Orbitale, liczby kwantowe i konfiguracja - To jest chemia 1 (ZR)

1.Zasada nieoznaczoności Heisenberga

Nie jest możliwe jednoczesne dokładne wyznaczenie położenia i pędu cząstki, np. elektronu w atomie (pęd to iloczyn masy i prędkości). Nie da się więc podać toru elektronu - można jedynie rozpatrywać prawdopodobieństwo znalezienia go w danym obszarze wokół jądra.

2.Chmura elektronowa

Obszar wokół jądra atomowego, w którym rozpatruje się prawdopodobieństwo znalezienia elektronu. Jest gęstsza tam, gdzie to prawdopodobieństwo jest większe, i nie ma wyraźnej granicy - im dalej od jądra, tym prawdopodobieństwo mniejsze. Elektron ma też właściwości falowe, więc nie krąży po ustalonej orbicie.

3.Orbital atomowy

Funkcja falowa $\psi$ opisująca stany energetyczny i przestrzenny elektronu w atomie lub jonie. Kwadrat tej funkcji określa prawdopodobieństwo znalezienia elektronu w danym obszarze wokół jądra. Orbitale opisują elektrony zarówno w trwałym stanie podstawowym (najniższa energia), jak i w nietrwałym stanie wzbudzonym.

4.Skwantowanie energii elektronów

Orbitale atomowe odpowiadają określonym stanom (poziomom) energetycznym elektronów, a elektrony mogą przyjmować energię tylko w określonych porcjach - kwantach. Stan (poziom) energetyczny to wartość energii, jaką może przyjmować dana cząstka, np. elektron lub atom.

5.Kształt i kontur orbitalu atomowego

Kształt przestrzeni orbitalnej pokazuje przestrzenny rozkład prawdopodobieństwa znalezienia elektronu opisanego danym orbitalem. Kontur orbitalu obejmuje przestrzeń, w której to prawdopodobieństwo jest największe. Im wyższa główna liczba kwantowa $n$, tym większa i bardziej złożona jest przestrzeń ograniczona konturem.

6.Typy orbitali atomowych

Ze względu na stan energetyczny elektronów wyróżnia się cztery typy orbitali: $s$, $p$, $d$ i $f$. W danej powłoce najniższą energię ma orbital $s$, wyższą - orbitale $p$, a jeszcze wyższą - orbitale $d$. Orbitale jednego typu z tej samej powłoki są równocenne energetycznie.

7.Orbital atomowy typu s

Ma kształt kuli (jest sferyczny) i odpowiada najniższemu poziomowi energetycznemu elektronu danej powłoki. Promień orbitalu $s$ rośnie wraz z wartością głównej liczby kwantowej $n$: orbital $3s$ jest większy niż $2s$, a $2s$ - większy niż $1s$.

8.Orbitale atomowe typu p

Występują jako trzy orbitale $p_x$, $p_y$ i $p_z$ w kształcie ósemek ułożonych wzdłuż osi układu współrzędnych. Mają wyższą energię niż orbital $s$ tej samej powłoki. Orbitale $p$ danej powłoki są równocenne energetycznie, a prawdopodobieństwo znalezienia elektronu w każdym z nich jest jednakowe.

9.Orbitale atomowe typu d

Występują jako pięć orbitali: $d_{xy}$, $d_{xz}$, $d_{yz}$, $d_{x^2-y^2}$ i $d_{z^2}$, o kształtach znacznie bardziej skomplikowanych niż orbitale $s$ i $p$. Mają wyższą energię niż orbitale $s$ i $p$ tej samej powłoki, a orbitale $d$ jednej powłoki są równocenne energetycznie.

10.Liczby kwantowe

Liczby charakteryzujące stan elektronu w atomie lub jonie. Stan kwantowy elektronu opisują cztery z nich: główna $n$, poboczna (orbitalna) $l$, magnetyczna $m$ i magnetyczna spinowa $m_s$. Spinowa liczba kwantowa $s$ jest jednakowa dla wszystkich elektronów.

11.Główna liczba kwantowa $n$

Określa energię elektronu w atomie i przyjmuje wartości kolejnych liczb naturalnych: $n = 1, 2, 3, 4, \ldots$ Stany kwantowe o tej samej wartości $n$ tworzą powłokę elektronową. Powłoki oznacza się kolejno literami $K$, $L$, $M$, $N$, $O$, $P$, $Q$.

12.Powłoka elektronowa

Zbiór elektronów jednego atomu, które mają taką samą główną liczbę kwantową $n$. Najbliżej jądra leży powłoka $K$ ($n = 1$) i jest zapełniana jako pierwsza, a kolejne powłoki - zgodnie ze wzrostem energii.

13.Poboczna (orbitalna) liczba kwantowa $l$

Określa kształt orbitali atomowych i przyjmuje wartości całkowite od 0 do $n - 1$: $0 \le l \le (n - 1)$. Wartościom $l = 0, 1, 2, 3$ odpowiadają podpowłoki oznaczane literami $s$, $p$, $d$, $f$.

