Jak určím elektronovou konfiguraci atomů a iontů?
Z minulé kapitoly už víš, podle jakých pravidel elektrony „zaplňuji” orbitaly. Teď, když máš po ruce periodickou soustavu prvků, ti konečně můžu ukázat i to, jak zjistit elektronovou konfiguraci konkrétního atomu nebo iontu. Později zjistíš, že ji potřebuješ znát pro pochopení toho, jak fungují některé typy chemických vazeb.
Elektronová konfigurace atomů
Nejprve musíš vědět, kolik elektronů atom má. Odpověď na tuto otázku je jednoduchá - má přesně tolik elektronů, kolik má protonů. Buď se podívej na protonové číslo prvku nebo, pokud nemáš konkrétní čísla po ruce, ale PSP znáš nazpaměť - spočítej, na kolikátém místě v tabulce hledaný prvek je. Každý prvek před ním „přidává” jeden elektron. Počítá se po řádcích, zleva doprava.
Například vodík (_1\mathrm{H}) má pouze jediný elektron. Může proto obsazovat pouze ten nejnižší orbital: 1s. Ten navíc „pojme” až dva elektrony, proto bude zaplněný jen z poloviny. Konfiguraci vodíku zapíšeš takto:
Každé „okénko” označuje jeden orbital a každý orbital pojme maximálně dva elektrony. Helium (_2\mathrm{He}) je na druhém místě v tabulce, proto má 2 elektrony. Jeho zápis je takovýto:
Každý další prvek má vždy stejnou konfiguraci, jako ten před ním, jen přidáš jeden elektron. Co třeba kyslík (_8\mathrm{O}), který má 8 elektronů?
Ve chvíli, kdy se dostaneš k d-prvkům nebo dokonce f-prvkům, bude zápis už dost dlouhý. Toto je například elektronová konfigurace železa (_{26}\mathrm{Fe}) :
Vnitřní vrstvy elektronového obalu tě přitom nemusejí zajímat, protože nemají s chemickými vazbami nic společného. Připomínám, že každá vrstva začíná orbitalem s. Existuje jednodušší způsob, jak konfiguraci zapsat:
Tímto zápisem v podstatě říkáš: „Elektronová konfigurace prvních 18 elektronů je stejná, jakou má argon, a zbývajících 8 elektronů vypadá takto”. Tento trik můžeš vždy použít s nejbližším vzácným plynem, který je lehčí než prvek, jehož konfiguraci hledáš. Vzácné plyny totiž mají všechny elektronové vrstvy zcela obsazené.
Ale aby to nebylo příliš jednoduché, existují některé prvky, které své elektrony uspořádávají poněkud nepravidelně. Jsou to tyto:
Například elektronová konfigurace zlata ({ }_{79}\mathrm{Au}) by logicky měla vypadat následovně:
\text { Au: }[\mathrm{Xe}] 6 \mathrm{~s}^{2} 5 \mathrm{~d}^{9}
Ale ve skutečnosti vypadá takto:
\mathrm{Au}:[\mathrm{Xe}] 6 \mathrm{~s}^{1} 5 \mathrm{~d}^{10}
To proto, že pro tyto prvky je zkrátka energeticky výhodnější mít více elektronů v d-orbitalu, který je buď z poloviny ( 5 elektronů) nebo úplně zaplněný (10 elektronů), než v s-orbitalu. Vyplývá to z Hundova pravidla - pro elektrony je energeticky výhodnější, když mají všechny stejný spin. S tím se nedá nic dělat a tyto výjimky si musíš pamatovat. Takže pokud tyto prvky mohou „vycucnout” nějaké elektrony z s-orbitalu tak, aby jejich konfigurace byla n \mathrm{~d}^{5} nebo n \mathrm{~d}^{10}, pravděpodobně to udělají.