Elektrónová konfigurácia: Rozdiel medzi revíziami

z Wikipédie, slobodnej encyklopédie
Interaktívne prechádzať históriu
← Predchádzajúca úpravaĎalšia úprava →
Smazaný obsah Přidaný obsah
VizuálneWikitext
TeslaBot (diskusia | príspevky)
Boti
142 148 editací
d +portály Fyzika, Chémia
MarekKocka (diskusia | príspevky)
1 947 editací
Bez shrnutí editace
Značky: sekcia Referencie vizuálny editor odkazy na rozcestníky
Riadok 1: Riadok 1:
[[Súbor:Orbitály.png|náhľad|400x400bod|Štruktúra elektrónových vrstiev 1 až 3 pre viacelektrónové atómy]]V [[Atómová fyzika|atómovej fyzike]] a [[Kvantová chémia|kvantovej chémii]] popisuje '''elektrónová konfigurácia''' rozmiestnenie [[Elektrón|elektrónov]] [[Atóm|atómu]], molekuly alebo inej fyzickej štruktúry v [[Atómový orbital|atómovom]] alebo [[Molekulový orbitál|molekulovom orbitáli]]. Napríklad, elektrónová konfigurácia [[Neón|neónového]] atómu je 1s² 2s² 2p⁶.
[[Súbor:Electron orbitals.svg|right|Atómové a molekulové orbitály|thumb]]


== Kvantové čísla ==
V [[Atómová fyzika|atómovej fyzike]] a [[Kvantová chémia|kvantovej chémii]] popisuje '''elektrónová konfigurácia''' rozmiestnenie [[Elektrón|elektrónov]] [[Atóm|atómu]], molekuly alebo inej fyzickej štruktúry v [[Atómový orbital|atómovom]] alebo [[Molekulový orbitál|molekulovom orbitáli]]. Napríklad, elektrónová konfigurácia [[Neón|neónového]] atómu je 1s² 2s² 2p⁶.
Stav elektrónu v atóme opisujú štyri [[Kvantové číslo|kvantové čísla]]. Prvé tri čísla sú celé a opisujú vlastnosti príslušného [[Orbitál|atómového orbitálu]].
{| class="wikitable"
!Kvantové číslo
!Značka
!Rozsah
!Popis
|-
|Hlavné [[kvantové číslo]]
|''n''
|len prirodzené čísla, 1 a viac
|určuje [[Energia|energiiu]] orbitálu, tiež popisuje vzdialenosť orbitálu od atomového jádra
|-
|Vedlejšie [[kvantové číslo]]
|''l''
|celočíselné, 0 až n−1
|orbitálny [[moment hybnosti]] elektrónu, ktorým určuje tvar [[Orbitál|atomového orbitálu]]
|-
|Magnetické kvantové číslo
|''m''
|celočíselné, −''l'' až +''l''
|[[magnetický moment]] [[Hybnosť|hybnosti]] elektrónu, popisuje priestorovú orientáciu [[Orbitál|atomového orbitálu]]
|-
|Spinové kvantové číslo
|''s''
| +½ alebo −½
|[[Spin]] je vnútorná vlastnosť elektrónu a je nezávislá na predchádzajúcich kvantových číslach, určuje "rotáciu" [[Elektrón|elektrónu]]
|}
== Periódy ==
[[Periodická tabuľka]] prvkov je rozdelená do vodorovných radov a zvyslích stĺpcov. Vodorovné rady sa nazývajú [[Perióda (periodická tabuľka)|periódy]]. [[Perióda (fyzika)|Periódy]] súvisia s polohou daného [[Chemický prvok|prvku]] v [[Periodická tabuľka|periodickej tabuľke]] a s jeho chemickými vlastnosťami. Poradové číslo [[Perióda (periodická tabuľka)|periódy]] je totožné s hlavným [[Kvantové číslo|kvantovým číslom]] poslednej obsadzovanej vrstvy. Poznáme základné 4 [[Perióda (periodická tabuľka)|periódy]]:

=== Prvá perióda ===
Prvá [[Perióda (periodická tabuľka)|perióda]] sa označuje písmenom K. V prvej perióde (n = 1) sa nachádzajú dva prvky {{--}}[[vodík]] a [[hélium]], pretože hlavnému kvantovému číslu n = 1 pripadá jediná hodnota vedľajšieho [[Kvantové číslo|kvantového čísla]] l (l = 0). Z toho vyplýva, že prvá vrstva elektrónového obalu obsahuje iba jeden [[orbitál]] typu s. K jeho úplnému obsadeniu sú potrebné 2 [[Elektrón|elektróny]].

