Elektronų konfigūracija

Elektronų konfigūracija – atominėje fizikoje ir kvantinėje chemijoje naudojama sąvoka, reiškianti elektronų išsidėstymą atome, molekulėje arba kitose fizinėse struktūrose, pvz., kristaluose.

Elektronų atominės ir molekulinės orbitalės

Kaip visos elementariosios dalelės, elektronai turi savybių, siejamų tiek su dalelėmis, tiek su bangomis, ir veikia pagal kvantinės mechanikos aprašomus dėsnius.

Kadangi elektronų judėjimą erdvėje sunku apibrėžti, laikoma, kad elektronas yra „niekur“ arba „visur vienu metu“, ir elektrono buvimo vieta apibūdinama kaip galimybė rasti tą elektroną jo judėjimo sudaromame „debesyje“.

Elektronai gali peršokti iš vieno energijos lygio į kitą įgaudami arba atiduodami energijos kvantą (fotonų pavidalu) ir tik tada, kai kitoje atominėje orbitalėje yra jam „vietos“ – remiantis Paulio draudimo principu, kuris riboja elektronų skaičių orbitalėje iki dviejų.

Elektronų konfigūracija atsispindi periodinės lentelės struktūroje, leidžia paaiškinti cheminius ryšius bei kai kurias neįprastas, pvz., lazerių savybes.

Elektronų konfigūracija atomuose

Kvantiniai skaičiai

Elektronų būsena yra aprašoma keturiais kvantiniais skaičiais, iš kurių trys yra sveikieji skaičiai ir nusako atominės orbitalės, kurioje elektronas yra, savybes.

Pavadinimas	Žymėjimas	Galimos reikšmės	Apibūdina
pagrindinis kvantinis skaičius	n	sveikasis sk., 1 ar daugiau	iš dalies bendrą orbitalės energiją, bendrą atstumą nuo atomo branduolio
orbitinis kvantinis skaičius	l	sveikasis sk., nuo 0 iki n-1	orbitalės judesio kiekio momentą, „formą“, elektronų trajektorijų susikirtimų skaičių
magnetinis kvantinis skaičius	m	sveikas sk., ${\displaystyle -l\leq m\leq l}$	atominės orbitalės energijos pokytį dėl išorinio magnetinio lauko veikimo, erdvinę padėtį, elektrono skriejimo aplink orbitą kryptį
sukinio magnetinis kvantinis skaičius	ms	+½ arba -½	elektrono „sukimąsi apie savo ašį“, o tiksliau sukinį

Pagal Paulio draudimo principą, viename atome esantys elektronai negali turėti vienodo kvantinių skaičių rinkinio.

Sluoksniai ir pasluoksniai

Sluoksniai ir pasluoksniai (dar vadinami lygmenimis ir polygmenimis) yra apibrėžiami kvantiniais skaičiais, o NE elektronų nuotoliu nuo branduolio. Dideliuose atomuose sluoksniai virš antrojo sluoksnio persikloja (žiūrėti Pildymo principas).

Būsenos su vienoda n verte yra susijusios ir laikomos esančiomis tame pačiame elektronų sluoksnyje.

Būsenos su vienodomis n ir l vertėmis yra laikomos esančiomis tame pačiame elektronų pasluoksnyje, o elektronai vadinami ekvivalentiniais elektronais.

Jeigu būsenos turi dar ir vienodą m vertę, sakoma, kad jos yra toje pačioje atominėje orbitalėje.

Kadangi elektronai turi tik dvi galimas sukinio būsenas, atominėje orbitalėje negali būti daugiau nei du elektronai (Paulio draudimo principas).

Pasluoksnyje gali būti iki ${\displaystyle 4l+2}$ elektronų; sluoksnyje gali būti ${\displaystyle 2n^{2}}$ elektronų.

Pavyzdys

Elektronų konfigūracija užpildytam penktajam sluoksniui:

Sluoksnis	Pasluoksnis	Orbitalės		Elektronai
n = 5	l = 0	m = 0	→ 1 tipo s orbitalė	→ daugiausiai 2 elektronai
	l = 1	m = -1, 0, +1	→ 3 tipo p orbitalės	→ daugiausiai 6 elektronai
	l = 2	m = -2, -1, 0, +1, +2	→ 5 tipo d orbitalės	→ daugiausiai 10 elektronų
	l = 3	m = -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3	→ 7 tipo f orbitalės	→ daugiausiai 14 elektronų
	l = 4	m = -4, -3 -2, -1, 0, +1, +2, +3, +4	→ 9 tipo g orbitalės	→ daugiausiai 18 elektronų
				Iš viso: daugiausiai 50 elektronų

Ši informacija gali būti užrašyta kaip 5s² 5p⁶ 5d¹⁰ 5f¹⁴ 5g¹⁸ (daugiau informacijos apie žymėjimą pateikta žemiau).

