4 spôsoby, ako napísať elektrónové konfigurácie pre atómy ľubovoľného prvku

Atóm elektrónová konfigurácia je číselné vyjadrenie jeho elektrónových orbitálov. Elektrónové orbitaly sú rôzne tvarované oblasti okolo jadra atómu, v ktorých sa z matematického hľadiska pravdepodobne nachádzajú elektróny. Elektrónová konfigurácia môže čitateľovi rýchlo a jednoducho povedať, koľko elektrónových orbitálov má atóm, ako aj počet elektrónov, ktoré obsadzujú každý z jeho orbitálov. Keď pochopíte základné princípy konfigurácie elektrónov, budete môcť písať vlastné konfigurácie a s istotou riešiť tieto testy z chémie.

Metóda 1 zo 4: Prehľad


Čo je to elektrónová konfigurácia? Elektrónová konfigurácia znázorňuje rozloženie elektrónov atómu alebo molekuly. Existuje špecifický zápis, ktorý vám rýchlo ukáže, kde sa pravdepodobne nachádzajú elektróny, takže znalosť tohto zápisu je nevyhnutnou súčasťou poznania elektrónových konfigurácií. Čítanie týchto zápisov vám môže povedať, o aký prvok ide a koľko má elektrónov.[1]

  • Štruktúra periodickej tabuľky je založená na elektrónovej konfigurácii.
  • Napríklad zápis pre fosfor (P) je
    1s22s22p63s23p3{\displaystyle 1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{3}}

    .


Čo sú to elektrónové obaly? Oblasť, ktorá obklopuje jadro atómu, alebo oblasť, v ktorej obiehajú elektróny, sa nazýva elektrónový obal. V každom atóme sa zvyčajne nachádzajú približne 3 elektrónové obaly a usporiadanie týchto obalov sa nazýva elektrónová konfigurácia. Všetky elektróny v rovnakej škrupine musia mať rovnakú energiu.[2]

  • Elektrónové obaly sa niekedy označujú aj ako energetické hladiny.


Čo je to atómový orbitál? Keď atóm získa elektróny, zaplnia rôzne sady orbitálov podľa určitého poradia. Každý súbor orbitálov, ak je plný, obsahuje párny počet elektrónov. Súbory orbitálov sú:[3]

  • Súbor orbitálov s (akékoľvek číslo v elektrónovej konfigurácii, za ktorým nasleduje písmeno „s“) obsahuje jeden orbitál a podľa Pauliho vylučovací princíp, jeden orbitál môže obsahovať maximálne 2 elektróny, takže každá sada s orbitálov môže obsahovať 2 elektróny.
  • Orbitálna množina p obsahuje 3 orbitály, a teda môže obsahovať celkovo 6 elektrónov.
  • Súbor orbitálov d obsahuje 5 orbitálov, takže môže pojať 10 elektrónov.
  • Súbor orbitálov f obsahuje 7 orbitálov, takže môže mať 14 elektrónov.
  • Orbitálne množiny g, h, i a k sú teoretické. Žiadne známe atómy nemajú elektróny v žiadnom z týchto orbitálov. Súbor g má 9 orbitálov, takže by teoreticky mohol obsahovať 18 elektrónov. Súbor h by mal 11 orbitálov a maximálne 22 elektrónov, súbor i by mal 13 orbitálov a maximálne 26 elektrónov a súbor k by mal 15 orbitálov a maximálne 30 elektrónov.
  • Zapamätajte si poradie písmen pomocou tejto mnemotechnickej pomôcky: [4]
    Sober Physicistov Don’t Find Girafy Hiding In Kitchens.