14.Podpowłoka elektronowa

Zbiór orbitali atomowych jednego typu należący do danej powłoki, czyli stany kwantowe o tych samych wartościach $n$ i $l$. Powłoka o numerze $n$ ma $n$ podpowłok, np. $K$ - tylko $1s$, $L$ - $2s$ i $2p$, $M$ - $3s$, $3p$ i $3d$.

15.Magnetyczna liczba kwantowa $m$

Określa liczbę poziomów orbitalnych, związanych z ułożeniem orbitali w przestrzeni pod wpływem zewnętrznego pola magnetycznego. Przyjmuje wartości całkowite $-l \le m \le l$: dla $l = 0$ tylko $m = 0$, dla $l = 1$: $m = -1, 0, 1$, a dla $l = 2$: $m = -2, -1, 0, 1, 2$.

16.Poziom orbitalny (orbital)

Stan kwantowy o takich samych wartościach liczb $n$, $l$ i $m$. Liczba poziomów orbitalnych w podpowłoce jest równa liczbie możliwych wartości $m$: podpowłoka $s$ ma 1 poziom orbitalny, $p$ - 3, a $d$ - 5.

17.Spin i magnetyczna spinowa liczba kwantowa $m_s$

Spin to wielkość fizyczna charakteryzująca właściwości magnetyczne elektronu. Liczba $m_s$ określa przestrzenną orientację wektora spinu, czyli kierunek obrotu elektronu wokół własnej osi w polu magnetycznym. Przyjmuje dwie wartości: $\frac{1}{2}$ lub $-\frac{1}{2}$.

18.Spinowa liczba kwantowa $s$

Określa wartość spinu; jest stała dla wszystkich elektronów i wynosi $\frac{1}{2}$. Nie odróżnia więc elektronów od siebie, dlatego do opisu stanu kwantowego elektronu wystarczą cztery liczby: $n$, $l$, $m$ i $m_s$.

19.Stan kwantowy elektronu

Stan energetyczny elektronu opisany za pomocą czterech liczb kwantowych: $n$, $l$, $m$ i $m_s$. Stany o tym samym $n$ tworzą powłokę, o tych samych $n$ i $l$ - podpowłokę, a o tych samych $n$, $l$ i $m$ - poziom orbitalny.

20.Zakaz Pauliego

W atomie lub jonie nie mogą istnieć dwa elektrony o identycznych stanach kwantowych, czyli o tych samych wartościach czterech liczb kwantowych $n$, $l$, $m$ i $m_s$. Elektrony muszą się różnić przynajmniej jedną z tych liczb.

21.Maksymalna liczba elektronów w powłoce

Jest równa liczbie stanów kwantowych powłoki i wynosi $2n^2$, gdzie $n$ to główna liczba kwantowa (numer powłoki licząc od jądra). Powłoka $K$ mieści 2 elektrony, $L$ - 8, $M$ - 18, $N$ - 32, a $O$ - 50. Jako pierwsza zapełnia się powłoka najbliższa jądra.

22.Ustalanie liczby stanów kwantowych powłoki

Dla danego $n$ wyznacza się wartości $l$ ($0 \le l \le n - 1$), dla każdego $l$ - wartości $m$ ($-l \le m \le l$), a każdemu poziomowi orbitalnemu przypisuje się dwie wartości $m_s$. Liczba otrzymanych kompletów to liczba stanów kwantowych, równa $2n^2$.

23.Liczba orbitali i elektronów w podpowłokach

Każdy orbital atomowy może opisywać najwyżej 2 elektrony. Podpowłoka $s$ (1 orbital) mieści więc 2 elektrony, $p$ (3 orbitale) - 6, a $d$ (5 orbitali) - 10. Np. powłoka $M$ ma jeden orbital $s$, trzy $p$ i pięć $d$, czyli mieści $2 + 6 + 10 = 18$ elektronów.

24.Elektrony sparowane i niesparowane

Elektrony sparowane to dwa elektrony jednego poziomu orbitalnego o takiej samej energii i przeciwnych orientacjach spinów ($m_s = \frac{1}{2}$ i $m_s = -\frac{1}{2}$); w schemacie klatkowym $\boxed{\uparrow\downarrow}$. Elektron niesparowany zajmuje poziom orbitalny sam: $\boxed{\uparrow}$ lub $\boxed{\downarrow}$.

25.Konfiguracja elektronowa

Rozmieszczenie elektronów w powłokach i podpowłokach atomu lub jonu. Pozwala przewidywać właściwości pierwiastka, np. aktywność chemiczną i zdolność tworzenia wiązań określonego typu. Do jej zapisania trzeba znać liczbę elektronów, liczbę powłok, liczbę zapełnionych podpowłok oraz liczbę elektronów w każdej powłoce i podpowłoce.

26.Podpowłokowy zapis konfiguracji $nl^a$

Przed literą podpowłoki zapisuje się numer powłoki $n$ (główną liczbę kwantową), litera $s$, $p$, $d$ lub $f$ odpowiada pobocznej liczbie kwantowej $l$, a indeks górny $a$ to liczba elektronów w tej podpowłoce. Np. $3p^4$ (czyt. trzy pe cztery) oznacza 4 elektrony w podpowłoce $3p$.

