Konfiguracje elektronów

Konfiguracja elektronowa atomu reprezentuje rozkład elektronów wśród jego orbitali atomowych. Zasada wykluczenia Pauliego, reguła maksymalnej wielokrotności Hunda i zasada Aufbau mogą być rozszerzone tak, aby przewidywać konfigurację elektronową dowolnego pierwiastka.

Zasada Aufbau mówi, że w stanie podstawowym orbitale atomowe wypełniają rosnący porządek energii. Względne energie orbitali atomowych są racjonalizowane przez oddziaływania kulombowskie, efekt ekranowania i penetrację orbity.

Rozważmy konfigurację elektronową węgla – pierwiastka o liczbie atomowej sześć, a zatem obojętnego z sześcioma elektronami. Orbital 1s, który ma najniższą energię, jest wypełniany jako pierwszy.

Zgodnie z zasadą wykluczenia Pauliego, żadne dwa elektrony w atomie nie mogą mieć tego samego zestawu czterech liczb kwantowych. Ponieważ elektrony na tej samej orbicie mają te same główne, azymutalne i magnetyczne liczby kwantowe, muszą mieć różne spinowe liczby kwantowe.

Ponieważ liczba kwantowa spinu ma tylko dwie możliwe wartości, orbital może pomieścić tylko dwa elektrony o przeciwnych spinach.

Chociaż energia wzrasta wraz z liczbą powłoki, większa penetracja orbitali s obniża energię orbitali s w stosunku do orbitali p.

Dlatego kolejne dwa elektrony zajmują orbital 2s, a piąty wchodzi do podpowłoki 2p. Ponieważ zakłada się, że orbitale w podpowłoce są zdegenerowane, piąty elektron może wejść do dowolnego z trzech zdegenerowanych orbitali 2p.

Szósty elektron jest zgodny z regułą Hunda o maksymalnej liczebności i pojedynczo zajmuje zdegenerowany orbital, a nie parę. Stąd w przypadku węgla dwa elektrony 2p zajmują dwa różne orbitale i mają równoległe spiny.

Diagram konfiguracji elektronowej ujawnia, że węgiel ma dwa elektrony - zwane elektronami rdzenia - w powłoce wewnętrznej i cztery elektrony - zwane elektronami walencyjnymi - w najbardziej zewnętrznych powłokach.

Kolejność orbitali atomowych względem ich energii można zapamiętać za pomocą takich diagramów, gdzie ścieżka strzałki ujawnia kolejność, w jakiej elektrony są przypisywane do orbitali.

Jednak ta progresja staje się bardziej złożona wraz z wprowadzaniem orbitali d i f, a sekwencja staje się mniej przewidywalna dla pierwiastków przejściowych, lantanowców i aktynowców.