Konfiguracje elektronowe do $Z=20$

Konfiguracja elektronowa to zapis rozmieszczenia elektronów w atomie lub jonie. Punktem wyjścia jest liczba atomowa $Z$, czyli liczba protonów w jądrze. W atomie obojętnym liczba elektronów jest taka sama jak liczba protonów, więc atom o $Z=12$ ma 12 elektronów.

Elektrony zajmują powłoki elektronowe, oznaczane numerami $1, 2, 3, 4$ albo literami K, L, M, N. Każda powłoka może być podzielona na podpowłoki, czyli obszary o różnej energii. W zakresie do $Z=20$ używa się głównie podpowłok $s$ i $p$.

Zapis konfiguracji ma postać, np. $1s^2 2s^2 2p^4$. Liczba przed literą oznacza numer powłoki, litera oznacza typ podpowłoki, a wykładnik mówi, ile elektronów znajduje się na tej podpowłoce.

Na tym poziomie nauki najważniejsze są podpowłoki $s$ i $p$. Podpowłoka $s$ mieści maksymalnie 2 elektrony, a podpowłoka $p$ maksymalnie 6 elektronów. Dlatego można spotkać zapisy od $s^1$ do $s^2$ oraz od $p^1$ do $p^6$.

Dla pierwiastków od wodoru do wapnia obowiązuje kolejność zapełniania:

• $1s$
• $2s$
• $2p$
• $3s$
• $3p$
• $4s$

To oznacza, że po całkowitym zapełnieniu $3p$ następne elektrony trafiają na $4s$. Dzięki temu potas ma konfigurację $[Ar]4s^1$, a wapń $[Ar]4s^2$.

Aby zapisać konfigurację atomu, trzeba znać liczbę elektronów i rozdzielać je zgodnie z kolejnością zapełniania podpowłok. Przykładowo tlen ma $Z=8$, więc ma 8 elektronów: $1s^2 2s^2 2p^4$. Sód ma $Z=11$: $1s^2 2s^2 2p^6 3s^1$.

W praktyce warto sprawdzać, czy suma wykładników się zgadza. Dla chloru zapis $1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^5$ daje $2+2+6+2+5=17$, więc odpowiada atomowi o $Z=17$.

Można też stosować konfigurację skróconą z użyciem gazu szlachetnego. Zamiast pisać cały rdzeń elektronowy, zastępuje się go nawiasem kwadratowym, np. magnez: $[Ne]3s^2$, glin: $[Ne]3s^2 3p^1$, wapń: $[Ar]4s^2$.

W przypadku jonów najpierw ustala się liczbę elektronów po oddaniu lub przyjęciu elektronów. Kation ma mniej elektronów niż atom obojętny, a anion ma ich więcej.

Przykłady:

• atom sodu: $1s^2 2s^2 2p^6 3s^1$, więc jon $Na^+$ po oddaniu jednego elektronu ma $1s^2 2s^2 2p^6$
• atom magnezu: $[Ne]3s^2$, więc jon $Mg^{2+}$ ma konfigurację $[Ne]$
• atom chloru: $[Ne]3s^2 3p^5$, więc jon $Cl^-$ ma $[Ne]3s^2 3p^6$
• atom siarki: $[Ne]3s^2 3p^4$, więc jon $S^{2-}$ ma $[Ar]$

Przy tworzeniu prostych jonów elektronów nie dodaje się ani nie usuwa „losowo”, tylko zmienia się liczbę elektronów względem atomu. Dla pierwiastków do $Z=20$ elektrony oddawane przez kationy pochodzą zwykle z najbardziej zewnętrznej powłoki.

Wiele jonów ma taką samą konfigurację jak gaz szlachetny. Takie układy nazywa się izoelektronowymi.

Końcowa część konfiguracji pomaga odczytać położenie pierwiastka w układzie okresowym. Jeśli ostatni elektron trafia na podpowłokę $s$, pierwiastek należy do bloku $s$. Jeśli trafia na podpowłokę $p$, należy do bloku $p$.

Przykłady:

• lit: $[He]2s^1$ — blok $s$
• magnez: $[Ne]3s^2$ — blok $s$
• glin: $[Ne]3s^2 3p^1$ — blok $p$
• chlor: $[Ne]3s^2 3p^5$ — blok $p$

W pierwiastkach grup głównych liczba elektronów walencyjnych często odpowiada właściwościom chemicznym. Sód z konfiguracją końcową $3s^1$ łatwo oddaje 1 elektron, a chlor z końcówką $3p^5$ łatwo przyjmuje 1 elektron.

Z konfiguracji można też wyznaczyć okres: najwyższy numer zajętej powłoki mówi, w którym okresie leży pierwiastek. Na przykład wapń ma elektrony na powłoce $4$, więc leży w 4. okresie.