Jak určím elektronovou konfiguraci atomů?
Nejprve musíš vědět, kolik elektronů atom má. Odpověď na tuto otázku je jednoduchá - má přesně tolik elektronů, kolik má protonů.
Například vodík \left({ }_{1} \mathrm{H}\right) má pouze jediný elektron. Může proto obsazovat pouze ten nejnižší orbital: 1 \mathrm{~s}. Ten navíc "pojme" až dva elektrony, proto bude zaplněný jen z poloviny. Helium \left({ }_{2} \mathrm{He}\right.) je na druhém místě v tabulce, proto má dva elektrony. Jejich konfigurace zapíšeš takto:
Můžeš takto pokračovat dál s tím, že každý další prvek má vždy stejnou konfiguraci, jako ten před ním, jen přidáš jeden elektron. Ve chvíli, kdy se dostaneš k d-prvkům nebo dokonce f-prvkům, bude zápis už dost dlouhý. Toto je například elektronová konfigurace železa \left({ }_{26} \mathrm{Fe}\right):
Existuje však jednodušší způsob, jak konfiguraci zapsat:
Tímto zápisem v podstatě říkáš: „Elektronová konfigurace prvních osmnácti elektronů je stejná, jakou má argon, a zbývajících osm elektronů ve valenční vrstvě 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.
Výhoda je také v tom, že konfiguraci valenční vrstvy můžeš lehce přečíst z periodické tabulky. Hlavní kvantová čísla totiž odpovídají číslu periody (u d-orbitalů jsou o jedna menší a u f-orbitalů dokonce o dva) a podle vedlejšího kvantového čísla se zase jmenují jednotlivé části tabulky: s-blok, p-blok, d-blok a f-blok. Když se tedy prvek nachází v d-bloku, bude jeho nejvyšší zaplněný orbital právě orbital d. Kolik elektronů bude valenční vrstva obsahovat, ti řekne číslo skupiny, ve které se daný prvek nachází.
Celá tabulka je vlastně uspořádaná podle toho, jak se postupně zaplňuji jednotlivé orbitaly. Takže například ve čtvrté periodě se nejdříve bude zaplňovat orbital 4s(K,Ca), u skandia už se do něj žádný další elektron nevejde, takže se začne plnit orbital 3d, a tak to bude postupovat až na konec periody.
Až budeš příště psát elektronovou konfiguraci železa, stačí ti vědět, že je v d-bloku, v osmé skupině a ve čtvrté periodě. Jeho nejvyšší orbital tedy bude 3 \mathrm{~d}. Před ním se ale musí nejdřív zaplnit orbital 4 \mathrm{~s}. Do něj se vejdou dva elektrony a na orbital 3 d jich tak zbývá šest. To odpovídá i tomu, že železo je v d-bloku šesté zleva. Teď už jen stačí doplnit nejbližší předchozí vzácný plyn a konfigurace je hotová.
Ale aby to nebylo příliš jednoduché, existuji některé prvky, které své elektrony uspořádávají poněkud nepravidelně. Například elektronové konfigurace zlata \left({ }_{79} \mathrm{Au}\right) a chromu \left({ }_{24} \mathrm{Cr}\right) by logicky měly vypadat následovně:
{ }_{79} \mathrm{Au}:[\mathrm{Xe}] 6 \mathrm{~s}^{2} 5 \mathrm{~d}^{9} \quad{ }_{24} \mathrm{Cr}:[\mathrm{Ar}] 4 \mathrm{~s}^{2} 3 \mathrm{~d}^{4}
Ale ve skutečnosti vypadají takto:
{ }_{79} \mathrm{Au}:[\mathrm{Xe}] 6 \mathrm{~s}^{1} 5 \mathrm{~d}^{10} \quad{ }_{24} \mathrm{Cr}:[\mathrm{Ar}] 4 \mathrm{~s}^{1} 3 \mathrm{~d}^{5}
To proto, že pro prvky je zkrátka energeticky výhodnější mít více elektronů v d-orbitalu, který je buď z poloviny (pět elektronů) nebo úplně (deset elektronů) zaplněný, než v s-orbitalu. Takže pokud tyto prvky mohou „vycucnout” nějaké elektrony z s-orbitalu tak, aby jejich konfigurace byla { }nd^5 nebo n{ }d^{10}, udělají to.