Elektronska konfiguracija atoma i periodni sustav elemenata

Putanje elektrona u elektronskom omotaču u Bohrovu modelu jesu jednostavne. Naime, model je dobar za jedan elektron atoma vodika, dok za ostale modele atoma položaj možemo razmatrati samo s pomoću vjerojatnosti nalaženja, pri čemu vrijedi da je vjerojatnost nalaženja elektrona veća što se nalazimo bliže jezgri atoma.
Za rješavanje navedenih problema, kvantna kemija uvodi zakone kvantne fizike koji se primijenjuju na kemijske sustave – atome, ione i molekule te interakcije među njima. U kvantnoj kemiji ne vrijede zakoni klasične fizike. Kvantna kemija čestice interpertira na način da su one istodobno i valovi i tijela, a stanja atoma i molekula opisuju se matematičkim funkcijama i vjerojatnostima nalaženja.

Elektronska konfiguracija označava raspored elektrona po ljuskama i orbitalama.

Energergetski nivoi (ljuske), n, u atomu označavaju se brojevima od 1 do 7 ili velikim slovima K, L, M, N, O P, Q. Postoji 7 ljusaka (ljuska = perioda), a unutar jedne ljuske, elektroni se raspoređuju u podljuske koje se prikazuju orbitalama.

Atomska orbitala jest valna funkcija kojoj se opisuje svaki elektron unutar atoma. Ona opisuje stanje elektrona u atomu i područje prostora u kojem postoji vjerojatnost pronalaska elektrona.
Postoje četiri orbitale ili podljusaka: s, p, d, f orbitala koje se crtaju kao kućice. Elektroni se u zadnjoj valentnoj ljusci nazivaju valentni elektroni.

Svaka ljuska u atomu može primiti određen broj elektrona, maksimalno 2n² elektrona. Također, svaka orbitala može primiti točno određeni broj elektrona (s =2, p = 6, d = 10 i f = 14).
Orbitala može biti prazna, polupopunjena ili potpuni popunjena. Prema Paulijevom principu isključenja, u svakoj orbitali (kućici) mogu se nalaziti dva elektrona suprotnog spina (suprotnog smjera).

Prema Hundovom pravilu istovrsne orbitale (pr. p orbitala koja se sastoji od 3 kućice) popunjavaju se tako da je maksimalni broj elektrona nesparen. To znači ako imamo tri elektrona u p orbitali, orbitale će izgledati kao na sljedećem prikazu.

Ova pravila postoje jer je u tom slučaju energija atoma najmanja te je atom najstabilniji.

Da bi se razumjelo popunjavanje orbitala, bitno je za spomenuti da se one popunjavaju na način da se krene od orbitale koja ima najmanju energiju, a potom se popunjavaju orbitale prema rastućoj energiji.

Ukratko, orbitale se popunjavaju prema pravilu dijagonale (Madelunogovo pravilo). Kao što se može uočiti, s orbitala iduće ljuske popunjavaju se prije od d orbitala prethodne ljuske. Tako se npr. 4s orbitala popunjava prije 3d orbitale jer je to energetski povoljnije (4s orbitala niže energije od 3d).

Orbitale se zapisuju na sljedeći način.

Prisjetimo se, da bismo znali kako pravilno napisati elektronsku konfiguraciju određenog atoma ili iona, potrebno je poznavati da se periodni sustav elemenata može podijeliti u 4 bloka elemenata i to prema sustavu orbitala. Tako postoje s, p, d i f blok elemenata.

Pr. Kako ćemo napisati elektronsku konfiguraciju atoma željeza?

Stoga, potpuna elektronska konfiguracija atoma željeza glasi:

Fe: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d⁶.

Naime, kod nekih elemenata dolazi do odstupanja u pisanju elektronske konfiguracije. Odstupanja od pravila nalazimo kod prijelaznih metala, dakle onih elemenata koji popunjavaju d orbitale. Prilikom popunjavanja d orbitala prijelaznih metala dolazi do veće stabilnosti ukoliko je d orbitala potpuno (pr. 3d¹⁰) ili polu popunjena (pr. 3d⁵).
Takva odstupanja prisutna su kod sljedećih metala: Cr, Cu, Nb, Mo, Ru, Rh, Pd, Ag, Pt i Au.

Pr. Kako ćemo napisati elektronsku konfiguraciju atoma bakra?

To znači da ukoliko imamo atom bakra, njegova elektronska konfiguracija glasit će:

Cu: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s¹ 3d¹⁰.

Osim dugačke elektronske konfiguracije, postoji i skraćeni zapis pomoću elektronske konfiguracije prethodnog plemenitog plina. Ovakav zapis je moguć zato što plemeniti plinovi imaju vrlo stabilne konfiguracije s 8 e^- u valentnoj ljusci – oktetne konfiguracije. Takve konfiguracije imaju svi plemeniti plinovi osim helija koji ima dubletnu konfiguraciju zbog samo dva e- u valentnoj ljusci.

Pr. Kako ćemo napisati elektronsku konfiguraciju atoma argona?

Elektronska konfiguracija atoma argona skraćeno se može zapisati kao [Ar]. Koristeći navedeno znanje, elektronske konfiguracije atoma željeza i bakra možemo skraćeno napisati kao:

Fe: [Ar] 4s² 3d⁶,
Cu: [Ar] 4s¹ 3d¹⁰.

U elektronskoj konfiguraciji prikazani su svi elektroni atoma smješteni po orbitalama, ali razlikujemo dvije vrste elektrona, to su unutarnji i valentni elektroni. Valentni elektroni su elektroni zadnje ljuske te su oni koji sudjeluju u stvaranju kemijskih veza.

Većina atoma nemetala primaju e^- kako bi postigli elektronsku konfiguraciju sljedećeg plemenitog plina, dok metali 1. i 2. skupine otpuštaju e^- kako bi postigli elektronsku konfiguraciju prethodnog plemenitog plina pritom stvarajući ione.

Primjerice, klor je nemetal elektronske konfiguracije 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁵. Primanjem jednog e^-, nastaje anion Cl^-. Budući da nastali ion ima jedan e^- više od neutralnog atoma, njegova elektronska konfiguracija glasi:

Cl^- : 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ ili [Ar].

Magnezij je metal druge skupine elektronske konfiguracije 1s² 2s² 2p⁶ 3s². Otpuštanjem 2 e^- dolazi do nastajanja kationa Mg²⁺ čija je elektronska konfiguracija:

Mg²⁺ : 1s² 2s² 2p⁶ ili [Ne].

Kao što se može vidjeti, dvije različite čestice mogu imati isti broj elektrona, odnosno elektronsku konfiguraciju. Čestice s istom elektronskom konfiguracijom nazivamo izoelektronske čestice. Tako za Mg²⁺ i Ne možemo reći da su izoelektronske čestice.

Kod stvaranja iona prijelaznih metala vrijedi pravilo first in – first out. Primjerice, kako se 4s orbitale popunjavaju prije 3d orbitala, prilikom stavarnja iona e^- će prije izaći iz 4s orbitale zato jer su elektroni u 3d orbitali stabilniji. Tako će elektronska konfiguracija iona željeza glasiti:

Fe²⁺: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d⁶

Kao što se vidi iz napisanih konfiguracija, da bi nastao Fe²⁺ ion, atom Fe otpustio je dva elektrona i to iz 4s orbitale.