Periodický zákon (40 minut)

Obrázek 1: Periodická tabulka prvků (zdroj: IUPAC Home Page. https://iupac.org/what-we-do/periodic-table-of-elements (accessed July 18, 2022)).

Elektronová konfigurace 

Elektronová konfigurace atomu nebo iontu představuje zápis všech elektronů v elektronovém obalu daného atomu (iontu) pomocí kvantových čísel. Kvantová čísla určují energii, tvar a prostorovou orientaci atomových orbitalů. Kvantovým číslům se věnuje kapitola Struktura atomu. Elektronovou konfiguraci lze zapsat pomocí označení atomových orbitalů a jejich obsazenosti (např. 1s² 2s¹ je elektronová konfigurace atomu lithia), nebo ji lze znázornit graficky (pomocí čtverečků a šipek viz. Obrázek 2), kde různý směr šipek vyjadřuje odlišný spin elektronů.

 Elektrony obsazují orbitaly postupně, dle vzrůstající energie. V atomu vodíkového typu je pořadí obsazování orbitalů dáno vzrůstající hodnotou n a potom l. Pořadí obsazování atomových orbitalů ve více-elektronových atomech určuje výstavbový princip. Pro určení energetického pořadí atomových orbitalů využíváme tzv. Madelungova pravidla - energie (a pořadí obsazování) atomových orbitalů roste podle vzrůstající hodnoty (n + l). Nebo můžeme použít pomůcku nazývanou výstavbový trojúhelník - Obrázek 3 Způsob obsazování atomových orbitalů je dán Pauliho principem a Hundovým pravidlem. Podle Pauliho principu může být každý atomový orbital obsazen maximálně dvěma elektrony s opačným spinem. Elektrony se stejným spinem musí obsadit různé orbitaly. Podle Hundova pravidla se elektrony v atomových orbitalech se stejnou energií (degenerované orbitaly) rozmisťují tak, aby byl obsazen co největší počet orbitalů jediným elektronem. Obrázek 2 ukazuje správný zápis orbitalu 2p se čtyřmi elektrony.

Obrázek 2: Znázornění orbitalu 2p⁴ splňující všechna pravidla pro obsazování orbitalů elektrony.

Obrázek 3: Výstavbový trojúhelník (pořadí orbitalů čteme po řádcích zleva doprava). 

Obrázek 4: Schéma rostoucí energie atomových orbitalů.

Odvodit pořadí obsazování atomových orbitalů můžeme také jednoduše na základě periodické tabulky prvků (viz Obrázek 5). Výsledné pořadí energií atomových orbitalů pro výstavbu atomu je:

 1s-2s-2p-3s-3p-4s-3d-4p-5s-4d-5p-6s-4f-5d-6p-7s-5f-6d-7p-atd.

 Zápis elektronové konfigurace je možné provést dvěma způsoby: buďto zápisem úplným, nebo zkráceným. V prvním případě je třeba vypsat veškeré obsazené orbitaly počínaje orbitalem 1s. V případě zkráceného zápisu jsou vypisovány pouze orbitaly obsahující valenční elektrony a všechny vnitřní elektrony jsou vyjádřeny pomocí nejbližšího nižšího vzácného plynu - např. [Ar] 4s¹ je zkrácená elektronová konfigurace atomu draslíku.

Obrázek 5: Rozdělení jednotlivých prvků do s, p, d a f bloku (zdroj: Wikimedia Commons Home Page. https://commons.wikimedia.org/wiki/File:Periodic_Table_2.svg (accessed July 25, 2022)).

S výjimkou z výstavbového pravidla se můžeme setkat například u chromu a mědi. Tato nepravidelnost při obsazování atomových orbitalů souvisí s vyšší stabilitou, tudíž i nižším energetickým stavem atomu, který má d orbitaly zcela (Cu) nebo z poloviny (Cr) zaplněné. U chromu je energeticky výhodnější přeskupení jednoho elektronu z orbitalu 4s do orbitalu 3d (přestože měl při zaplňování orbitalu 4s nižší energii než orbital 3d-viz. Obrázek 4) elektron z orbitalu 4s normálně nižší energii, než elektron z orbitalu 3d), což umožní z poloviny zaplnit orbital 3d, a to je v daném stavu energeticky výhodnější. Správně (i chybně) znázorněná elektronová konfigurace pro chrom a molybden je znázorněn na Obrázku 6.

Obrázek 6: Správné i chybné znázornění elektronové konfigurace: správně ns¹ (n-1)d⁵ např. Cr.

