Konfiguracja elektronowa — jak ją zapisywać?

Konfiguracja elektronowa — dlaczego sprawia tyle problemów?

Konfiguracja elektronowa to jeden z tych tematów, które wydają się dość proste. W końcu wystarczy „rozmieścić elektrony”, prawda?

Problem zaczyna się wtedy, gdy trzeba zapisać konfigurację elektronową jonów, odróżnić powłokę od podpowłoki, uwzględnić promocję czy też wzbudzenie elektronowe. . Do tego dochodzą jeszcze wyjątki, elektrony walencyjne i zadania, w których trzeba połączyć konfigurację z położeniem pierwiastka w układzie okresowym.

W tym wpisie uporządkujemy ten temat krok po kroku.

Czym jest konfiguracja elektronowa?

Konfiguracja elektronowa to zapis rozmieszczenia elektronów w atomie lub jonie. Dzięki niej pokazujemy na jakich powłokach i podpowłokach znajdują się elektrony danego atomu lub jonu.

Przykład:

Atom sodu ma 11 protonów, ponieważ liczba atomowa sodu wynosi 11 Obojętny atom sodu będzie miał tyle samo elektronów co protonów – 11 elektronów.

Konfiguracja elektronowa sodu to:

₁₁Na: 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹

Co oznacza ten zapis?

• 1, 2, 3 — numer powłoki elektronowej,
• 1s, 2p — rodzaj podpowłoki,
• s, p – rodzaj obsadzanych orbitali
• indeks górny, np. ² lub ⁶ — liczba elektronów na danej podpowłoce.

Czyli zapis 2p⁶ oznacza, że na podpowłoce p drugiej powłoki znajduje się 6 elektronów.

Ile elektronów mieści się na podpowłokach?

W zadaniach najczęściej korzystasz z czterech typów podpowłok:

Podpowłoka	Maksymalna liczba elektronów
s	2
p	6
d	10
f	14

To bardzo ważne, bo konfiguracja elektronowa musi być zapisana tak, aby żadna podpowłoka nie miała więcej elektronów niż może pomieścić.

Przykładowo:

• zapis 2p⁶ jest poprawny,
• zapis 2p⁸ jest błędny, ponieważ podpowłoka 2p może pomieścić maksymalnie 6 elektronów.

Kolejność zapełniania podpowłok

Podczas zapisywania konfiguracji elektronowej elektrony umieszczamy na podpowłokach zgodnie ze wzrastającą energią.

Na poziomie maturalnym najczęściej wystarczy znać mastępująca kolejność obsadzana podpowłok:

1s → 2s → 2p → 3s → 3p → 4s → 3d → 4p → 5s → 4d → 5p → 6s

Dla większości zadań maturalnych szczególnie ważny jest fragment:

1s → 2s → 2p → 3s → 3p → 4s → 3d → 4p

Właśnie tutaj popełniany jest błąd bo po 3p kolejna obsadzaną powłoką, zgodnie ze wzrostem energii, jest podpowłoka ę 4s, a dopiero potem 3d.

Przykład:

Ca: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s²

Wapń ma 20 elektronów. Po zapełnieniu 3p⁶ kolejne elektrony trafiają na podpowłokę 4s.

Konfiguracja elektronowa atomów — przykłady krok po kroku

Przykład 1. Konfiguracja elektronowa atomu magnezu

Magnez ma liczbę atomową Z = 12, czyli atom magnezu ma  12 protonów, a co za tym idzie 12 elektronów.

Rozmieszczamy elektrony kolejno:

1s² 2s² 2p⁶ 3s²

Ewentualnie sprawdźmy liczbę elektronów:

2 + 2 + 6 + 2 = 12

Zapis jest poprawny.

₁₂Mg: 1s² 2s² 2p⁶ 3s²

Przykład 2. Konfiguracja elektronowa atomu chloru

Chlor ma liczbę atomową Z = 17, więc obojętny atom chloru ma 17 elektronów.

Zapisujemy konfigurację:

₁₇Cl: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁵

Sprawdzenie:

2 + 2 + 6 + 2 + 5 = 17

Chlor ma 7 elektronów walencyjnych, na ostatniej powłoce znajdują się elektrony:

3s² 3p⁵

Razem:

2 + 5 = 7

Przykład 3. Konfiguracja elektronowa atomu wapnia

Wapń ma liczbę atomową Z = 20, więc atom wapnia ma 20 elektronów.

