Konfiguracja elektronowa - zapis powłokowy i podpowłokowy

Powłoki elektronowe to zespoły elektronów o zbliżonych energiach. Każda powłoka może pomieścić maksymalnie 2n² elektronów, gdzie n to numer powłoki. Dlatego powłoka K pomieści maksymalnie 2 elektrony, L - 8 elektronów, M - 18 elektronów itd.

W zapisie powłokowym używamy symboli K, L, M, N, O, P, Q i liczb określających liczbę elektronów na danej powłoce. Na przykład, dla wodoru zapis wygląda tak: H - K¹.

Zapis podpowłokowy jest dokładniejszy i pokazuje rozmieszczenie elektronów na poszczególnych podpowłokach (s, p, d, f). Podpowłoki to zespoły elektronów o jednakowych energiach. Na przykład dla wodoru: 1s¹, a dla helu: 1s².

💡 Ważna wskazówka: Numer okresu w układzie okresowym odpowiada liczbie powłok elektronowych atomu!

W miarę przesuwania się w układzie okresowym w prawo, dodajemy kolejne elektrony zgodnie z regułami zapełniania podpowłok. Na przykład, sód (Na) ma konfigurację K²L⁸M¹ lub 1s²2s²2p⁶3s¹ - widzisz, jak łatwo można to odczytać?

Zapis konfiguracji elektronowej

Konfigurację elektronową możemy zapisać na różne sposoby. Zapis powłokowy dla magnezu to Mg: K²L⁸M², a podpowłokowy to 1s²2s²2p⁶3s². Zauważ, że liczba elektronów na ostatniej powłoce odpowiada grupie głównej w układzie okresowym!

Możemy też stosować zapis skrócony podpowłokowy, który jest bardzo przydatny dla cięższych pierwiastków. Wykorzystujemy wtedy symbol najbliższego gazu szlachetnego w nawiasie kwadratowym, np. ₁₉K $Ar$4s¹ czy ₂₀Ca $Ar$4s².

Rdzeń atomowy (zwany też zrębem atomu) składa się z jądra atomowego (protony i neutrony) oraz elektronów z powłok wewnętrznych. Elektrony walencyjne nie należą do rdzenia i to właśnie one decydują o właściwościach chemicznych pierwiastka.

🔍 Pamiętaj! Elektrony walencyjne to elektrony na najwyższej powłoce - są najważniejsze, bo biorą udział w reakcjach chemicznych!

Wiedza o konfiguracji elektronowej pozwala przewidzieć, ile elektronów pierwiastek może oddać, przyjąć lub uwspólnić - a to determinuje rodzaj wiązań, jakie utworzy.

Konfiguracje elektronowe jonów i promienie atomowe

Kationy powstają, gdy atom traci elektrony. Na przykład magnez Mg (1s²2s²2p⁶3s²) po utracie dwóch elektronów tworzy jon Mg²⁺ (1s²2s²2p⁶) lub $Ne$. Kation ma mniej elektronów niż protonów, co daje mu ładunek dodatni.

Aniony powstają, gdy atom przyjmuje elektrony. Przykładowo siarka S (1s²2s²2p⁶3s²3p⁴) po przyjęciu dwóch elektronów tworzy jon S²⁻ (1s²2s²2p⁶3s²3p⁶) lub $Ar$. Anion ma więcej elektronów niż protonów, co daje mu ładunek ujemny.

Promień atomowy zmienia się w zależności od tego, czy mamy do czynienia z atomem czy jonem. Promień kationu jest zawsze mniejszy niż promień atomu, ponieważ kation traci zewnętrzną powłokę elektronową. Z kolei promień anionu jest większy od promienia atomu, gdyż ta sama liczba protonów słabiej przyciąga większą liczbę elektronów.

⚡ Ciekawostka: W okresie układu okresowego promień atomowy maleje od lewej do prawej, ponieważ rośnie liczba protonów, które silniej przyciągają elektrony!

W grupie układu okresowego promień atomowy rośnie z góry na dół - im więcej powłok, tym większy atom. Jeśli atomy mają tyle samo powłok, większy promień ma ten z mniejszą liczbą protonów, bo jądro słabiej przyciąga elektrony.

Wiązania chemiczne - elektroujemność

Elektroujemność to zdolność atomu do przyciągania elektronów. Im wyższa elektroujemność, tym silniej atom przyciąga elektrony z wiązania chemicznego.

Według reguły helowca (oktetu), atomy dążą do uzyskania konfiguracji elektronowej najbliższego gazu szlachetnego - czyli do dubletu (2 elektrony) lub oktetu (8 elektronów) na zewnętrznej powłoce. To zapewnia im największą trwałość.

Energia jonizacji (Ej) to energia potrzebna do oderwania elektronu od atomu. Na przykład: Na + Ej → Na⁺ + e⁻. Energia jonizacji litu (E₃Li) jest większa od energii jonizacji rubidu (E₃Rb), ponieważ elektron walencyjny litu jest silniej przyciągany przez jądro (lit ma mniej powłok elektronowych).