Čo sú prekrývajúce sa orbitály? Niekedy elektróny zaberajú spoločný orbitálny priestor. Vezmime si molekulu dihydrogénu alebo H2. Dva elektróny musia zostať blízko seba, aby sa navzájom priťahovali a spájali. Keďže sú tak blízko, budú zaberať rovnaký orbitálny priestor, a teda sa budú deliť o orbitál alebo sa budú prekrývať.[5]

  • Vo vašom zápise by ste jednoducho zmenili číslo riadku na o 1 menšie, ako v skutočnosti je. Napríklad elektrónová konfigurácia germánia (Ge) je
    1s22s22p63s23p64s23d104p2.{\displaystyle 1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{6}4s^{2}3d^{10}4p^{2}.}

    Aj keď prejdete až do riadku 4, stále je tam uprostred „3d“ kvôli prekrývaniu.[6]


Ako používate tabuľku elektrónovej konfigurácie? Ak máte problém s vizualizáciou zápisu, môže byť užitočné použiť tabuľku elektrónovej konfigurácie, aby ste skutočne videli, čo píšete. Vytvorte základnú tabuľku s energetickými hladinami na osi y a typom orbitálu na osi x. Odtiaľto môžete do príslušných políčok nakresliť svoj zápis, ako idú po osi y a cez os x. Potom môžete sledovať riadok, aby ste získali svoj zápis.[7]

  • Ak by ste napríklad písali konfiguráciu berýlia, začali by ste pri 1s, potom by ste sa vrátili späť k 2s. Keďže berýlium má len 4 elektróny, zastavili by ste sa po ňom a dostali by ste svoju predstavu
    1s22s2.{\displaystyle 1s^{2}2s^{2}.}

Metóda 2 zo 4:Priradenie elektrónov pomocou periodickej tabuľky


Zistite atómové číslo vášho atómu. Každý atóm má priradený určitý počet elektrónov. Nájdite chemický symbol svojho atómu v periodickej tabuľke. Atómové číslo je kladné celé číslo začínajúce číslom 1 (pre vodík) a zvyšujúce sa o 1 pre každý ďalší atóm. Atómové číslo atómu je počet protónov atómu – je to teda aj počet elektrónov v atóme s nábojom 0.[8]

  • Keďže periodická tabuľka je založená na elektrónovej konfigurácii, môžete ju použiť na určenie zápisu konfigurácie prvku.


Určte náboj atómu. Nenabité atómy budú mať presne taký počet elektrónov, aký je uvedený v periodickej tabuľke. Nabité atómy (ióny) však budú mať vyšší alebo nižší počet elektrónov na základe veľkosti ich náboja. Ak pracujete s nabitým atómom, pridávajte alebo odoberajte elektróny podľa toho: pridajte 1 elektrón za každý záporný náboj a odoberte 1 za každý kladný náboj.[9]

  • Napríklad atóm sodíka s nábojom +1 by mal od svojho základného atómového čísla 11 odobratý jeden elektrón. Takže atóm sodíka by mal spolu 10 elektrónov.
  • Atóm sodíka s nábojom -1 by mal k základnému atómovému číslu 11 pridaný 1 elektrón. Atóm sodíka by mal potom celkovo 12 elektrónov.


Pochopiť zápis elektrónovej konfigurácie. Elektrónové konfigurácie sa zapisujú tak, aby sa jasne zobrazil počet elektrónov v atóme, ako aj počet elektrónov v každom orbitále. Každý orbitál sa píše postupne, pričom počet elektrónov v každom orbitále sa píše horným indexom napravo od názvu orbitálu. Konečná elektrónová konfigurácia je jediný reťazec názvov orbitálov a horných indexov.[10]

  • Napríklad tu je jednoduchá elektrónová konfigurácia: 1s2 2s2 2p6. Táto konfigurácia ukazuje, že v orbitálnej sústave 1s sú 2 elektróny, v orbitálnej sústave 2s sú 2 elektróny a v orbitálnej sústave 2p je 6 elektrónov. 2 + 2 + 6 = spolu 10 elektrónov. Táto elektrónová konfigurácia je pre nenabitý atóm neónu (atómové číslo neónu je 10.)