Konfiguracja elektronowa:

₂₀Ca: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s²

Wapń ma 2 elektrony walencyjne, na ostatniej powłoce znajduje się zapis:

4s²

Konfiguracja skrócona — jak ją zapisać?

Konfigurację elektronową można zapisać również w wersji skróconej, czyli z użyciem symbolu gazu szlachetnego – który symbolizuje rdzeń elektronowy opisywanego atomu.

Przykład:

Konfiguracja sodu w pełnym zapisie:

Na: 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹

Zapis 1s² 2s² 2p⁶ odpowiada konfiguracji neonu, więc można zapisać:

Na: [Ne] 3s¹

Przykłady:

Pierwiastek	Pełna konfiguracja	Konfiguracja skrócona
Na	1s² 2s² 2p⁶ 3s¹	[Ne] 3s¹
Mg	1s² 2s² 2p⁶ 3s²	[Ne] 3s²
Cl	1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁵	[Ne] 3s² 3p⁵
Ca	1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s²	[Ar] 4s²

Taki zapis jest krótszy i bardzo często pojawia się w zadaniach.

Konfiguracja elektronowa jonów

Tutaj pojawia się najwięcej błędów.

Najpierw trzeba ustalić, ile elektronów ma jon.

Kationy

Kation ma ładunek dodatni, czyli ma mniej elektronów niż atom obojętny.

Przykład:

Na⁺

Atom sodu ma 11 elektronów. Jon Na⁺ ma o 1 elektron mniej, czyli:

11 − 1 = 10 elektronów

Konfiguracja jonu sodu:

₁₁Na⁺: 1s² 2s² 2p⁶

Konfiguracja skrócona:

₁₁Na⁺: [Ne]

Aniony

Anion ma ładunek ujemny, czyli ma więcej elektronów niż atom obojętny z którego powstał.

Przykład:

Cl⁻

Atom chloru ma 17 elektronów. Jon Cl⁻ ma o 1 elektron więcej, czyli:

17 + 1 = 18 elektronów

Konfiguracja jonu chlorkowego:

₁₇Cl⁻: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶

czyli:

₁₇Cl⁻: [Ar]

Konfiguracja elektronowa jonów metali bloku d

Przy zapisie konfiguracji elektronowej jonów metali bloku konfiguracyjnego d łatwo stracić punkt.

Przykład: jon Fe²⁺

Atom żelaza:

₂₆Fe: [Ar] 4s² 3d⁶

Jon Fe²⁺ powstaje przez utratę 2 elektronów.

Usuwamy je z podpowłoki 4s:

₂₆Fe²⁺: [Ar] 3d⁶

Nie zapisujemy:

₂₆Fe²⁺: [Ar] 4s² 3d⁴

To byłby błąd.

Przykład: jon Fe³⁺

Atom żelaza:

₂₆Fe: [Ar] 4s² 3d⁶

Jon Fe³⁺ powstaje przez utratę 3 elektronów.

Najpierw usuwamy 2 elektrony z 4s, a potem 1 elektron z 3d.

Otrzymujemy:

₂₆Fe³⁺: [Ar] 3d⁵

Promocja: chrom i miedź

Na maturze mogą pojawić się konfiguracje elektronowe chromu i miedzi. Warto pamiętać, że są to klasyczne wyjątki w zapisie konfiguracji, a wszystkiemu winna jest promocja elektronowa.

Chrom

Atom chromu ma liczbę atomową Z = 24.

Można by się spodziewać zapisu:

[Ar] 4s² 3d⁴

Ale rzeczywista konfiguracja atomu chromu to:

₂₄Cr: [Ar] 4s¹ 3d⁵

Dlaczego?

Układ z podpowłoką 3d⁵ jest korzystniejszy energetycznie (podpowłoka d jest zapełniona do połowy).

Miedź

Atom miedzi ma liczbę atomową Z = 29.

Można by się spodziewać zapisu:

[Ar] 4s² 3d⁹

Ale rzeczywista konfiguracja atomu miedzi to:

₂₉Cu: [Ar] 4s¹ 3d¹⁰

W tym przypadku korzystniejsze jest całkowite zapełnienie podpowłoki d.

Elektrony walencyjne a konfiguracja elektronowa

Elektrony walencyjne to elektrony najdalej oddalone od jądra w danym atomie (często znajdujące się na ostatniej zapełnionej powłoce elektronowej). To one decydują o właściwościach chemicznych pierwiastka.