Dla magnezu kolejne energie jonizacji rosną: E₃₁ < E₃₂. Dzieje się tak, ponieważ po wybiciu pierwszego elektronu atom staje się dodatnio naładowany i silniej przyciąga pozostałe elektrony.

🔥 Sprawdź się! Aktywność chemiczna metali jest związana z energią jonizacji - im mniejsza energia jonizacji, tym metal jest bardziej aktywny!

Aktywność chemiczna niemetali zależy od elektroujemności - im wyższa elektroujemność, tym bardziej aktywny niemetal. Te zależności pomogą ci przewidzieć zachowanie pierwiastków w reakcjach chemicznych!

Wiązania jonowe

Wiązania jonowe powstają między atomami o dużej różnicy elektroujemności (zazwyczaj powyżej 1,7). Polegają na elektrostatycznym przyciąganiu jonów powstałych w wyniku przekazania elektronów od metalu do niemetalu.

W wiązaniu jonowym jeden atom oddaje elektrony (staje się kationem), a drugi je przyjmuje (staje się anionem). Na przykład w CaF₂ różnica elektroujemności wynosi 2,2, co jednoznacznie wskazuje na wiązanie jonowe.

Związki o budowie jonowej są ciałami stałymi o budowie krystalicznej (tworzą kryształy jonowe). Ważne jest, że nie istnieją cząsteczki substancji jonowych - są tylko kryształy! W kryształach jony dodatnie i ujemne ułożone są naprzemiennie w sieci krystalicznej.

🔌 Uwaga! Związki jonowe w stanie stałym nie przewodzą prądu elektrycznego. Przewodzą prąd dopiero po rozpuszczeniu lub roztopieniu, gdy zostaje zniszczona sieć krystaliczna!

Zapis wiązania jonowego można przedstawić za pomocą wzorów elektronowych (kropkowych lub kreskowych). Na przykład w Na₂S kation sodu Na⁺ ma konfigurację $Ne$, a anion siarki S²⁻ ma konfigurację $Ar$.

Wiązania kowalencyjne

Wiązania kowalencyjne polegają na uwspólnieniu pary elektronowej (elektronów) między atomami. Dzielimy je na:

Wiązania niepolarne - występują, gdy różnica elektroujemności jest niewielka (0-0,4). Chmura elektronowa jest rozmieszczona równomiernie wokół jąder atomów. Przykłady to H₂, O₂, F₂. Wiązanie pojedyncze typu sigma (σ) tworzy się przez nakładanie orbitali wzdłuż osi łączącej jądra.

Wiązania polarne - występują przy większej różnicy elektroujemności (0,4-1,7). Para wiążąca jest przesunięta w stronę atomu o wyższej elektroujemności, co powoduje polaryzację cząsteczki. Przykłady to H₂O, HCl. Cząsteczki polarne dobrze rozpuszczają się w rozpuszczalnikach polarnych (np. woda).

💧 Zapamiętaj zasadę: podobne rozpuszcza podobne - związki niepolarne rozpuszczają się w rozpuszczalnikach niepolarnych (np. olej), a polarne w polarnych (np. woda)!

Wiązanie koordynacyjne $donorowo-akceptorowe$ to specjalny rodzaj wiązania kowalencyjnego, w którym jeden atom (donor) przekazuje całą parę elektronową drugiemu atomowi (akceptorowi). Mimo że elektron pochodzi od jednego atomu, po utworzeniu wiązania nie da się odróżnić go od innych wiązań kowalencyjnych.

Wiązania chemiczne - przykłady i właściwości

Analiza cząsteczek pozwala określić liczbę par wiążących, niewiążących oraz rodzaj wiązań. Na przykład w CO₂ mamy 4 pary wiążące, 4 pary niewiążące, 2 wiązania sigma i 2 wiązania pi. Różnica elektroujemności wynosi 0,8, co wskazuje na wiązanie kowalencyjne spolaryzowane.

W cząsteczkach możemy mieć różne kombinacje wiązań:

• Wiązania kowalencyjne pojedyncze (sigma), np. w H₂O
• Wiązania podwójne $sigma + pi$, np. w CO₂
• Wiązania potrójne $sigma + 2 pi$, np. w N₂
• Wiązania koordynacyjne, np. w H₃PO₄, SO₃

Kształt cząsteczki zależy od rozmieszczenia par elektronowych wokół atomu centralnego. Na przykład:

• NH₃ ma kształt piramidy trygonalnej
• H₂O ma kształt kątowy
• CO₂ jest cząsteczką liniową

🧪 Praktyczna wskazówka: Analizując wzór elektronowy cząsteczki, możesz przewidzieć jej właściwości chemiczne i fizyczne!

Niektóre cząsteczki, mimo polarnych wiązań, są niepolarne ze względu na symetryczny kształt (np. CO₂). Inne tworzą specyficzne struktury, jak jon oksoniowy (H₃O⁺), kation amonowy (NH₄⁺) czy rodnik NO₂ (z niesparowanym elektronem). Dimery (np. N₂O₄) to podwójne cząsteczki połączone wiązaniem.