 Při tvorbě kationtů dochází k odtržení elektronů s nejnižší ionizační energii. Při zápisu elektronové konfigurace iontů je třeba dát pozor, zejména při zápisu kationtů obsahujících valenční d-orbitaly. Při výstavbě takových atomů se obsazují nejdříve s- orbitaly a potom až d-orbitaly (viz periodická tabulka). Po obsazení se ale energetické úrovně těchto orbitalů vymění a s-elektrony se pak snadněji odtrhnou. Tento jev nastane díky velmi podobné energii orbitalů 4s a 3d (viz Obrázek 4). Například u železnatého iontu dochází nejdříve k vyprázdnění orbitalu 4s (počet elektronů v orbitalu 3d zůstává stejný):

 Fe: [Ar] 4s² 3d⁶     →    Fe²⁺: [Ar] 4s⁰ 3d⁶                 (prázdný orbital 4s není třeba do konfigurace psát)

 I při zápisu elektronové konfigurace je třeba zohlednit nepravidelnou konfiguraci atomů. Například elektronová konfigurace Cu⁺ je 3d¹⁰ a nikoli 4s¹3d⁹.

 Zdroje a literatura

Jursík F.: Anorganická chemie nekovů, VŠCHT v Praze, 2001

Jursík F.: Anorganická chemie kovů, VŠCHT v Praze, 2001

Wulfberg G.: Inorganic chemistry, University Science Books, 2000

Housecroft C.E., Sharpe A.G.: Anorganická chemie, kap. 1 a 2

Ebbing D.D., Wrighton M.S.: General Chemistry, Houghton Mifflin Comp., 2nd ed.

https://www.learner.org/courses/chemistry/text/text.html?dis=U&num=Ym5WdElUQS9OU289&sec=YzJWaklUQS9OU289

Příklady k procvičení

Příklad 1: Napište úplnou elektronovou konfiguraci titanu, chromu a selenu a označte valenční sféru.

Řešení: 

Atomové orbitaly plníme postupně od těch s nejnižší energií: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, atd. Chrom má 6 valenčních elektronů, bude tedy mít d orbitaly z poloviny zaplněné, což je energeticky výhodnější. Valenční sférou se rozumí všechny elektrony nad konfigurací nižšího vzácného plynu (tzn. všechny elektrony v periodě, ve které se prvek nachází). Valenční elektrony jsou pak ty, které jsou využitelné ve vazbách daného prvku, což nemusí být shodné - např. u titanu jsou všechny elektrony z valenční sféry využitelné ve vazbách titanu, zatímco u selenu jsou to jen 4s a 4p elektrony (3d elektrony jsou pro vazbu energeticky nedostupné).

Show hidden block

Výsledek:  

Ti: 1s², 2s², 2p⁶, 3s², 3p⁶, 4s², 3d²
Cr: 1s², 2s², 2p⁶, 3s², 3p⁶, 4s¹, 3d⁵
Se: 1s², 2s², 2p⁶, 3s², 3p⁶, 4s², 3d¹⁰, 4p⁴     

Show hidden block

Příklad 2: Napište elektronovou konfiguraci pomocí nejbližšího nižšího vzácného plynu pro zirkonium a znázorněte graficky rozložení spinů elektronů.

Řešení: 

Použijeme tzv. zkrácený zápis. Zirkonium se nachází v 5. periodě ve 4. skupině. Nejbližší nižší vzácný plyn, který se nachází ve 4. periodě v 18 skupině, je krypton.
 5s²  4d²

Show hidden block

Výsledek:

Zr: [Kr] 5s ², 4d²

Show hidden block

Příklad 3: Napište elektronovou konfiguraci pomocí nejbližšího nižšího vzácného plynu u železitého kationtu.

Řešení: 

Použijeme zkrácený zápis. Železo se nachází v 4. periodě v 8. skupině. Vzácný plyn, který se nachází ve 3. periodě v 18 skupině je argon. Konfigurace železa je tedy: [Ar] 4s², 3d⁶. Nyní je třeba odebrat dva elektrony z orbitalu 4s a třetí elektron z orbitalu 3d (pořadí ionizace elektronů popsáno v teoretickém úvodu).

Show hidden block

Výsledek:  

Fe³⁺: [Ar] 3d⁵

Show hidden block

Příklad 4: Určete složení neznámé molekuly se stechiometrií AB, pokud znáte elektronovou konfiguraci kationu A²⁺ a anionu B^2-:                 
A²⁺: 1s ², 2s², 2p⁶, 3s², 3p⁶, 4s⁰                               

B^2-: 1s ², 2s², 2p⁶  

Řešení: 

Kation prvku A vznikl odebráním dvou elektronů z orbitalu 4s, proto je konfigurace prvku A 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, což odpovídá vápníku. Anion prvku B vznik přidáním dvou elektronů do orbitalu 2p, konfigurace prvku B je tedy 1s2, 2s2, 2p4, jedná se tedy o kyslík. 

Show hidden block

Výsledek: 

CaO                                       ;

Show hidden block