Žymėjimas

Fizikai ir chemikai naudoja standartinį žymėjimą aprašyti atomų elektronų konfigūracijoms. Šiame žymėjime, pasluoksnis yra aprašomas forma nx^y, kur n yra sluoksnio numeris, x yra orbitalės tipas, o y yra elektronų skaičius pasluoksnyje. Atomo pasluoksniai yra surašomi energijos didėjimo tvarka – t. y., tvarka, kuria jie yra užpildomi (žiūrėti pildymo principą žemiau).

Pavyzdžiui, vandenilis pagrindinėje būsenoje turi vieną elektroną pirmojo sluoksnio s orbitalėje, vadinasi jo konfigūracija rašoma 1s¹. Litis turi du elektronus 1s pasluoksnyje ir vieną (didesnės energijos) 2s pasluoksnyje, todėl jo pagrindinės būsenos konfigūracija užašoma 1s² 2s¹. Fosforas (atomo numeris 15), užrašomas taip: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p³.

Atomams su daug elektronų toks žymėjimas tampa gan ilgas. Todėl jis yra dažnai sutrumpinamas atsižvelgiant į tai, kad pirmieji pasluoksniai sutampa su vienų ar kitų inertinių dujų konfigūracija. Pavyzdžiui, fosforas skiriasi nuo neono (1s² 2s² 2p⁶) tik trečiuoju sluoksniu. Todėl galima neono elektronų konfigūracijos nebekartoti ir fosforą užrašyti taip: [Ne]3s² 3p³.

Dar paprastesni būdas yra paprasčiausiai užrašyti kiekvieno sluoksnio elektronų skaičių, pavyzdžiui, (vėl fosforui), 2-8-5.

Orbitalių žymėjimai s, p, d, ir f yra kilę iš naudotos spektrinių linijų kategorizavimo sistemos, kuri linijas skirstė į sharp (ryškias), principal (pagrindines), diffuse (išsisklaidžiusias) ir fundamental (fundamentalias), remiantis stebima jų struktūra. Aprašant pirmuosius keturis orbitalių tipus, jie buvo susieti su šiais spektrinių linijų tipais ir daugiau pavadinimų nebebuvo. Žymėjimas g buvo pasirinktas sekant abėcėline tvarka (po f). Sluoksniai su daugiau nei penkiais pasluoksniais yra teoriškai įmanomi, bet visiems atrastiems elementams užtenka ir penkių.

Pildymo principas

Atomų pagrindinėje būsenoje elektronų konfigūracija paprastai paklūsta pildymo principui. Pagal šį principą, elektronai užpildo būsenas didėjančios energijos tvarka; t. y., pirmasis elektronas užima mažiausios energijos būseną, antrasis – antrą pagal mažumą ir taip toliau. Būsenų pildymo tvarka:

	${\displaystyle s}$	${\displaystyle p}$	${\displaystyle d}$	${\displaystyle f}$	${\displaystyle g}$
1	1
2	2	3
3	4	5	7
4	6	8	10	13
5	9	11	14	17	21
6	12	15	18	22
7	16	19	23
8	20	24

Pasluoksnių energijos didėjimo tvarka yra randama sekant šios lentelės žemyn – kairėn diagonalėmis, pradedant aukščiausia diagonale ir judant žemyn. Pirmoji (aukščiausia) diagonalė eina per 1s; antroji per 2s; trečioji per 2p ir 3s; ketvirtoji per 3p ir 4s; penktoji per 3d, 4p ir 5s; ir taip toliau. Bendru atveju, po ne „s“ pasluoksnių visada eina „žemesnis“ kito sluoksnio pasluoksnis; pavyzdžiui, po 2p eina 3s; po 3d eina 4p, po kurio eina 5s, po 4f eina 5d, po kurio eina 6p, o tada 7s.

Elektronų su vienodais sukiniais pora turi truputį mažesnę energiją nei skirtingų sukinių elektronų pora. Kadangi du elektronai toje pačioje orbitalėje privalo turėti skirtingus sukinius, jie greičiau pildo skirtingas orbitales. Tai pasireiškia per pasluoksnių, kurių ${\displaystyle l>0}$ (turinčių daugiau nei vieną orbitalę), nepilną orbitalių užpildymą. Pavyzdžiui, jeigu p pasluoksnis turi keturis elektronus, du iš jų bus priversti užimti vieną orbitalę, bet kiti du elektronai užims abi likusias orbitales, o jų sukiniai bus lygūs. Šis reiškinys yra vadinamas Hundo taisykle.

