Zamknięcie działu 1

📌 Najważniejsze w pigułce (cały dział)

Powłoki i podpowłoki: elektrony zajmują podpowłoki s (2e), p (6e), d (10e), f (14e); kolejność zapełniania do Z = 20 to $1s \to 2s \to 2p \to 3s \to 3p \to 4s$.
Reguła Hunda: w podpowłosce najpierw jeden elektron na każdy orbital (z tym samym spinem), potem sparowanie; dalsza kolejność podpowłok idzie wg rosnącego $n+l$ ($4s \to 3d \to 4p \ldots$).
Elektrony walencyjne decydują o chemii; numer okresu = najwyższe n; numer grupy = liczba elektronów walencyjnych (blok s) lub liczba elektronów walencyjnych + 10 (blok p).
Trendy w układzie: w prawo w okresie → promień ↓, I₁ ↑, χ ↑; w dół grupy → promień ↑, I₁ ↓, χ ↓.
Wyjątki I₁: Be > B (2s vs 2p) i N > O (sparowany elektron w 2p jest słabiej trzymany).
Promień jonowy: kationy < atom; aniony > atom; serie izoelektronowe: więcej protonów = mniejszy promień.
[R] Liczby kwantowe: $(n, l, m, m_s)$ → zakaz Pauliego → max 2 elektrony w orbitalu z przeciwnymi spinami; $l$ = kształt (s=kula, p=hantelka); $m$ = orientacja.
[R] Anomalie bloku d: Cr ($3d^5 4s^1$), Cu ($3d^{10} 4s^1$) — stabilność $d^5$ i $d^{10}$; przy jonizacji traci się najpierw $ns$, potem $(n{-}1)d$.
[R] Metale przejściowe: zmienna wartościowość (Fe 2/3, Mn 2/4/7, Cr 2/3/6, Cu 1/2), kolorowe jony, kataliza.

📐 Słowniczek definicji działu 1

Termin	Definicja (skrótowo)
Powłoka elektronowa	zbiór stanów o tym samym n; K(1), L(2), M(3), N(4)...
Podpowłoka	część powłoki: s (2e), p (6e), d (10e), f (14e)
Konfiguracja elektronowa	zapis rozmieszczenia e na podpowłokach w kolejności rosnącej energii
Elektrony walencyjne	elektrony zewnętrznej powłoki; uczestniczą w wiązaniach
Energia jonizacji (I₁)	min. energia oderwania e z atomu gazowego; rośnie → w okresie, ↓ w grupie
Elektroujemność (χ)	zdolność do przyciągania e wiązania; skala Paulinga (F=4,0)
Powinowactwo elektronowe	energia wydzielona przy przyjęciu e przez atom gazowy
Promień atomowy	połowa odległości jąder sąsiednich atomów; rośnie ↓ w grupie, maleje → w okresie
Promień jonowy	analogicznie dla jonów; kationy < atom, aniony > atom
Bloki s/p/d/f	grupy pierwiastków wg ostatnio zapełnianej podpowłoki

🎒 Sprawdzian działowy

Z1. Zapisz konfigurację elektronową chloru (Cl, Z=17) i określ numer okresu oraz numer grupy.

Pokaż rozwiązanie

$1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^5$. Najwyższa powłoka: n=3 → 3. okres. Elektrony walencyjne: $3s^2 3p^5$ → 7 → 17. grupa (VII A, chlorowce). Chlorowi brakuje jednego elektronu do kompletu ośmiu — stąd tendencja do tworzenia Cl⁻ albo jednego wiązania kowalencyjnego.

Z2. Uszereguj rosnąco energię jonizacji: Li, Na, K, Cs (wszystkie z 1. grupy). Uzasadnij.

Pokaż rozwiązanie

Cs < K < Na < Li. W dół grupy energia jonizacji maleje: elektron walencyjny jest na coraz wyższej powłoce (dalej od jądra) i coraz mocniej ekranowany przez elektrony wewnętrzne. Cs ma jeden elektron na 6. powłoce — oddaje go najłatwiej (stąd najreaktywniejszy z metali alkalicznych).

Z3. Porównaj promień: (a) Na vs Cl (ten sam okres); (b) Na vs K (ta sama grupa); (c) Na⁺ vs Na.

Pokaż rozwiązanie

(a) Na > Cl — ten sam okres (3.), rosnący ładunek jądra od Na (Z=11) do Cl (Z=17) coraz silniej ściąga elektrony tej samej powłoki.

(b) K > Na — ta sama grupa (1.), K ma elektrony na 4. powłoce, Na na 3. → więcej powłok = większy atom.

(c) Na > Na⁺ — jon traci zewnętrzny elektron (cała 3. powłoka), zostaje konfiguracja neonu (2. powłoka); promień drastycznie maleje.

Z4. Dlaczego energia jonizacji boru (B, Z=5) jest niższa niż berylu (Be, Z=4), mimo że B ma większe Z?