=== Druhá perióda ===
Druhá [[Perióda (periodická tabuľka)|perióda]] sa označuje veľkým písmenom L. Druhá [[Perióda (periodická tabuľka)|perióda]] (n = 2) obsahuje celkovo osem [[Chemický prvok|prvkov]]. Tieto prvky majú úplne zaplnenú prvú vrstvu (2 [[Elektrón|elektróny]] v orbitály 1s). Ostavajúce [[Elektrón|elektróny]] a ich obaly sa nachádzajú v [[Orbitál|orbitáloch]] poslednej (v tomto prípade v druhej) vrstvy. [[Lítium]] a [[berýlium]] majú svoje [[Elektrón|elektróny]] v orbitále 2s, ostávajúcich šesť [[Chemický prvok|prvkov]] ([[Bór|B]], [[Uhlík|C]], [[Dusík|N]], [[Kyslík|O]], [[Fluór|F]], [[Neón|Ne]]) doplňuje [[Elektrón|elektróny]] aj do [[Orbitál|orbitálu]] 2p, ktoré majú v porovnaní s orbitálom 2s vyššiu energiu.

=== Tretia perióda ===
Tretia perióda sa označuje veľkým písmenom M. Atómy [[Chemický prvok|prvku]] tretej periódy (n = 3) majú svoje elektróny v orbitáloch 1s, 2s, 2p, 3s a 3p. Najvyššiu energiu majú [[Orbitál|orbitály]] 3p, ktoré sú spoločné s orbitálami 3s súčasťou tretej vrstvy [[Elektrónový obal|elektrónového obalu]].

=== Štvrtá perióda ===
Štvrtá [[Perióda (periodická tabuľka)|perióda]] sa označuje veľkým písmenom N. Vo štvrtej [[Perióda (periodická tabuľka)|perióde]] (n = 4) je situácia zložitejšia. V predchádzajúcej kapitole sme si vysvetlili, že [[Elektrón|elektróny]] [[Draslík|draslíku]] a [[Vápnik|vápnika]] zaplavujú orbitál 4s, ktorý je súčasťou poslednej (štvrtej) vrstvy [[Elektrónový obal|elekrónového obalu]]. Potom nasleduje desať prvkov (od [[Skandium|skandia]] až po [[zinok]]), ktorého [[Elektrón|elektróny]] vstupujú do [[Orbitál|orbitálu]] 3d.
{| class="wikitable"
|+
! colspan="2" |Elektrónová
vrstva
!Typ
orbitálov
!Počet
orbitálov
!Maximálny
počet elektrónov

v orbitáloch
!Symbol
zaplnených

orbitálov
!Maximálny
počet elektrónov

vo vrstve
|-
|1
|K
|1s
|1
|2
|1s<sup>2</sup>
|2
|-
|2
|L
|2s
2p
|1
3
|2
6
|2s<sup>2</sup>
2p<sup>6</sup>
|8
|-
|3
|M
|3s
3p

3d
|1
3

5
|2
6

10
|3s<sup>2</sup>
3p<sup>6</sup>

3d<sup>10</sup>
|18
|-
|4
|N
|4s
4p

4d

4f
|1
3

5

7
|2
6

10

14
|4s<sup>2</sup>
4p<sup>6</sup>

3d<sup>10</sup>

4f<sup>14</sup>
|32
|}

== Orbitály ==
V skratke, je [[orbitál]] priestor, v ktorom sa vyskytuje [[elektrón]] v atóme. Poznáme 4 základne typy [[Orbitál|orbitálov]]:

=== Orbitál ''s'' ===
[[Orbitál]] s je najzákladnejší typ orbitálu. Vyskytuje sa vo všetkých elektrónových vrstvách vo všetkých prvkoch. Má guľovito symetrický tvar. Jeho polomer a energia narastájú s narastajúcim číslom elektrónovej vrstvy. Maximálne môže obsahovať 2 [[Elektrón|elektróny]]. Orbitál s má vedľajšie kvantové číslo 0.