Zapamätajte si poradie orbitálov. Všimnite si, že súbory orbitálov sú očíslované podľa elektrónového obalu, ale usporiadané z hľadiska energie. Napríklad zaplnená schránka 4s2 má nižšiu energiu (alebo je menej potenciálne prchavá) ako čiastočne zaplnená alebo zaplnená schránka 3d10, preto je schránka 4s uvedená ako prvá. Keď poznáte poradie orbitálov, môžete ich jednoducho vyplniť podľa počtu elektrónov v atóme. Poradie plnenia orbitálov je nasledovné: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p, 8s.[11]

  • Elektrónovú konfiguráciu pre atóm s úplne zaplneným každým orbitálom by sme zapísali: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 5f14 6d107p6
  • Všimnite si, že vyššie uvedený zoznam, ak by boli všetky škrupiny zaplnené, by bol elektrónovou konfiguráciou pre Og (Oganesson), 118, najvyššie očíslovaný atóm v periodickej tabuľke – táto elektrónová konfigurácia teda obsahuje všetky v súčasnosti známe elektrónové škrupiny pre neutrálne nabitý atóm.


Doplňte orbitaly podľa počtu elektrónov vo vašom atóme. Ak chceme napríklad zapísať elektrónovú konfiguráciu pre nenabitý atóm vápnika, začneme tým, že nájdeme jeho atómové číslo v periodickej tabuľke. Jeho atómové číslo je 20, takže napíšeme konfiguráciu pre atóm s 20 elektrónmi podľa vyššie uvedeného poradia.[12]

  • Zaplňte orbitaly podľa vyššie uvedeného poradia, kým nedosiahnete celkový počet 20 elektrónov. Orbitál 1s dostane 2 elektróny, 2s dostane 2, 2p dostane 6, 3s dostane 2, 3p dostane 6 a 4s dostane 2 (2 + 2 + 6 +2 +6 + 2 = 20.) Elektrónová konfigurácia pre vápnik je teda nasledovná: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2.
  • Poznámka: Energetická hladina sa mení smerom nahor. Napríklad, keď sa chystáte prejsť na 4. energetickú hladinu, najprv sa stane 4s, potom 3d. Po štvrtej energetickej hladine prejdete na piatu, kde sa opäť dodrží poradie (5s, potom 4d). Toto sa deje až po 3. energetickej hladine.


Periodickú tabuľku používajte ako vizuálnu skratku. Možno ste si už všimli, že tvar periodickej tabuľky zodpovedá poradiu súborov orbitálov v elektrónových konfiguráciách. Napríklad atómy v druhom stĺpci zľava vždy končia na „s2“, atómy úplne vpravo od chudej strednej časti vždy končia na „d10“ atď. Periodickú tabuľku používajte ako vizuálne vodítko pri písaní konfigurácií – poradie, v akom pridávate elektróny do orbitálov, zodpovedá vašej pozícii v tabuľke.[13]

  • Konkrétne 2 stĺpce úplne vľavo predstavujú atómy, ktorých elektrónové konfigurácie končia na s orbitáloch, pravý blok tabuľky predstavuje atómy, ktorých konfigurácie končia na p orbitáloch, stredná časť atómy, ktoré končia na d orbitáloch, a spodná časť atómy, ktoré končia na f orbitáloch.
  • Keď napríklad píšete elektrónovú konfiguráciu pre chlór, myslite na to, že: „Tento atóm je v treťom riadku (alebo „perióde“) periodickej tabuľky. Nachádza sa aj v piatom stĺpci bloku p orbitálov periodickej tabuľky prvkov. Jeho elektrónová konfigurácia teda bude končiť …3p5
  • Pozor: Oblasti orbitálov d a f v tabuľke zodpovedajú energetickým hladinám, ktoré sa líšia od periódy, v ktorej sa nachádzajú. Napríklad prvý riadok bloku d orbitálu zodpovedá 3d orbitálu, hoci je v perióde 4, zatiaľ čo prvý riadok f orbitálu zodpovedá 4f orbitálu, hoci je v perióde 6.


