Čeština
Matematika
Angličtina
Informatika
Biologie
Němčina
Umíme to
Zeměpis
Dějepis
Fyzika
ZSV
Obecná chemie
Periodická tabulka prvků
Anorganická chemie
Organická chemie
Biochemie
Chemie v praxi
Rozhodovačka
Otázky
Slepé mapy
Pexeso
Přesouvání
Rozřazovačka
Poznávačka
Krok po kroku
Vpisování
Porozumění
Doplňování textu
Pojmy ve větách
Označování
Situace
Týmovka
Závody
Odkrývačka
Můj účet
Odhlásit seVýpis souhrnů
Elektronová konfigurace, kvantová čísla
Prohlížíte si souhrny informací k určitým tématům. Systémy Umíme se zaměřují hlavně na jejich procvičování. Ke cvičením k jednotlivým podtématům se dostanete pomocí odkazů níže.
Podtémata
Elektronová konfigurace, kvantová čísla
Chemické vlastnosti určitého prvku jsou ovlivněny zejména stavbou elektronového obalu jeho atomů.
Elektrony, orbitaly
Elektrony mají dle kvantově mechanického modelu charakter vlny i částice (to se označuje jako dualismus). Nelze např. současně určit jejich polohu a hybnost, lze určit jen pravděpodobnost, s níž se budou vyskytovat v určitém prostoru. Oblast s určitou pravděpodobností výskytu elektronu (obvykle >95 %) se nazývá orbital.
Kvantová čísla
Stav elektronu lze popsat pomocí kvantových čísel:
- Hlavní kvantové číslo (n) je přirozené číslo. Souvisí s energií elektronů a velikostí orbitalů (čím větší n, tím se elektrony mohou nacházet dále od jádra).
- Vedlejší kvantové číslo (l) udává typ orbitalu, spočítá se dle vztahu l = n - 1. Podle vedlejšího kvantového čísla se orbitaly označují písmeny: 0 = s, 1 = p, 2 = d, 3 = f.
Tvary orbitalů, souvislosti
- Orbitaly s mají tvar koule. Orbitaly p se podobají dvěma lalokům. Tvary orbitalů d a f jsou komplexnější.
- Orbital d obsazují přechodné kovy, orbital f vnitřně přechodné kovy (lanthanoidy, aktinoidy). Prvky obsazující orbital g zatím nebyly objeveny.
- Magnetické kvantové číslo (m) udává prostorovou orientaci orbitalu, nabývá celočíselných hodnot od -l do l (včetně 0). Počet magnetických kvantových čísel pro určité vedlejší kvantové číslo souvisí s počtem případných degenerovaných orbitalů (orbitaly, které mají při stejné energii různou prostorovou orientaci).
Příklad: magnetické kvantové číslo
Pokud je vedlejší kvantové číslo l = 1 (typ orbitalu p) jsou magnetická kvantová čísla m = -1; 0; 1: \boxed{\phantom{\uparrow \downarrow} }\,\boxed{\phantom{\uparrow \downarrow} }\,\boxed{\phantom{\uparrow \downarrow} }. Typ orbitalu p se tedy rozděluje na tři degenerované orbitaly s různou prostorovou orientací.
- Spinové kvantové číslo (s) charakterizuje spin elektronu, nabývá hodnoty \frac{1}{2} či - \frac{1}{2}. V grafickém znázornění šipka značí elektron, spin se vyjadřuje směrem šipky (např. \boxed{\uparrow \downarrow }).
Valenční elektrony
Za chemické vlastnosti atomů zodpovídají zejména valenční elektrony, ty se nacházejí v orbitalech s nejvyšším hlavním kvantovým číslem (u přechodných kovů i s druhým nejvyšším). Mohou tedy být nejdále od jádra a mají nejvyšší energii.
Částice nepřechodných prvků jsou obvykle stabilní, když jejich valenční vrstva odpovídá valenční vrstvě vzácného plynu (neboli obsahuje nejčastěji 8 elektronů = oktet). To je důvodem, proč některé prvky ochotně tvoří ionty (např. \mathrm{O^{2-}}, \mathrm{F^{-}}, \mathrm{Na^{+}}, \mathrm{Mg^{2+}} mají 8 valenčních elektronů jako neon).
Elektronová konfigurace
Elektronová konfigurace popisuje uspořádání elektronů v orbitalech. U zkráceného textového zápisu se zahrnuje předchozí vzácný plyn, explicitně jsou tedy vypsány jen valenční elektrony:
| Prvek | Schematický zápis (šipka = elektron) | Textový zápis | Zkrácený textový zápis |
|---|---|---|---|
| lithium (\mathrm{Li}) | \mathrm{1s}\,\boxed{\uparrow\downarrow}\;\mathrm{2s}\,\boxed{\uparrow\ } | \mathrm{1s^2}\,\mathrm{2s^1} | \mathrm{[He]}\,\mathrm{2s^1} |
| hořčík (\mathrm{Mg}) | \mathrm{1s}\,\boxed{\uparrow\downarrow}\;\mathrm{2s}\,\boxed{\uparrow\downarrow}\;\mathrm{2p}\,\boxed{\uparrow \downarrow}\,\boxed{\uparrow \downarrow}\,\boxed{\uparrow \downarrow}\;\mathrm{3s}\,\boxed{\uparrow \downarrow } | \mathrm{1s^2}\,\mathrm{2s^2}\,\mathrm{2p^6}\,\mathrm{3s^2} | \mathrm{[Ne]}\,\mathrm{3s^2} |
V rámci elektronové konfigurace platí:
- Pauliho princip výlučnosti – V atomu není více elektronů, které by měly všechna kvantová čísla stejná. V jednom orbitalu mohou být nanejvýš dva elektrony lišící se spinovým číslem (např. \boxed{\uparrow \downarrow }).
- Hundovo pravidlo – Degenerované orbitaly (orbitaly se stejnou energií) se nejprve zaplňují vždy nejprve jedním elektronem, pak až dvěma. Příklad na orbitalu p se 3 elektrony: \boxed{\uparrow\ }\,\boxed{\uparrow\ }\,\boxed{\uparrow\ }, se 4 elektrony: \boxed{\uparrow\downarrow}\,\boxed{\uparrow\ }\,\boxed{\uparrow\ }.
- výstavbový princip – Orbitaly s nižší energií se zaplňují dříve než orbitaly s vyšší energií (1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s…).
Excitovaný stav
Při excitaci atomu elektron či elektrony přijmou energii a dostávají se do orbitalu s vyšší energií (poruší výstavbový princip). Níže je příklad elektronové konfigurace atomu \mathrm{C} a excitovaného atomu \mathrm{C}. \mathrm{C\!: 1s\,\boxed{\uparrow\downarrow}\;2s\,\boxed{\uparrow\downarrow}\;2p\,\boxed{\uparrow\ }\,\boxed{\uparrow\ }\,\boxed{\phantom{\uparrow}\ }}
\mathrm{C^*\!: 1s\,\boxed{\uparrow\downarrow}\;2s\,\boxed{\uparrow\ }\;2p\,\boxed{\uparrow\ }\,\boxed{\uparrow\ }\,\boxed{\uparrow\ }}
Nahoru