=== Orbitál ''p'' ===
[[Orbitál]] p má tvar priestorovej osmičky. Začína sa vyskytovať sa od druhej sféry L, na prvej vrstve K sa tento [[orbitál]] nevyskytuje. Sú navzájom na seba kolmé a sú energeticky rovnocenné. V orbitále p sa môže vyskytovať najviac 6 [[Elektrónový obal|elektrónov]]. Vedľajšie [[kvantové číslo]] pre [[orbitál]] p je 1.

=== Orbitál ''d'' ===
[[Orbitál]] d sa začína nachádzať od tretej vrstvy M. Štyri majú tvar priestorového štvorlístka a jeden má tvar priestorovej osmičky s prstencom. Ako pri [[Orbitál|orbitály]] p sú [[Orbitál|orbitály]] v rovnakej vrstve energeticky rovnocenné. Môže sa v ňom nachádzať až 10 elektrónov.

=== Orbitál ''f'' ===
[[Orbitál]] f má priestorovo zložitejšie tvary. Začína sa od štvrtej vrstvy a na jednej sfére sú energeticky rovnako nabité.<ref>{{Citácia elektronického dokumentu|priezvisko=|meno=|autor=|odkaz na autora=|titul=ŠIS chémia - Učebné texty - Atóm a jeho zloženie|url=https://kekule.science.upjs.sk/chemia/ucebtext/atomzloz/priestor/index.htm|vydavateľ=kekule.science.upjs.sk|dátum vydania=|dátum aktualizácie=|dátum prístupu=2022-02-20|miesto=|jazyk=}}</ref>
{| class="wikitable"
|+
!Vrstva
!Označenie
orbitálu ''s''
!Označenie
orbitálu ''p''
!Označenie
orbitálu ''d''
!Označenie
orbitálu ''f''
|-
|K
|1s
|1''p''
|1''d''
|1''f''
|-
|L
|2s
|2''p''
|2''d''
|2''f''
|-
|M
|3s
|3''p''
|3''d''
|3''f''
|-
|N
|4s
|4''p''
|4''d''
|4''f''
|-
|O
|5s
|5''p''
|5''d''
|5''f''
|-
|P
|6s
|6''p''
|6''d''
|6''f''
|}
== Pravidlá zaplňovania orbitálov elektrónmi ==
Poznáme 3 pravidlá, ktoré opisujú, akým spôsobom je [[elektrónový obal]] zaplňaný elektrónmi:
=== '''Pauliho princíp''' ===
V každom [[Orbitál|orbitáli]] môžu byť najviac dva [[Elektrón|elektróny]], ktoré sa líšia spinovým [[Kvantové číslo|kvantovým číslom]].

=== Hundovo pravidlo ===
Orbitály s rovnakou energiou sa obsadzujú najskôr každý po jednom elektróne.

=== Výstavbový princíp ===
[[Orbitál|Orbitály]] s nižšou energiou sa zaplnia [[Elektrón|elektrónmi]] skôr ako [[Orbitál|orbitály]] s vyššou energiou. Energia [[Orbitál|orbitálu]] sa zvyšuje s rastúcou hodnotou súčtu hlavného (n) a vedľajšieho [[Kvantové číslo|kvantového čísla]] (l). Ak majú dva rôzne [[Orbitál|orbitály]] rovnaký súčet n + l, potom je rozhodujúca hodnota hlavného [[Kvantové číslo|kvantového čísla]]. [[Orbitál]], ktorého hodnota n je menšia, má nižšiu energiu, a preto sa zaplní [[Elektrón|elektrónmi]] rýchlejšie.
{| class="wikitable"
|+Tabuľka usporiadania orbitálov
|1s
|2s
|2p
|3s
|3p
|4s
|3d
|4p
|5s
|4d
|5p
|6s
|4f
|5d
|6p
|}

