Orbitale i powłoki elektronowe

Orbitale atomowe mają charakterystyczne kształty - orbital s przypomina kulę, orbital p ma kształt ósemki lub klepsydry, a orbital d wygląda jak czterolistna koniczyna. Każdy orbital może pomieścić maksymalnie dwa elektrony o przeciwnych spinach.

Elektrony układają się w podpowłoki, które zawierają różną liczbę orbitali: podpowłoka s ma jeden orbital, p - trzy, d - pięć, a f - siedem orbitali. Te podpowłoki z kolei tworzą powłoki elektronowe oznaczane literami K, L, M, N, O, P i Q, odpowiadające kolejnym okresom w układzie okresowym.

Konfiguracja elektronowa to sposób zapisu rozmieszczenia elektronów w atomie. Można ją zapisać w postaci podpowłokowej (np. 1s² 2s² 2p⁶...) lub poprzez symbole powłok (np. K L M N). Dla pierwiastka potasu (₁₉K) pełna konfiguracja to: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s¹.

💡 Warto zapamiętać! Czasami występuje zjawisko promocji elektronowej - atom "przesuwa" elektron na wyższą podpowłokę, aby uzyskać korzystniejsze, połowiczne lub całkowite zapełnienie podpowłoki d. Przykładami są chrom (Cr), miedź (Cu) i srebro (Ag).

Dla dużych atomów wygodnie stosuje się konfigurację skróconą względem najbliższego gazu szlachetnego, np. dla wanadu (V): [Ar] 4s² 3d³, dla cynku (Zn): [Ar] 4s² 3d¹⁰, dla srebra (Ag): [Kr] 5s¹ 4d¹⁰, a dla selenu (Se): [Ar] 4s² 3d¹⁰ 4p⁴.