Přejít na cvičení:
Pexeso
Přejít na téma:
Elektronová konfigurace, kvantová čísla
Zobrazit na celou obrazovku
Zobrazit shrnutí tématu
T3N
Sdílet

QR kód

QR kód lze naskenovat např. mobilním telefonem a tak se dostat přímo k danému cvičení nebo sadě příkladů.

Kód / krátká adresa

Tříznakový kód lze napsat do vyhledávacího řádku, také je součástí zkrácené adresy.

Zkopírujte kliknutím.

T3N
umime.to/T3N

umime.to/T3N

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 dualizmus). 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

příklad orbitalu s
a – příklad orbitalu s
příklad orbitalu p
b – příklad orbitalu p
příklady orbitalů d
c – příklady orbitalů d
příklady orbitalů f
d – příklady orbitalů f
  • 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), v grafickém znázornění např. l = 1\;(\mathrm{p}) \Rightarrow m = -1, 0, 1: \boxed{\phantom{\uparrow \downarrow} }\,\boxed{\phantom{\uparrow \downarrow} }\,\boxed{\phantom{\uparrow \downarrow} }
  • 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\ }}

Zavřít

Elektronová konfigurace, kvantová čísla (těžké)

Bez chyby





Velikost kartiček: malá | střední | velká

Vyřešeno:



NAPIŠTE NÁM

Děkujeme za vaši zprávu, byla úspěšně odeslána.

Napište nám

Nevíte si rady?

Nejprve se prosím podívejte na časté dotazy:

Čeho se zpráva týká?

Vzkaz Obsah Ovládání Přihlášení Licence