Modifikuotas pildymo principas gali būti pritaikytas protonams ir neutronams atomo branduolyje (žiūrėti branduolinės fizikos sluoksnių modelį).

3d, 4d, 5d ir išimtys

d pasluoksnis užpildytas pilnai arba iki pusės (t. y. 5 arba 10 elektronų) yra stabilesnis už kito sluoksnio s pasluoksnį, nes elektronui pusiau užpildytame d pasluoksnyje reikia mažiau energijos nei užpildytame s pasluoksnyje. Pavyzdžiui, vario (atomo numeris 29) konfigūracija yra [Ar]4s¹ 3d¹⁰, o ne [Ar]4s² 3d⁹, kaip turėtų būti pagal pildymo principą. Panašiai, chromo (atomo numeris 24) konfigūracija yra [Ar]4s¹ 3d⁵, o ne [Ar]4s² 3d⁴.

Elementas	Z	Elektronų konfigūracija	Sutrumpinta elektronų konf.
Skandis	21	1s² 2s² 2p6 3s² 3p6 4s² 3d1	[Ar] 4s² 3d1
Titanas	22	1s² 2s² 2p6 3s² 3p6 4s² 3d²	[Ar] 4s² 3d²
Vanadis	23	1s² 2s² 2p6 3s² 3p6 4s² 3d³	[Ar] 4s² 3d³
Chromas	24	1s² 2s² 2p6 3s² 3p6 4s1 3d5	[Ar] 4s1 3d5
Manganas	25	1s² 2s² 2p6 3s² 3p6 4s² 3d5	[Ar] 4s² 3d5
Geležis	26	1s² 2s² 2p6 3s² 3p6 4s² 3d6	[Ar] 4s² 3d6
Kobaltas	27	1s² 2s² 2p6 3s² 3p6 4s² 3d7	[Ar] 4s² 3d7
Nikelis	28	1s² 2s² 2p6 3s² 3p6 4s² 3d8	[Ar] 4s² 3d8
Varis	29	1s² 2s² 2p6 3s² 3p6 4s1 3d10	[Ar] 4s1 3d10
Cinkas	30	1s² 2s² 2p6 3s² 3p6 4s² 3d10	[Ar] 4s² 3d10
Galis	31	1s² 2s² 2p6 3s² 3p6 3d10 4s² 4p1	[Ar] 3d10 4s² 4p1

5 periodas turi daugiau išimčių:

Elementas	Z	Elektronų konfigūracija	Sutrumpinta elektronų konf.
Itris	39	1s² 2s² 2p6 3s² 3p6 4s² 3d10 4p6 5s² 4d1	[Kr] 5s² 4d1
Cirkonis	40	1s² 2s² 2p6 3s² 3p6 4s² 3d10 4p6 5s² 4d²	[Kr] 5s² 4d²
Niobis	41	1s² 2s² 2p6 3s² 3p6 4s² 3d10 4p6 5s1 4d4	[Kr] 5s1 4d4
Molibdenas	42	1s² 2s² 2p6 3s² 3p6 4s² 3d10 4p6 5s1 4d5	[Kr] 5s1 4d5
Technecis	43	1s² 2s² 2p6 3s² 3p6 4s² 3d10 4p6 5s² 4d5	[Kr] 5s² 4d5
Rutenis	44	1s² 2s² 2p6 3s² 3p6 4s² 3d10 4p6 5s1 4d7	[Kr] 5s1 4d7
Rodis	45	1s² 2s² 2p6 3s² 3p6 4s² 3d10 4p6 5s1 4d8	[Kr] 5s1 4d8
Paladis	46	1s² 2s² 2p6 3s² 3p6 4s² 3d10 4p6 4d10	[Kr] 4d10
Sidabras	47	1s² 2s² 2p6 3s² 3p6 4s² 3d10 4p6 5s1 4d10	[Kr] 5s1 4d10
Kadmis	48	1s² 2s² 2p6 3s² 3p6 4s² 3d10 4p6 5s² 4d10	[Kr] 5s² 4d10
Indis	49	1s² 2s² 2p6 3s² 3p6 4s² 3d10 4p6 5s² 4d10 5p1	[Kr] 5s² 4d10 5p1