== Znázorňovanie orbitálov ==
[[Súbor:ZápisOrbitálu2.png|náhľad|350x350bod|Zápis orbitálu pomocou hlavného a vedľajšieho [[Kvantové číslo|kvantového čísla]]]]Znázorňovanie [[Orbitál|orbitálov]] pomocou priestorových tvarov je veľmi zdĺhavé a graficky náročné. Preto boli zavedené nasledujúce postupy:

=== '''Zápis orbitálu pomocou vedľajšieho a hlavného čísla''' ===
Jednotlivé [[Orbitál|orbitály]] je možné zapísať pomocou hlavného a vedľajšieho [[Kvantové číslo|kvantového čísla]]. Hlavné [[kvantové číslo]] sa zapisuje pomocou veľkého arabského čísla za ktorým nasleduje malé písmenko, ktoré opisuje typ [[Orbitál|orbitálu]] (s, p, d, f), určený je pomocou vedľajšieho [[Kvantové číslo|kvantového čísla]] l. Počet elektrónov v [[Orbitál|orbitáloch]] sa zapisuje pomocou exponentu.<ref>Aleš Mareček – Jaroslav Honza: Chemie pro čtyrletá gymnázia, Nakladatelství Olomouc 1988, ISBN 80-7182-055-5</ref>
{| class="wikitable"
|+
!typ orbitálu
|s
|p
|d
|f
|-
!vedlajšie kvantové číslo I
|0
|1
|2
|3
|}

=== Zápis orbitálu pomocou rámčekov ===
V znázorňovaní [[Orbitál|orbitálov]] pomocou rámčekov sa všetky [[Orbitál|orbitály]] znázorňujú rovnako veľkými rámčekmi.
[[Súbor:ZápisOrbitálovRámčeky.png|vľavo|500x500bod]]


{{Portál|Fyzika||Chémia}}
{{Fyzikálny výhonok}}


[[Kategória:Kvantová fyzika]]
[[Kategória:Kvantová fyzika]]
[[Kategória:Fyzikálna chémia]]
[[Kategória:Fyzikálna chémia]]
[[Kategória:Fyzika častíc]]
[[Kategória:Fyzika častíc]]
[[Kategória:Chémia]]
[[Kategória:Chemická fyzika]]





Jednotlivé elektróny sa znázorňujú pomocou šípiek:

Znázornenie 1 elektrónu sa značí 1 šípkou: [[Súbor:SipkaElektronovaKonfikuracia.png|30x30bod]]

Znázornenie 2 elektrónov sa značí dvom šípkami: [[Súbor:ŠipkyElektronovaKonfiguracia.png|30x30bod]]

== Externé odkazy ==
<references />

Verzia z 14:50, 20. február 2022

Štruktúra elektrónových vrstiev 1 až 3 pre viacelektrónové atómy

V atómovej fyzike a kvantovej chémii popisuje elektrónová konfigurácia rozmiestnenie elektrónov atómu, molekuly alebo inej fyzickej štruktúry v atómovom alebo molekulovom orbitáli. Napríklad, elektrónová konfigurácia neónového atómu je 1s² 2s² 2p⁶.

Kvantové čísla

Stav elektrónu v atóme opisujú štyri kvantové čísla. Prvé tri čísla sú celé a opisujú vlastnosti príslušného atómového orbitálu.