Pokaż rozwiązanie

Be: $1s^2 2s^2$ — elektron walencyjny w 2s. B: $1s^2 2s^2 2p^1$ — elektron walencyjny w 2p. Podpowłoka 2p ma wyższą energię (i jest słabiej trzymany) niż 2s — ekranowan jest przez elektrony 2s. Mimo większego Z, elektron 2p jest łatwiej oderwać niż elektron 2s. Stąd paradoksalny wynik: $I_1(\text{B}) < I_1(\text{Be})$.

Z5. Które z poniższych jonów są izoelektronowe z nenem ($1s^2 2s^2 2p^6$)? Uszereguj je według rosnącego promienia jonowego: Na⁺, Mg²⁺, F⁻, O²⁻, Al³⁺.

Pełne rozwiązanie

Wszystkie pięć mają 10 elektronów (konfigurację neonu) — są wszystkie izoelektronowe. Promień zależy od liczby protonów (im więcej, tym silniejsze przyciąganie tych samych 10 elektronów = mniejszy promień):

Al³⁺ (Z=13) < Mg²⁺ (Z=12) < Na⁺ (Z=11) < F⁻ (Z=9) < O²⁻ (Z=8)

Zapamiętaj: w seriach izoelektronowych więcej protonów = mniejszy jon.

Z6. [R] Czy zestaw $(n=3, l=3, m=0, m_s=+\tfrac{1}{2})$ jest dozwolony? Jeśli nie — co jest błędem?

Pokaż rozwiązanie

Niedozwolony. Dla $n=3$, poboczna liczba kwantowa $l$ może wynosić co najwyżej $n-1=2$. Tutaj $l=3$ przekracza ten limit — nie istnieje podpowłoka f na trzeciej powłoce ($3f$ nie istnieje; podpowłoka f pojawia się dopiero od $n=4$).

Z7. [R] Napisz konfigurację elektronową miedzi (Cu, Z=29) i jej jonu Cu²⁺. Wyjaśnij, dlaczego Cu²⁺ nie ma konfiguracji $3d^{10}$.

Pełne rozwiązanie

Cu: $[\text{Ar}]\ 3d^{10} 4s^1$ (anomalia — stabilność $d^{10}$).

Cu⁺: traci elektron z 4s → $[\text{Ar}]\ 3d^{10}$ — nadal $d^{10}$, stabilny jon (minerały jak Cu₂S).

Cu²⁺: traci jeszcze jeden elektron (teraz z 3d, bo 4s już puste) → $[\text{Ar}]\ 3d^9$ — jeden orbital d niezapełniony. Mimo „straty" stabilności $d^{10}$, Cu²⁺ jest najczęstszym jonem miedzi (np. $\text{CuSO}_4$ · 5H₂O, błękitny witriol). Energia hydratacji (solwatacja jonu w wodzie) dla Cu²⁺ jest tak duża, że rekompensuje utratę stabilności $d^{10}$.

Z8. [R] Mangan tworzy jony Mn²⁺ (stabilny, bladoróżowy) i Mn⁷⁺ (utleniacz, fioletowy KMnO₄). Napisz konfiguracje d tych jonów. Który z nich ma stabilną konfigurację półzapełnioną?

Pokaż rozwiązanie

Mn: $[\text{Ar}]\ 3d^5 4s^2$.

Mn²⁺: traci 2e z 4s → $[\text{Ar}]\ 3d^5$ — 5 niesparowanych elektronów d, konfiguracja $d^5$ (pół-d). Bardzo stabilna; stąd Mn²⁺ jest dominującą formą w środowisku redukującym.

Mn⁷⁺: traci 2e z 4s i 5e z 3d → $[\text{Ar}]$ — konfiguracja argonu (brak e d). Jon Mn⁷⁺ jest silnym utleniaczem, bo chętnie odzyskuje elektrony i wraca do stabilniejszych konfiguracji.

🔍 Sprawdź, czy umiesz (cele działu)

[ ] Opisać budowę powłokową atomu; wymienić typy podpowłok i ich pojemności.
[ ] Zapisać konfigurację elektronową pierwiastków Z = 1–20 w postaci pełnej i skróconej, także dla jonów.
[ ] Odczytać z konfiguracji numer okresu, grupy i liczbę elektronów walencyjnych.
[ ] Opisać trendy energii jonizacji, elektroujemności i promienia atomowego w układzie.
[ ] Wytłumaczyć wyjątki Be/B i N/O w energii jonizacji.
[ ] Porównać rozmiary jonów izoelektronowych.
[ ] Przewidzieć właściwości pierwiastka na podstawie jego pozycji w układzie.
[ ] [R] Podać cztery liczby kwantowe, ich zakres i znaczenie; weryfikować dozwolone zestawy.
[ ] [R] Wyjaśnić zakaz Pauliego i jego konsekwencję; opisać kształty orbitali s i p.
[ ] [R] Napisać konfigurację elektronową pierwiastków bloku d z anomaliami Cr i Cu.
[ ] [R] Zapisać konfiguracje jonów metali przejściowych (Fe²⁺, Fe³⁺, Mn²⁺, Cu²⁺, Cr³⁺).
[ ] [R] Wyjaśnić zmienną wartościowość i właściwości metali przejściowych przez pryzmat konfiguracji d.