Elektronová konfigurace

Elektronová konfigurace je zápis, který říká, jak jsou elektrony atomu rozmístěné do vrstev a podslupek. Každá podslupka se píše číslem vrstvy a písmenem s, p, d nebo f a počet elektronů v ní se píše jako exponent.

Kyslík má 8 elektronů a jeho konfigurace je 1s² 2s² 2p⁴: dva elektrony v podslupce 1s, dva ve 2s a čtyři ve 2p.

O: 1s² 2s² 2p⁴
Fe: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d⁶
zkráceně Fe: [Ar] 4s² 3d⁶

Podslupky se zaplňují v pevném pořadí 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, ... Do podslupky s se vejdou 2 elektrony, do p 6, do d 10 a do f 14. Železo ve druhém řádku ukazuje, že 4s přijde na řadu dřív než 3d, a také zkrácený zápis se značkou vzácného plynu. Konfiguraci libovolného prvku i iontu s rámečkovým diagramem a celým postupem vypíše kalkulačka elektronové konfigurace, zápis si vyzkoušíte v procvičování elektronové konfigurace.

Vrstvy, podslupky a orbitaly

Na základní škole se elektronový obal kreslí jako vrstvy: sodík má 2, 8 a 1 elektron, jak to ukazuje článek Značky prvků a periodická tabulka. Elektronová konfigurace jde o krok dál a každou vrstvu dělí na menší části.

• Vrstva (slupka) má číslo n = 1, 2, 3, ... a staré označení písmeny K, L, M, N, O, P, Q. Čím vyšší n, tím dál od jádra elektrony jsou a tím vyšší mají energii.
• Podslupka je část vrstvy, označuje se písmenem s, p, d nebo f. První vrstva má jen podslupku 1s, druhá 2s a 2p, třetí 3s, 3p a 3d, čtvrtá 4s, 4p, 4d a 4f. Vrstva n má tedy n podslupek.
• Orbital je oblast kolem jádra, kde se elektron s velkou pravděpodobností vyskytuje. Podslupka s má jeden orbital, p tři, d pět a f sedm. V jednom orbitalu jsou nejvýš dva elektrony.

Z toho plyne, kolik elektronů se do podslupky vejde:

a kolik do celé vrstvy. Vrstva n pojme nejvýš 2n² elektronů:

Kvantová čísla

Každý elektron v atomu popisují čtyři kvantová čísla. Hlavní kvantové číslo n je číslo vrstvy. Vedlejší kvantové číslo l určuje podslupku a tvar orbitalu: l = 0 je s, l = 1 je p, l = 2 je d, l = 3 je f, a nabývá hodnot od 0 do n − 1, proto ve druhé vrstvě není d. Magnetické kvantové číslo m rozlišuje orbitaly jedné podslupky a nabývá hodnot od −l do +l, takže podslupka má 2l + 1 orbitalů. Spinové kvantové číslo s je +½ nebo −½ a v rámečkovém diagramu se kreslí jako šipka nahoru a dolů.

Pauliho princip říká, že v atomu nemohou mít dva elektrony všechna čtyři kvantová čísla stejná. Dva elektrony v jednom orbitalu mají stejné n, l i m, a tak se musí lišit spinem. Proto jsou v orbitalu nejvýš dva elektrony a mají opačný spin.

Pořadí zaplňování: proč 4s dřív než 3d

Elektrony obsazují orbitaly postupně od toho s nejnižší energií. Tomu se říká výstavbový princip. Energii podslupky neurčuje jen vrstva, ale součet n + l: čím menší součet, tím dřív se podslupka zaplní, a při stejném součtu jde dřív ta s menším n. Podslupka 4s má n + l = 4 + 0 = 4, ale 3d má 3 + 2 = 5, a proto se 4s zaplní dřív než 3d. Po 3d přijde 4p (také 5, ale s vyšším n) a 5s (5 + 0 = 5), a teprve potom 4d (4 + 2 = 6).