Kvantové číslo Značka Rozsah Popis
Hlavné kvantové číslo n len prirodzené čísla, 1 a viac určuje energiiu orbitálu, tiež popisuje vzdialenosť orbitálu od atomového jádra
Vedlejšie kvantové číslo l celočíselné, 0 až n−1 orbitálny moment hybnosti elektrónu, ktorým určuje tvar atomového orbitálu
Magnetické kvantové číslo m celočíselné, −l až +l magnetický moment hybnosti elektrónu, popisuje priestorovú orientáciu atomového orbitálu
Spinové kvantové číslo s +½ alebo −½ Spin je vnútorná vlastnosť elektrónu a je nezávislá na predchádzajúcich kvantových číslach, určuje "rotáciu" elektrónu

Periódy

Periodická tabuľka prvkov je rozdelená do vodorovných radov a zvyslích stĺpcov. Vodorovné rady sa nazývajú periódy. Periódy súvisia s polohou daného prvku v periodickej tabuľke a s jeho chemickými vlastnosťami. Poradové číslo periódy je totožné s hlavným kvantovým číslom poslednej obsadzovanej vrstvy. Poznáme základné 4 periódy:

Prvá perióda

Prvá perióda sa označuje písmenom K. V prvej perióde (n = 1) sa nachádzajú dva prvky  – vodík a hélium, pretože hlavnému kvantovému číslu n = 1 pripadá jediná hodnota vedľajšieho kvantového čísla l (l = 0). Z toho vyplýva, že prvá vrstva elektrónového obalu obsahuje iba jeden orbitál typu s. K jeho úplnému obsadeniu sú potrebné 2 elektróny.

Druhá perióda

Druhá perióda sa označuje veľkým písmenom L. Druhá perióda (n = 2) obsahuje celkovo osem prvkov. Tieto prvky majú úplne zaplnenú prvú vrstvu (2 elektróny v orbitály 1s). Ostavajúce elektróny a ich obaly sa nachádzajú v orbitáloch poslednej (v tomto prípade v druhej) vrstvy. Lítium a berýlium majú svoje elektróny v orbitále 2s, ostávajúcich šesť prvkov (B, C, N, O, F, Ne) doplňuje elektróny aj do orbitálu 2p, ktoré majú v porovnaní s orbitálom 2s vyššiu energiu.

Tretia perióda

Tretia perióda sa označuje veľkým písmenom M. Atómy prvku tretej periódy (n = 3) majú svoje elektróny v orbitáloch 1s, 2s, 2p, 3s a 3p. Najvyššiu energiu majú orbitály 3p, ktoré sú spoločné s orbitálami 3s súčasťou tretej vrstvy elektrónového obalu.

Štvrtá perióda

Štvrtá perióda sa označuje veľkým písmenom N. Vo štvrtej perióde (n = 4) je situácia zložitejšia. V predchádzajúcej kapitole sme si vysvetlili, že elektróny draslíku a vápnika zaplavujú orbitál 4s, ktorý je súčasťou poslednej (štvrtej) vrstvy elekrónového obalu. Potom nasleduje desať prvkov (od skandia až po zinok), ktorého elektróny vstupujú do orbitálu 3d.

Elektrónová

vrstva

Typ

orbitálov

Počet

orbitálov

Maximálny

počet elektrónov

v orbitáloch

Symbol

zaplnených

orbitálov

Maximálny

počet elektrónov

vo vrstve

1 K 1s 1 2 1s2 2
2 L 2s

2p

1

3

2

6

2s2

2p6

8
3 M 3s

3p

3d

1

3

5

2

6

10

3s2

3p6

3d10

18
4 N 4s

4p

4d

4f

1

3

5

7

2

6

10

14

4s2

4p6

3d10

4f14

32

Orbitály

V skratke, je orbitál priestor, v ktorom sa vyskytuje elektrón v atóme. Poznáme 4 základne typy orbitálov:

Orbitál s

Orbitál s je najzákladnejší typ orbitálu. Vyskytuje sa vo všetkých elektrónových vrstvách vo všetkých prvkoch. Má guľovito symetrický tvar. Jeho polomer a energia narastájú s narastajúcim číslom elektrónovej vrstvy. Maximálne môže obsahovať 2 elektróny. Orbitál s má vedľajšie kvantové číslo 0.