Naučte sa skratku pre zápis dlhých elektrónových konfigurácií. Atómy pozdĺž pravého okraja periodickej tabuľky sa nazývajú Vzácne plyny. Tieto prvky sú chemicky veľmi stabilné. Ak chcete skrátiť proces písania dlhej elektrónovej konfigurácie, jednoducho napíšte do zátvorky chemický symbol najbližšieho chemického plynu s menším počtom elektrónov ako váš atóm a potom pokračujte elektrónovou konfiguráciou pre nasledujúce sady orbitálov.[14]

  • Na pochopenie tohto konceptu je užitočné napísať príklad konfigurácie. Napíšme konfiguráciu zinku (atómové číslo 30) pomocou skratky pre vzácne plyny. Úplná elektrónová konfigurácia zinku je: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10. Všimnite si však, že 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 je konfigurácia pre argón, vzácny plyn. Nahraďte túto časť elektrónového zápisu zinku chemickým symbolom argónu v zátvorkách ([Ar].)
  • Takže elektrónová konfigurácia zinku zapísaná v skratke je [Ar]4s2 3d10.
  • Všimnite si, že ak robíte zápis vzácnych plynov, napríklad pre argón, nemôžete napísať [Ar]! Musíte použiť vzácny plyn, ktorý je pred týmto prvkom; v prípade argónu by to bol neón ([Ne]).

Metóda 3 zo 4:Použitie periodickej tabuľky ADOMAH


Pochopenie periodickej tabuľky ADOMAH. Tento spôsob zápisu elektrónových konfigurácií si nevyžaduje zapamätanie. Vyžaduje si však zmenu usporiadania periodickej tabuľky, pretože v tradičnej periodickej tabuľke, začínajúcej 4. riadkom, čísla periód nezodpovedajú elektrónovým obalom. Nájdite ADOMAH periodickú tabuľku, špeciálny typ periodickej tabuľky, ktorú navrhol vedec Valery Tsimmerman. Ľahko ho nájdete pomocou rýchleho vyhľadávania na internete.[15]

  • V periodickej tabuľke ADOMAH predstavujú vodorovné riadky skupiny prvkov, ako sú halogény, inertné plyny, alkalické kovy, alkalické zeminy atď. Zvislé stĺpce zodpovedajú elektrónovým obalom a tzv. kaskády (diagonálne čiary spájajúce bloky s,p,d a f) zodpovedajú periódam.
  • Hélium je presunuté vedľa vodíka, pretože obe sú charakterizované orbitálom 1s. Bloky periód (s,p,d a f) sú zobrazené na pravej strane a čísla plášťov sú uvedené na základni. Prvky sú uvedené v obdĺžnikových rámčekoch, ktoré sú očíslované od 1 do 120. Tieto čísla sú normálne atómové čísla, ktoré predstavujú celkový počet elektrónov v neutrálnom atóme.


Nájdite svoj atóm v tabuľke ADOMAH. Ak chcete napísať elektrónovú konfiguráciu prvku, nájdite jeho symbol v periodickej tabuľke ADOMAH a prečiarknite všetky prvky, ktoré majú vyššie atómové čísla. Ak napríklad potrebujete napísať elektrónovú konfiguráciu erbia (68), prečiarknite prvky 69 až 120.

  • Všimnite si čísla 1 až 8 v základni tabuľky. Ide o čísla elektrónových obalov alebo čísla stĺpcov. Ignorujte stĺpce, ktoré obsahujú len prečiarknuté prvky. Pre erbium sú zostávajúce stĺpce 1,2,3,4,5 a 6.


Počítajte s orbitálnymi sústavami až po svoj atóm. Pri pohľade na symboly blokov uvedené na pravej strane tabuľky (s, p, d a f) a na čísla stĺpcov uvedené v základni a pri ignorovaní diagonálnych čiar medzi blokmi rozdeľte stĺpce na bloky stĺpcov a uveďte ich v poradí zdola nahor. Opäť ignorujte bloky stĺpcov, v ktorých sú prečiarknuté všetky prvky. Zapíšte bloky stĺpcov začínajúce číslom stĺpca, za ktorým nasleduje symbol bloku, napríklad takto: 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 6s (v prípade Erbia).[16]

  • Poznámka: Uvedená elektrónová konfigurácia Er je zapísaná v poradí vzostupných čísel obalov. Mohla by sa tiež zapísať v poradí zaplnenia orbitalov. Pri zapisovaní stĺpcov-blokov postupujte len kaskádami zhora nadol namiesto stĺpcov: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f12.