Pořadí si nikdo nemusí pamatovat nazpaměť. Stačí napsat podslupky do řádků podle vrstev a číst je po šikmých šipkách shora dolů:

1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p

Stejné pořadí je schované i v periodické tabulce. Tabulka se dělí na bloky podle podslupky, kterou prvek zaplňuje jako poslední: první dvě skupiny jsou blok s, skupiny 13 až 18 blok p, přechodné kovy uprostřed blok d a lanthanoidy s aktinoidy dole blok f. Když se tabulka čte po řádcích zleva doprava, prochází podslupky přesně v pořadí zaplňování. Ve 4. periodě draslík a vápník plní 4s, od skandia po zinek se plní 3d a od gallia po krypton 4p.

Helium stojí kvůli vlastnostem nad vzácnými plyny, i když jeho dva elektrony jsou v podslupce 1s, a proto je v obrázku zbarvené jako blok s.

Odtud se vysvětluje i to, co na základní škole působí jako zvláštnost: vápník má ve vrstvách 2, 8, 8, 2, přestože třetí vrstva pojme 18 elektronů. Po 3p totiž přijde na řadu 4s, a teprve od skandia se doplňuje 3d ve třetí vrstvě. Železo má proto ve vrstvách K 2, L 8, M 14, N 2 a zinek K 2, L 8, M 18, N 2.

Jak napsat elektronovou konfiguraci krok za krokem

1. V periodické tabulce najděte protonové číslo Z. Neutrální atom má stejně elektronů jako protonů.
2. Rozmisťujte elektrony do podslupek v pořadí 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, ... Každou podslupku naplňte (s 2, p 6, d 10, f 14), dokud elektrony nedojdou. Poslední podslupka může zůstat nedoplněná.
3. Kontrola: součet všech exponentů se musí rovnat počtu elektronů.

Příklad 1: sodík

Sodík má protonové číslo 11, tedy 11 elektronů. Do 1s dáme 2, do 2s 2, do 2p 6, to je zatím 10, a poslední elektron jde do 3s:

Na: 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹

Kontrola: 2 + 2 + 6 + 1 = 11. Ve vrstvách je to K 2, L 8, M 1, stejně jako 2, 8, 1 ze základní školy.

Příklad 2: síra

Síra má Z = 16. Po 1s² 2s² 2p⁶ 3s² je rozmístěno 12 elektronů, zbývají 4 a ty jdou do 3p:

S: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁴

Kontrola: 2 + 2 + 6 + 2 + 4 = 16. V poslední vrstvě je 3s² 3p⁴, tedy 6 elektronů, a síra opravdu stojí v 16. skupině (VI.A).

Příklad 3: železo

Železo má Z = 26. Průběžně sčítáme, kolik elektronů je už rozmístěno:

1s² (2), 2s² (4), 2p⁶ (10), 3s² (12), 3p⁶ (18), 4s² (20), 3d⁶ (26)

Po 3p⁶ je rozmístěno 18 elektronů a další jdou do 4s, ne do 3d. Teprve potom přijde 3d a vejde se do ní zbylých 6. Výsledek:

Fe: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d⁶

Kontrola: 18 + 2 + 6 = 26. Některé učebnice píšou podslupky seřazené podle vrstev, 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d⁶ 4s². To je stejná konfigurace, jen v jiném pořadí zápisu, a obojí je správně.

Zkrácený zápis se vzácným plynem

U těžších prvků je úplný zápis dlouhý a jeho začátek se pořád opakuje. Proto se elektrony, které jsou rozmístěné stejně jako u předchozího vzácného plynu, nahradí jeho značkou v hranatých závorkách. Argon má konfiguraci 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶, a tak se u železa těch prvních 18 elektronů nahradí značkou [Ar]:

Fe: [Ar] 4s² 3d⁶

Vezme se vždy poslední vzácný plyn před prvkem, tedy s menším protonovým číslem: He (2), Ne (10), Ar (18), Kr (36), Xe (54), Rn (86). Sodík je [Ne] 3s¹, draslík [Ar] 4s¹, brom [Ar] 4s² 3d¹⁰ 4p⁵. Za značkou plynu následují elektrony vnější části obalu, a právě ty rozhodují o chemickém chování.