Pavyzdžiui, Itrio elektronų konfiguracija galima paaiškinti taip. Itris turi 39 protonus ir 39 elektronus. Ši eilutė 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ 4p⁶ 5s² 4d¹ reiškia elektronų konfiguraciją, kur laipsnyje esantis skaičiai reiškia elektronų skaičių apvalkalose arba orbitose, o kiekvienoje orbitoje gali būti ne daugiau dviejų elektronų. Paprastai paskutinėje orbitoje buna arba vienas arba du elektronai, o visose vidinėse orbitose būna po 2 elektronus. Raidės s, p, d, f reiškia apvalkalų skaičių arba orbitų skaičių, kurį turi viena iš šių raidžių. Raidė s turi 1 orbitą į kurią gali tilpti daugiausiai 2 elektronai; raidė p turi 3 orbitas į kurias gali tilpti 6 elektronai, nes į kiekvieną orbitą po 2 elektronus; raidė d turi penkias orbitas į kurias gali tilpti daugiausiai (ir įprastai telpa) 10 elektronų; raidė f turi 7 orbitas į kurias telpa 14 elektronų, bet f raidė retai pasitaiko. Kiekviena raidė s, p, d, f atitinka kvantinį skaičių l. ${\displaystyle s=l=0,}$ ${\displaystyle p=l=1,}$ ${\displaystyle d=l=2,}$ ${\displaystyle f=l=3.}$ Koeficientai priekyje raidžiu yra kvantinis skaičius n. Orbitų skaičius, kurį turi viena raidė (s, p, d, f), yra kvantinis skaičius m, kuris, pavyzdžiui, kai ${\displaystyle d=l=2,}$ gali būti ${\displaystyle m=0}$ ir ${\displaystyle m=\pm 1}$ ir ${\displaystyle m=\pm 2}$, taigi, iš viso penkios orbitos. Kadangi šios orbitos yra simetriškos ir panašios jos suvedamos į vieną raidę. Taigi Itrio n kvantinio skaičiaus seka yra: 1, 2, 2, 3, 3, 4, 3, 4, 5, 4; l kvantinio skaičiaus seka yra tokia: 0, 0, 1, 0, 1, 0, 2, 1, 0, 2; m kvantinio skaičiaus seka yra: 0, 0, [-1, 0, 1], 0, [-1, 0, 1], 0, [-2, -1, 0, 1, 2], [-1, 0, 1], 0, [-2, -1, 0, 1, 2]; panašių orbitų kiekvienoje raidėje: 1, 1, 3, 1, 3, 1, 5, 3, 1, 5.

Elementas	Z	Sutrumpinta elektronų konf.
Iridis	77	[Xe] 6s² 4f14 5d7
Platina	78	[Xe] 6s1 4f14 5d9
Auksas	79	[Xe] 6s1 4f14 5d10
Gyvsidabris	80	[Xe] 6s² 4f14 5d10
Talis	81	[Xe] 6s² 4f14 5d10 6p1

Sąryšis su periodinės elementų lentelės struktūra

Pagrindinis straipsnis – Periodinė elementų lentelė.

Elektronų konfigūracija yra susijusi su periodinės lentelės struktūra. Cheminės atomo savybės priklauso nuo elektronų išsidėstymo jo tolimiausiame („valentiniame“) sluoksnyje (nors atomui didėjant chemines savybes ima daryti įtaką ir atomo spindulys, jo masė bei papildomos elektroninės būsenos).

Elektronų konfigūracija kietame kūne

Kietame kūne yra labai daug elektronų būsenų. Todėl iš diskrečių būsenų gaunasi tolydžios galimų būsenų sritys (elektroninės juostos). Todėl kietame kūne vietoj elektronų konfigūracijos naudojama juostų teorija.

Taip pat skaitykite

• Atomų elektronų konfigūracijų lentelė
• Atomo orbitalė
• Energijos lygmuo

Nuorodos

• http://www.humboldt.edu/~chem_dpt/resources/C109_AOSup.htm Archyvuota kopija 2008-03-20 iš Wayback Machine projekto.
• http://www.chem.queensu.ca/people/faculty/mombourquette/FirstYrChem/Molecular/orbitals/index.htm Archyvuota kopija 2008-03-19 iš Wayback Machine projekto.
• http://www.hi.is/~hj/QuantumMechanics/orbitals.gif
• http://www.winter.group.shef.ac.uk/orbitron/AOs/3d/index.html

Vikižodynas

Vikiteka: Elektronų konfigūracija – vaizdinė ir garsinė medžiaga