stronie jest podpowłoka $2p$ z trzema klatkami wypełnionymi elektronami. Nad $2p$, nieco wyżej i po prawej stronie, jest podpowłoka $3s$ wypełniona elektronami. Po jej prawej stronie jest podpowłoka $3p$, w której w trzech klatkach jest po jednym elektronie. Powyżej podpowłoki $3p$, na wysokości połowy drugiej klatki, jest podpowłoka $3d$ z pięcioma klatkami. Tylko w pierwszej klatce jest jeden elektron, pozostałe klatki są puste. Nieco poniżej ostatniej klatki podpowłoki $3d$ jest podpowłoka $4s$ z jedną pustą klatką.

Na skutek wzbudzenia atomu fosforu, na wyżej energetyczny orbital może zostać przeniesiony również inny elektron, np. z podpowłoki $3p$ na podpowłokę $4s$. W takiej sytuacji w stanie wzbudzonym atom fosforu posiada konfigurację elektronową:

${}_{15}\text{P}^{*}$: $1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{2}4s^1$

Obsadzenie orbitali przez elektrony w tym stanie można zaprezentować na poniższym diagramie energetycznym.

RnCnb13fJkZrk

Na ilustracji jest diagram przedstawiający poziomy energetyczne kolejnych orbitali. Podpowłoka $1s$ jest położona najniżej strzałki wskazującej energię. Kolejna jest podpowłoka $2s$ wypełniona elektronami, tuż nad nią i po prawej stronie jest podpowłoka $2p$ z trzema klatkami wypełnionymi elektronami. Nad $2p$, nieco wyżej i po prawej stronie, jest podpowłoka $3s$ wypełniona elektronami. Po jej prawej stronie jest podpowłoka $3p$, która ma trzy klatki, w dwóch pierwszych jest po jednym elektronie. Powyżej podpowłoki $3p$, na wysokości połowy drugiej klatki, jest podpowłoka $3d$ z pięcioma pustymi klatkami. Nieco poniżej ostatniej klatki podpowłoki $3d$ jest podpowłoka $4s$ z klatką, w której jest jeden elektron.

Na skutek wzbudzenia atomu fosforu na wyżej energetyczny orbital może zostać przeniesiony również inny elektron, np. z podpowłoki $3s$ na podpowłokę $4s$. W takiej sytuacji w stanie wzbudzonym atom fosforu posiada konfigurację elektronową:

${}_{15}\text{P}^{*}$: $1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{1}3p^{3}4s^1$

Obsadzenie orbitali przez elektrony w tym stanie można zaprezentować na poniższym diagramie energetycznym.

RvVYiAOwobOag

Na ilustracji jest diagram przedstawiający poziomy energetyczne kolejnych orbitali. Podpowłoka $1s$ jest położona najniżej strzałki wskazującej energię. Kolejna jest podpowłoka $2s$ wypełniona elektronami, tuż nad nią i po prawej stronie jest podpowłoka $2p$ z trzema klatkami wypełnionymi elektronami. Nad $2p$, nieco wyżej i po prawej stronie, jest podpowłoka $3s$, na której jest jeden elektron. Po jej prawej stronie jest podpowłoka $3p$, która ma trzy klatki, w każdej z nich jest po jednym elektronie. Powyżej podpowłoki $3p$, na wysokości połowy drugiej klatki, jest podpowłoka $3d$ z pięcioma pustymi klatkami. Nieco poniżej ostatniej klatki podpowłoki $3d$ jest podpowłoka $4s$ z klatką, w której jest jeden elektron.

Ważne!

Jak wynika z powyższych ilustracji, przeniesienie elektronu z podpowłoki $3s$ na podpowłokę $4s$ wymaga dostarczenia większej ilości energii niż przeniesienie elektronu z podpowłoki $3p$ na podpowłokę $4s$.

Zauważ również, że atom, znajdujący się w stanie podstawowym, może przenieść na wyżej energetyczne orbitale właściwie dowolny elektron, zależnie od tego, jak duża porcja energii zostanie przez ten atom pochłonięta.