U samotného vzácného plynu se bere ten předchozí: neon je [He] 2s² 2p⁶, argon [Ne] 3s² 3p⁶. Zápis [Ne] pro neon by nic neříkal. Jinak je to u iontů, viz níže.

Rámečkový diagram a Hundovo pravidlo

Rámečkový diagram ukazuje jednotlivé orbitaly. Každý rámeček je jeden orbital, každá šipka jeden elektron a směr šipky jeho spin. Podslupka s je jeden rámeček, p tři, d pět. Podle Pauliho principu jsou v rámečku nejvýš dvě šipky, a to opačné.

Jak se elektrony do rámečků jedné podslupky rozdělí, říká Hundovo pravidlo: orbitaly se nejdřív obsadí po jednom elektronu se stejným spinem a teprve když má každý orbital jeden, začnou se elektrony párovat. U dusíku jsou tři elektrony 2p každý ve svém rámečku:

Kyslík má ve 2p o elektron víc. Tři rámečky už jsou obsazené, takže čtvrtý elektron se musí spárovat:

Častá chyba je dát dva elektrony 2p uhlíku do jednoho rámečku. Uhlík má ve 2p dva elektrony a podle Hundova pravidla patří každý do jiného orbitalu se stejným spinem:

Kolik je nepárových elektronů

Plné podslupky nepárové elektrony nemají, stačí se podívat na ty neplné. U většiny prvků je to jen ta poslední, u chromu a mědi i 4s¹ (viz výjimky níže). V podslupce p se 3 orbitaly je při 1 až 3 elektronech každý nepárový, při 4, 5 a 6 elektronech jich nepárových zbývá 6 − počet, tedy 2, 1 a 0. U podslupky d s 5 orbitaly platí totéž s pětkou a desítkou. Železo má 3d⁶, šest elektronů v pěti orbitalech: pět jde po jednom, šestý se spáruje, a nepárové zbudou čtyři.

Valenční elektrony a excitovaný stav

Valenční elektrony jsou elektrony v nejvyšší vrstvě, u přechodných kovů k nim patří ještě elektrony v podslupce d o vrstvu níž. Z konfigurace se dají přečíst rovnou: síra má 3s² 3p⁴, tedy 6 valenčních elektronů, železo 4s² 3d⁶, tedy 8, a stojí v 8. skupině. Perioda je číslo nejvyšší vrstvy a blok je podslupka zaplněná naposledy, takže z konfigurace se dá zjistit i místo prvku v tabulce.

Uhlík má jen dva nepárové elektrony, a přece tvoří čtyři vazby, třeba v methanu `\ce{CH4}`. Při vzniku vazeb se jeden elektron ze 2s přesune do volného orbitalu 2p a atom je v excitovaném stavu, který se značí hvězdičkou, C*. Nepárové elektrony jsou pak čtyři:

Konfigurace bez excitace se nazývá základní stav. Kalkulačka i tabulky uvádějí vždy ten. Jak z nepárových elektronů vzniká vazba a kdy je polární, vysvětluje článek Chemická vazba a elektronegativita.

Výjimky: chrom a měď

Pořadí zaplňování platí skoro vždy, ale ne úplně. Ve škole se zkoušejí dvě výjimky ve 4. periodě:

V obou případech jeden elektron ze 4s přejde do 3d. Napůl zaplněná podslupka 3d⁵ a úplně zaplněná 3d¹⁰ mají totiž nižší energii, než by měla konfigurace podle pořadí. Chrom tak má 6 nepárových elektronů:

Podobně se chová molybden pod chromem, [Kr] 5s¹ 4d⁵, a stříbro a zlato pod mědí, [Kr] 5s¹ 4d¹⁰ a [Xe] 6s¹ 4f¹⁴ 5d¹⁰. Neplatí to ale pro celou skupinu: wolfram pod molybdenem výjimka není, má [Xe] 6s² 4f¹⁴ 5d⁴. Těžší prvky mají výjimek víc, například palladium [Kr] 4d¹⁰ nemá v 5s žádný elektron, ale ty se nevypočítají, zjistily se měřením a ve škole se nezkoušejí.