27.Kolejność zapełniania podpowłok elektronowych

Elektrony zajmują podpowłoki w takiej kolejności, w jakiej wzrasta ich energia, czyli od podpowłoki o najniższej energii: $1s \to 2s \to 2p \to 3s \to 3p \to 4s \to 3d \to 4p \to 5s \to 4d \to 5p$. Po zapełnieniu podpowłok do $2p$ włącznie atom ma łącznie 10 elektronów, do $3p$ - 18, do $4p$ - 36, a do $5p$ - 54.

28.Kolejność zapełniania podpowłok powyżej 20 elektronów

Do 20 elektronów zapełniane są kolejno podpowłoki $s$ i $p$ kolejnych powłok. Przy większej liczbie elektronów kolejność według wzrastającej $n$ nie zawsze jest zachowana: oddziaływania elektronów zmieniają kolejność energetyczną podpowłok, np. podpowłoka $4s$ ma niższą energię niż $3d$ i zapełnia się przed nią. Czasem połowiczne lub całkowite zapełnienie podpowłoki o wyższej energii jest dla atomu korzystniejsze i następuje przed całkowitym zapełnieniem podpowłoki o niższej energii.

29.Schemat klatkowy (zapis graficzny konfiguracji)

Jedna klatka oznacza jeden poziom orbitalny (jedną wartość $m$): podpowłoka $s$ to jedna klatka, $p$ - trzy połączone klatki, a $d$ - pięć. Strzałki w klatkach to elektrony, a ich przeciwne zwroty oznaczają różne wartości $m_s$. Z tego zapisu można odczytać najwięcej informacji o rozmieszczeniu elektronów.

30.Reguła Hunda

Atom w stanie podstawowym ma możliwie największą liczbę elektronów niesparowanych. Pary w podpowłoce tworzą się dopiero po zajęciu wszystkich jej poziomów orbitalnych przez pojedyncze elektrony, np. $p^3$: $\boxed{\uparrow}\boxed{\uparrow}\boxed{\uparrow}$, a $d^7$: $\boxed{\uparrow\downarrow}\boxed{\uparrow\downarrow}\boxed{\uparrow}\boxed{\uparrow}\boxed{\uparrow}$.

31.Zapis powłokowy a podpowłokowy

Zapis powłokowy podaje tylko liczbę elektronów w kolejnych powłokach, a podpowłokowy pokazuje też ich rozmieszczenie w podpowłokach. Np. atom magnezu ($Z = 12$): $K^2L^8M^2$ oraz $1s^2 2s^2 2p^6 3s^2$.

32.Skrócony zapis konfiguracji elektronowej

Konfigurację helowca, który poprzedza dany pierwiastek w układzie okresowym, zastępuje się symbolem tego helowca w nawiasie kwadratowym. Np. chlor: $1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^5$, czyli $[\mathrm{Ne}]\,3s^2 3p^5$. Zapis skrócony stosuje się w zapisie podpowłokowym i w schemacie klatkowym.

33.Konfiguracje atomów od $Z = 21$ do $Z = 38$

Po zapełnieniu podpowłoki $4s$ elektrony uzupełniają $3d$ (do 10 elektronów), potem $4p$, a następnie $5s$. Np. tytan ($Z = 22$): $[\mathrm{Ar}]\,4s^2 3d^2$, german ($Z = 32$): $[\mathrm{Ar}]\,4s^2 3d^{10} 4p^2$, stront ($Z = 38$): $[\mathrm{Kr}]\,5s^2$. Od tej kolejności są nieliczne wyjątki, gdy korzystniejsze jest połowiczne lub całkowite zapełnienie podpowłoki $3d$.

34.Konfiguracja elektronowa anionu

Anion ma o tyle elektronów więcej od atomu, ile wynosi jego ładunek, a dodatkowe elektrony uzupełniają kolejne podpowłoki. Np. $\ce{Cl-}$ ma $17 + 1 = 18$ elektronów: $1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^6$ - tyle samo co argon, więc zapis skrócony to $[\mathrm{Ar}]$.

35.Konfiguracja elektronowa kationu

Kation ma o tyle elektronów mniej od atomu, ile wynosi jego ładunek; ubywa elektronów z ostatniej, zewnętrznej powłoki. Np. $\ce{Mg^2+}$ ma $12 - 2 = 10$ elektronów: $1s^2 2s^2 2p^6$ - tyle samo co neon, więc zapis skrócony to $[\mathrm{Ne}]$.

36.Elektrony walencyjne i rdzeń atomowy w konfiguracji

Elektrony walencyjne atomów pierwiastków grup 1.-2. i 13.-18. to elektrony ostatniej powłoki (o największym $n$), najsłabiej związane z jądrem; uczestniczą w tworzeniu wiązań. Jądro z pozostałymi elektronami to rdzeń atomowy, który nie bierze udziału w reakcjach. Np. w krzemie $[\mathrm{Ne}]\,3s^2 3p^2$ elektrony walencyjne to $3s^2 3p^2$.