Orbitál p

Orbitál p má tvar priestorovej osmičky. Začína sa vyskytovať sa od druhej sféry L, na prvej vrstve K sa tento orbitál nevyskytuje. Sú navzájom na seba kolmé a sú energeticky rovnocenné. V orbitále p sa môže vyskytovať najviac 6 elektrónov. Vedľajšie kvantové číslo pre orbitál p je 1.

Orbitál d

Orbitál d sa začína nachádzať od tretej vrstvy M. Štyri majú tvar priestorového štvorlístka a jeden má tvar priestorovej osmičky s prstencom. Ako pri orbitály p sú orbitály v rovnakej vrstve energeticky rovnocenné. Môže sa v ňom nachádzať až 10 elektrónov.

Orbitál f

Orbitál f má priestorovo zložitejšie tvary. Začína sa od štvrtej vrstvy a na jednej sfére sú energeticky rovnako nabité.[1]

Vrstva Označenie

orbitálu s

Označenie

orbitálu p

Označenie

orbitálu d

Označenie

orbitálu f

K 1s 1p 1d 1f
L 2s 2p 2d 2f
M 3s 3p 3d 3f
N 4s 4p 4d 4f
O 5s 5p 5d 5f
P 6s 6p 6d 6f

Pravidlá zaplňovania orbitálov elektrónmi

Poznáme 3 pravidlá, ktoré opisujú, akým spôsobom je elektrónový obal zaplňaný elektrónmi:

Pauliho princíp

V každom orbitáli môžu byť najviac dva elektróny, ktoré sa líšia spinovým kvantovým číslom.

Hundovo pravidlo

Orbitály s rovnakou energiou sa obsadzujú najskôr každý po jednom elektróne.

Výstavbový princíp

Orbitály s nižšou energiou sa zaplnia elektrónmi skôr ako orbitály s vyššou energiou. Energia orbitálu sa zvyšuje s rastúcou hodnotou súčtu hlavného (n) a vedľajšieho kvantového čísla (l). Ak majú dva rôzne orbitály rovnaký súčet n + l, potom je rozhodujúca hodnota hlavného kvantového čísla. Orbitál, ktorého hodnota n je menšia, má nižšiu energiu, a preto sa zaplní elektrónmi rýchlejšie.

Tabuľka usporiadania orbitálov
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p

Znázorňovanie orbitálov

Zápis orbitálu pomocou hlavného a vedľajšieho kvantového čísla

Znázorňovanie orbitálov pomocou priestorových tvarov je veľmi zdĺhavé a graficky náročné. Preto boli zavedené nasledujúce postupy:

Zápis orbitálu pomocou vedľajšieho a hlavného čísla

Jednotlivé orbitály je možné zapísať pomocou hlavného a vedľajšieho kvantového čísla. Hlavné kvantové číslo sa zapisuje pomocou veľkého arabského čísla za ktorým nasleduje malé písmenko, ktoré opisuje typ orbitálu (s, p, d, f), určený je pomocou vedľajšieho kvantového čísla l. Počet elektrónov v orbitáloch sa zapisuje pomocou exponentu.[2]

typ orbitálu s p d f
vedlajšie kvantové číslo I 0 1 2 3

Zápis orbitálu pomocou rámčekov

V znázorňovaní orbitálov pomocou rámčekov sa všetky orbitály znázorňujú rovnako veľkými rámčekmi.



Jednotlivé elektróny sa znázorňujú pomocou šípiek:

Znázornenie 1 elektrónu sa značí 1 šípkou:

Znázornenie 2 elektrónov sa značí dvom šípkami:

Externé odkazy

  1. ↑ ŠIS chémia - Učebné texty - Atóm a jeho zloženie [online]. kekule.science.upjs.sk, [cit. 2022-02-20]. Dostupné online.
  2. ↑ Aleš Mareček – Jaroslav Honza: Chemie pro čtyrletá gymnázia, Nakladatelství Olomouc 1988, ISBN 80-7182-055-5
Zdroj: „https://sk.wikipedia.org/w/index.php?title=Elektrónová_konfigurácia&oldid=7322193“