Elektronová konfigurace iontů

Iont má jiný počet elektronů než atom: aniont elektrony přijal, kationt je odevzdal. Co je iont a jaký náboj mají prvky podle skupiny, vysvětluje článek Ionty: kationty a anionty.

Aniont

Přijaté elektrony se doplní do první podslupky, která ještě není plná. Chlor má 17 elektronů, [Ne] 3s² 3p⁵, a aniont `\ce{Cl-}` jich má 18. Doplněním 3p⁶ dostane stejnou konfiguraci jako argon, a zkrácený zápis je proto jen [Ar]. Stejně `\ce{O^2-}` je [Ne] a `\ce{S^2-}` je [Ar]. Iont se stejným rozmístěním elektronů jako vzácný plyn se nazývá izoelektronový s ním. Tady se značka vzácného plynu píše i pro jeho vlastní počet elektronů, protože jde o jiný prvek.

Kationt hlavní skupiny

Sodík odevzdá svůj jediný elektron 3s a `\ce{Na+}` je [Ne]. Stejně `\ce{Mg^2+}` a `\ce{Al^3+}` odevzdají všechny elektrony třetí vrstvy a oba jsou [Ne]. Proto kovy hlavních skupin tvoří ionty s nábojem podle skupiny.

Kationt přechodného kovu

Tady se dělá nejvíc chyb. Kationt ztrácí elektrony nejdřív z nejvyšší vrstvy, ne z podslupky, která se zaplnila naposledy. Železo je [Ar] 4s² 3d⁶ a `\ce{Fe^2+}` ztratí oba elektrony ze 4s, i když se 4s zaplnila dřív než 3d:

Fe²⁺: [Ar] 3d⁶, ne [Ar] 4s² 3d⁴
Fe³⁺: [Ar] 3d⁵

Stejně měď: `\ce{Cu+}` je [Ar] 3d¹⁰ a `\ce{Cu^2+}` [Ar] 3d⁹, zinek `\ce{Zn^2+}` [Ar] 3d¹⁰. Postup pro kationt je tedy vždy dvoukrokový: napište konfiguraci neutrálního atomu a teprve z ní odeberte elektrony z nejvyšší vrstvy. Konfiguraci iontu spočítá i kalkulačka, stačí zadat náboj: konfigurace Fe²⁺.

Elektronová konfigurace prvků 1 až 36

Zkrácené konfigurace prvků prvních čtyř period, jak je uvádí i periodická tabulka u každého prvku. Hvězdičkou jsou označené výjimky.

Časté chyby

• 3d před 4s. Draslík není [Ar] 3d¹, ale [Ar] 4s¹. Pořadí podle šipek platí pro zaplňování, i když 3d leží v nižší vrstvě.
• Součet nesedí. Po napsání sečtěte exponenty. Když vyjde jiné číslo než protonové číslo (u iontu počet elektronů), někde chybí nebo přebývá podslupka.
• Přeplněná podslupka. Zápis 2p⁸ nebo 3d¹² nemůže být správně, p pojme 6 a d 10 elektronů.
• Párování před Hundovým pravidlem. V rámečcích se nejdřív obsadí každý orbital jedním elektronem, pak teprve druhým.
• Kationt přechodného kovu. `\ce{Fe^2+}` je [Ar] 3d⁶, ne [Ar] 4s² 3d⁴. Elektrony odcházejí z nejvyšší vrstvy.
• Špatný vzácný plyn. Do závorky patří plyn s menším protonovým číslem. Brom je [Ar] 4s² 3d¹⁰ 4p⁵, ne [Kr] s něčím.

Příklady k procvičení

Kam dál

Zápis atomů i iontů, nepárové elektrony a prvek podle konfigurace si vyzkoušíte v procvičování elektronové konfigurace. Konfiguraci kteréhokoli prvku do lawrencia s rámečkovým diagramem vypíše kalkulačka elektronové konfigurace, počty protonů, neutronů a elektronů v atomu i iontu kalkulačka protonů, neutronů a elektronů. Co se dá vyčíst z polohy prvku, procvičíte ve čtení periodické tabulky.

Před tímto článkem se hodí Značky prvků a periodická tabulka. Navazuje na něj Ionty: kationty a anionty a Chemická vazba a elektronegativita.