Spočítajte elektróny pre každú sadu orbitálov. Spočítajte prvky, ktoré neboli prečiarknuté v každom bloku-stĺpci, pričom každému prvku priraďte 1 elektrón, a zapíšte ich množstvo vedľa symbolov blokov pre každý blok-stĺpec takto: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d10 4f12 5s2 5p6 6s2. V našom príklade je to elektrónová konfigurácia erbia.[17]


Poznajte nepravidelné elektrónové konfigurácie. Existuje osemnásť bežných výnimiek z elektrónových konfigurácií pre atómy v najnižšom energetickom stave, ktorý sa nazýva aj základný stav. Odchyľujú sa od všeobecného pravidla len o posledné 2 až 3 elektrónové pozície. V týchto prípadoch skutočná elektrónová konfigurácia udržiava elektróny v stave s nižšou energiou ako v štandardnej konfigurácii pre daný atóm. Nepravidelné atómy sú:

  • Cr (…, 3d5, 4s1); Cu (…, 3d10, 4s1); Nb (…, 4d4, 5s1); Mo (…, 4d5, 5s1); Ru (…, 4d7, 5s1); Rh (…, 4d8, 5s1); Pd (…, 4d10, 5s0); Ag (…, 4d10, 5s1); La (…, 5d1, 6s2); Ce (…, 4f1, 5d1, 6s2); Gd (…, 4f7, 5d1, 6s2); Au (…, 5d10, 6s1); Ac (…, 6d1, 7s2); Th (…, 6d2, 7s2); Pa (…, 5f2, 6d1, 7s2); U (…, 5f3, 6d1, 7s2); Np (…, 5f4, 6d1, 7s2) a Cm (…, 5f7, 6d1, 7s2).

Metóda 4 zo 4:Špeciálne prípady a výnimky


Zápis katiónov: Keď máte do činenia s katiónmi, je to veľmi podobné neutrálnym atómom v uzemnenom stave. Začnite odstránením elektrónov v najvzdialenejšom p orbitále, potom v s orbitále a potom v d orbitále.[18]

  • Napríklad elektronická konfigurácia vápnika v základnom stave (Z=20) je
    1s22s22p63s23p64s2{\displaystyle 1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{6}4s^{2}}

    . Ión vápnika má však o 2 elektróny menej, takže by ste začali ich odstránením z najvzdialenejšej škrupiny (ktorá má 4). Takže konfigurácia pre ión vápnika je

    1s22s22p63s23p6{\displaystyle 1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{6}}

    .


Zápis aniónov: Pri zápise aniónu musíte použiť Aufbauov princíp, ktorý hovorí, že elektróny najprv zaplnia najnižšie dostupné energetické hladiny a až potom sa presunú na vyššie. Takže by ste pridali elektróny na najvzdialenejšiu energetickú hladinu (alebo najnižšiu), predtým ako sa presuniete dovnútra, aby ste pridali ďalšie.[19]

  • Napríklad neutrálny chlór (Z=17) má 17 elektrónov a zapisuje sa ako
    1s22s22p63s23p5{\displaystyle 1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{5}}

    . Chloridový ión má však 18 elektrónov, ktoré by ste pridali počnúc najvzdialenejšou energetickou hladinou. Chloridový ión sa preto zapisuje ako

    1s22s22p63s23p6{\displaystyle 1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{6}}

    .


  • Chróm a meď: Ako pri každom pravidle, aj tu existujú výnimky. Hoci väčšina prvkov sa riadi princípom Aufbau, tieto prvky nie sú. Namiesto toho, aby tieto elektróny prešli do stavu s najnižšou energiou, pridajú sa do hladiny, ktorá ich urobí najstabilnejšími. Môže byť užitočné zapamätať si zápis týchto 2 prvkov, pretože sa vymykajú pravidlu.[20]

    • Cr = [Ar]
      4s23d5{\displaystyle 4s^{2}3d^{5}}
    • Cu = [Ar]
      4s13d10{\displaystyle 4s^{1}3d^{10}}
  • Odkazy