Przykład:

₁₂Mg: 1s² 2s² 2p⁶ 3s²

Ostatnia powłoka to powłoka trzecia, a na niej znajdują się 2 elektrony.

Magnez ma więc 2 elektrony walencyjne.

Przykład:

₁₇Cl: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁵

Ostatnia powłoka to powłoka trzecia. Na niej znajdują się elektrony:

3s² 3p⁵

Razem:

2 + 5 = 7

Chlor ma 7 elektronów walencyjnych.

Najczęstsze błędy uczniów

1. Mylenie liczby protonów z liczbą elektronów w jonach

Dla atomu obojętnego liczba elektronów jest równa liczbie protonów.

Dla jonu trzeba uwzględnić ładunek.

Przykład:

Al³⁺

Atom glinu ma 13 elektronów (Z =13), ale jon Al³⁺ ma:

13 − 3 = 10 elektronów

2. Usuwanie elektronów z niewłaściwej podpowłoki dla metali bloku d

Dla jonów metali bloku d najpierw usuwamy elektrony z podpowłoki o wyższym numerze powłoki, czyli np. z 4s, a dopiero potem z 3d.

Przykład:

₃₀Zn: [Ar] 4s² 3d¹⁰

₃₀Zn²⁺: [Ar] 3d¹⁰

3. Pomijanie wyjątków

Atom chromu i atom miedzi mają konfiguracje:

₂₄Cr: [Ar] 4s¹ 3d⁵

₂₉Cu: [Ar] 4s¹ 3d¹⁰

To warto zapamiętać.

4. Błędne wyznaczanie elektronów walencyjnych

Elektrony walencyjne są najdalej oddalone od jądra atomowego (zazwyczaj znajdują się na ostatniej zapełnionej powłoce, czyli tej o największym numerze).

Przykład:

₃₅Br: [Ar] 4s² 3d¹⁰ 4p⁵

Ostatnia powłoka to powłoka czwarta.

Elektrony walencyjne:

4s² 4p⁵

Razem:

2 + 5 = 7

Podpowłoka 3d¹⁰ nie należy do ostatniej powłoki, bo ma numer 3.

Podsumowanie

Konfiguracja elektronowa pokazuje rozmieszczenie elektronów w atomie lub jonie. Aby poprawnie ją zapisać, trzeba znać kolejność zapełniania podpowłok, maksymalną liczbę elektronów na podpowłokach oraz zasady tworzenia jonów.

Najważniejsze rzeczy do zapamiętania:

• atom obojętny ma tyle elektronów, ile wynosi jego liczba atomowa,
• kation ma mniej elektronów niż atom,
• anion ma więcej elektronów niż atom,
• podpowłoka s mieści 2 elektrony,
• podpowłoka p mieści 6 elektronów,
• podpowłoka d mieści 10 elektronów,
• metale bloku konfiguracyjnego d podczas tworzenia jonów elektrony usuwają najpierw z podpowłoki s najwyżej obsadzonej powłoki,
• chrom i miedź mają promocje elektronowe, a przez to ich konfiguracje są wyjątkowe:
  • Cr: [Ar] 4s¹ 3d⁵
  • Cu: [Ar] 4s¹ 3d¹⁰

Zadania w stylu maturalnym

Zadanie 1.

Zapisz konfigurację elektronową atomu siarki w stanie podstawowym.

Rozwiązanie:

₁₆S: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁴

Komentarz:

Atom siarki ma 16 elektronów.

Zapisujemy konfigurację:

S: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁴

Sprawdzenie liczby elektronów:

2 + 2 + 6 + 2 + 4 = 16

Zadanie 2.

Zapisz konfigurację elektronową jonu wapnia Ca²⁺.

Rozwiązanie:

Ca²⁺: [Ar]

Komentarz:

Atom wapnia ma 20 elektronów.

Jon Ca²⁺ ma o 2 elektrony mniej:

20 − 2 = 18 elektronów

Konfiguracja jonu Ca²⁺:

Ca²⁺: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶

czyli:

Ca²⁺: [Ar]

Zadanie 3.

Podaj liczbę elektronów walencyjnych atomu fosforu.

Rozwiązanie:

Atom fosforu ma 5 elektronów walencyjnych.

Komentarz:

Konfiguracja elektronowa fosforu:

P: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p³

Ostatnia powłoka to powłoka trzecia.

Elektrony walencyjne znajdują się na podpowłokach:

3s² 3p³

Razem:

2 + 3 = 5