Przejściu elektronu z jednej powłoki lub podpowłoki na inną towarzyszy emisjaemisja promieniowaniaemisja lub absorpcjaabsorpcja promieniowaniaabsorpcja energii (rysunek poniżej).

R1Ul970uSRQCd

Na ilustracji po lewej stronie jest strzałka skierowana w górę oznaczająca energię. Na dole, prostopadle do strzałki, jest linia oznaczona jako $n=1$, powyżej niej - w dosyć dużej odległości - jest linia oznaczona jako $n=2$, a nad nią w niewielkiej odległości jest linia oznaczona jako $n=3$. Na linii $n=1$ w pobliżu strzałki wskazującej energię jest fioletowa kropka - to elektron. Od niego biegnie zielona strzałka w górę do linii $n=2$. Po prawej stronie zielonej strzałki jest pozioma falowana strzałka skierowana w jej stronę - wskazuje ona absorpcję energii, na przykład foton lub energia cieplna. Po prawej stronie od grota zielonej strzałki na osi $n=2$ jest fioletowa kropka - to elektron. Od elektronu biegnie strzałka w dół do poziomu $n=1$. Po prawej stronie niebieskiej strzałki jest falowana strzałka skierowana w prawo - oznacza emisję energii, na przykład foton lub energia cieplna.

W stanie wzbudzonymstan wzbudzonystanie wzbudzonym atomu energia elektronów jest wyższa niż w stanie podstawowym. Taki stan cechuje się jednak niewielką trwałością, dlatego elektron samorzutnie oddaje nadmiar energii (najczęściej w postaci światła) i powraca na niższy poziom energetyczny. Następuje wówczas emisjaemisja promieniowaniaemisja energii, np. w postaci promieniowania. Najlepszym przykładem tego procesu może być wybuch kolorowych fajerwerków lub emisja światła podczas ogrzewania soli w płomieniu palnika.

Zmiana energii elektronu $\Delta E$ (odpowiadająca kwantowikwantkwantowi energii) jest równa różnicy energii pomiędzy dwoma stanami stacjonarnymi elektronu: stanem podstawowym a stanem wzbudzonym, co wyraża się wzorem:

gdzie:

• $E_1$, $E_2$ – energie elektronu na dwóch różnych poziomach;

• $h$ – stała Plancka;

• $\nu$ – częstotliwość promieniowania elektromagnetycznego;

• $\lambda$ – długość fali promieniowania elektromagnetycznego;

• $c$ – prędkość światła w próżni.

Tym, co wiąże widmo elektromagnetyczne z elektronami, jest energia – w tym przypadku energia kinetyczna elektronu i energia światła. W eksperymencie, który polega na przyłożeniu wysokiego napięcia ($5000 \mathrm{V}$) do rurki, zawierającej czysty wodór w postaci gazowej pod niskim ciśnieniem, zaobserwowano wzbudzeniewzbudzeniewzbudzenie atomów wodoru obecnych w rurce. Zwróciły one pochłoniętą energię w postaci światła, które, wyemitowane w ten sposób, przepuszczono przez pryzmat, co ujawniło z kolei, że składało się z zaledwie kilku określonych częstotliwości, a nie całej gamy kolorów, jak pierwotnie przypuszczano. Widmo promieniowania, uwalnianego przez wzbudzony atom danego pierwiastka w czasie powrotu elektronów na niższe poziomy energetyczne, nazywane jest widmem emisyjnymwidmo emisyjnewidmem emisyjnym tego pierwiastka.

Elektrony pochłaniają energię, przenosząc się tym samym na wyższe poziomy energetyczne, a gdy wracają do stanu o niższej energii, emitują ją w postaci światła o określonej częstotliwości. Elektrony zatem pochłaniają tylko konkretne porcje energii, równe co do wartości różnicy między poziomami energetycznymi, pomiędzy którymi ulegają przejściu. Podobnie, kiedy elektrony wracają do stanu o niższej energii, emitują znów tylko te konkretne porcje energii, uzyskując tylko światło odpowiadające różnicy energii pomiędzy tymi poziomami energetycznymi.

Dla atomu wodoru analiza widmowa umożliwiła zaobserwowanie zjawiska przenoszenia elektronów pomiędzy różnymi stanami energetycznymi, co można przedstawić w postaci poniższej grafiki.

R1QT0REU1ctcm

Schemat przejść elektronowych i wynikających z nich długości emitowanych fal dla atomu wodoru. Czerwonym punktem zaznaczono jądro atomowe, niebieskimi okręgami oznaczono sześć powłok elektronowych. W serii Lymana elektrony opadają na pierwszą powłokę: z powłoki szóstej z wydzieleniem fali o długości dziewięćdziesiąt cztery nanometry, z powłoki piątej z wydzieleniem fali o długości dziewięćdziesiąt pięć nanometrów, z powłoki czwartej z wydzieleniem fali o długości dziewięćdziesiąt siedem nanometrów, z powłoki trzeciej z wydzieleniem fali o długości sto trzy nanometry, z powłoki drugiej z wydzieleniem fali o długości sto dwadzieścia dwa nanometry. W serii Balmera elektrony opadają na drugą powłokę: z powłoki szóstej z wydzieleniem fali o długości czterysta dziesięć nanometrów, z powłoki piątej z wydzieleniem fali o długości czterysta trzydzieści cztery nanometry, z powłoki czwartej z wydzieleniem fali o długości czterysta osiemdziesiąt sześć nanometrów, z powłoki trzeciej z wydzieleniem fali o długości czterysta osiemdziesiąt sześć nanometrów, z powłoki drugiej z wydzieleniem fali o długości sześćset pięćdziesiąt sześć nanometrów. W serii Paschena elektrony opadają na trzecią powłokę: z powłoki szóstej z wydzieleniem fali o długości tysiąc dziewięćdziesiąt cztery nanometry, z powłoki piątej z wydzieleniem fali o długości tysiąc dwieście osiemdziesiąt dwa nanometry, z powłoki czwartej z wydzieleniem fali o długości tysiąc osiemset siedemdziesiąt pięć nanometrów.

W przypadku atomu wodoru, widma emisyjne, które powstają poprzez opadanie elektronów na określone powłoki, określa się mianem serii. Jedną z nich jest seria Balmera – przedstawia ona widmo emisyjne powstające w wyniku opadania elektronów na drugą powłokę. W przypadku serii Balmera, widmo powstaje dzięki temu, że emitowane promieniowanie mieści się w zakresie światła widzialnego, więc jest łatwo obserwowalne dla badaczy. Innymi przykładami serii, obserwowanych dla wodoru, są m. in. seria Lymana (opadanie elektronów na pierwszą powłokę i emisja promieniowania w zakresie nadfioletu) czy seria Paschena (opadanie elektronów na trzecią powłokę i emisja promieniowania w zakresie podczerwieni).

Słownik

Bibliografia

Atkins P., Jones J., Chemia ogólna. Cząsteczki, materia, reakcje, Warszawa 2004.

Bielański A., Podstawy Chemii nieorganicznej, t. 1‑2, Warszawa 2010.

Czerwiński A., Czerwińska A., Jeziorna M., Kańska M., Chemia 3. Podręcznik dla liceum ogólnokształcącego, liceum profilowanego, technikum, Warszawa 2004.

Encyklopedia PWN

Hassa R., Mrzigod A., Mrzigod J., Sułkowski W., Chemia 1. Podręcznik i zbiór zadań w jednym, Warszawa 2003.

Litwin M., Styka‑Wlazło Sz., Szymońska J., To jest chemia 1, Warszawa 2013.

Pazdro K., Zbiór zadań z chemii dla szkół ponadgimnazjalnych, Warszawa 2003.