Model atomu Bohra; konfiguracja elektronowa do wapnia (Z = 20)
🎯 Po co Ci to?
Wyobraź sobie, że chcesz zrozumieć, dlaczego neon jest gazem szlachetnym, a sód reaguje gwałtownie z wodą. Albo dlaczego tlen tworzy dwa wiązania, a azot — trzy. Odpowiedź leży w liczbie i rozmieszczeniu elektronów w atomie. Konfiguracja elektronowa to „adres" każdego elektronu — a gdy już go znasz, układ okresowy przestaje być tablicą do kucia na pamięć, a staje się logiczną mapą.
✅ Czego się nauczysz
Po tej lekcji potrafisz:
- opisać budowę powłokową atomu; wymienić, co oznaczają pojęcia: powłoka i podpowłoka;
- zapisać konfigurację elektronową pierwiastków od H (Z = 1) do Ca (Z = 20) w zapisie podpowłokowym (np. $1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^6 4s^2$);
- przyporządkować pierwiastek do okresu i grupy układu okresowego na podstawie konfiguracji;
- wyjaśnić, czym są elektrony walencyjne i dlaczego to właśnie one decydują o chemicznym charakterze pierwiastka;
- zapisać konfigurację w postaci skróconej, z rdzeniem atomowym w nawiasie kwadratowym (np. $[\text{Ar}]4s^2$);
- określić przynależność pierwiastka do bloku s albo p na podstawie jego konfiguracji;
- zapisać konfigurację elektronową jonu o podanym ładunku — kationu i anionu.
🔁 Przypomnij sobie
Z jednostki 1.1 wiesz już, że atom składa się z dodatnio naładowanego jądra (protony i neutrony, czyli nukleony) i otaczających je ujemnych elektronów, a liczba atomowa $Z$ to liczba protonów — w atomie obojętnym równa liczbie elektronów. Teraz zejdziemy głębiej: gdzie dokładnie te elektrony przebywają?
📘 Wyjaśnienie
Skąd wiemy, że elektrony nie mogą być „wszędzie"?
Na początku XX wieku fizycy napotkali zagadkę: gorący gaz helu, na przykład, świeci, ale nie wszystkimi kolorami naraz. Emituje precyzyjnie określone linie widma — jak kod kreskowy. Inne atomy mają inne kody. Dlaczego?
💭 Pomyśl: Jeśli elektrony mogłyby znajdować się w dowolnej odległości od jądra i mieć dowolną energię, jakiego widma byś oczekiwał — ciągłego (tęcza kolorów) czy z dyskretnych linii?
Sprawdź odpowiedź
Ciągłego — elektrony przechodząc swobodnie między dowolnymi energiami emitowałyby światło o każdej długości fali. Skoro obserwujemy tylko określone linie, energia elektronów musi być skwantowana — dozwolone są tylko pewne, wyróżnione wartości energii. To było rewolucyjne odkrycie na początku XX wieku.
Model Bohra — zasady
W 1913 roku Niels Bohr zaproponował model, który (z pewnym uproszczeniem) obowiązuje do dziś jako pierwszy krok do rozumienia budowy atomu. Jego kluczowe postulaty:
- Elektrony poruszają się po dozwolonych orbitach wokół jądra — każda orbita odpowiada określonej energii.
- Elektron może „skakać" między orbitami, pochłaniając albo emitując foton o energii równej różnicy energii między orbitami.
- Na najniższej orbicie (stan podstawowy) elektron nie emituje energii.
W tym modelu orbity zgrupowane są w powłoki — oznaczamy je literami K, L, M, N... lub liczbami 1, 2, 3, 4... Powłoka pierwsza jest najbliżej jądra i ma najniższą energię.
📐 DEFINICJA — powłoka elektronowa: zbiór stanów elektronowych o tej samej głównej liczbie kwantowej $n$ (lub — w ujęciu Bohra — elektrony na tej samej orbicie). Powłoki oznaczamy K (n=1), L (n=2), M (n=3), N (n=4)...
Po ludzku: powłoka to „piętro" energetyczne w atomie. Im wyższe piętro, tym dalej elektron od jądra i tym więcej energii posiada. Czym to NIE jest: powłoka to nie okrąg wyryty w przestrzeni — to przedział energetyczny; elektrony na tej samej powłoce mogą „wchodzić" w różne regiony przestrzeni (podpowłoki!).
Podpowłoki
Każda powłoka dzieli się na podpowłoki, oznaczane literami s, p, d, f. Na pierwszej powłoce jest tylko podpowłoka s; na drugiej — s i p; na trzeciej — s, p i d; na czwartej — s, p, d i f.
📐 DEFINICJA — podpowłoka: część powłoki, oznaczana literą s, p, d lub f, mieszcząca ściśle określoną maksymalną liczbę elektronów.
Po ludzku: jeśli powłoka to piętro, podpowłoka jest blokiem mieszkań na tym piętrze — a każdy blok ma z góry znaną liczbę miejsc.
Pojemności ważne na pamięć:
| Podpowłoka | Maks. elektrony |
|---|---|
| s | 2 |
| p | 6 |
| d | 10 |
| f | 14 |
Skąd biorą się akurat te liczby? Każda podpowłoka składa się z orbitali — przestrzennych regionów, w których z dużym prawdopodobieństwem można znaleźć elektron.
📐 DEFINICJA — orbital atomowy: obszar przestrzeni wokół jądra, w którym prawdopodobieństwo znalezienia elektronu jest duże (umownie: powyżej 90%). Orbital może pomieścić co najwyżej 2 elektrony.
Po ludzku: orbital to „mieszkanie" elektronu — precyzyjniej: region, w którym elektron najchętniej przebywa. Jedno mieszkanie może mieć najwyżej dwóch lokatorów. Czym to NIE jest: orbital to nie trasa, po której elektron jeździ — to obszar przebywania.
Liczba orbitali rośnie nieparzyście: s — 1 orbital, p — 3, d — 5, f — 7. Pojemność podpowłoki to po prostu podwojona liczba jej orbitali, bo w każdym mieszczą się najwyżej dwa elektrony.
Konfiguracja elektronowa — jak ją zapisać?
Konfiguracja elektronowa to lista podpowłok zapełnianych elektronami od najniższej energii w górę. Zapisujemy ją jako:
$$n\text{(litera)}^{\text{liczba elektronów}}$$
na przykład: $1s^2 2s^2 2p^6$ — to konfiguracja neonu (Z = 10).
Kolejność zapełniania podpowłok. Elektrony wchodzą kolejno na podpowłoki o coraz wyższej energii:
$$1s \to 2s \to 2p \to 3s \to 3p \to 4s \to \ldots$$
Do wapnia (Z = 20) ta kolejność w zupełności wystarcza — kolejnej podpowłoki, 3d, żaden z tych dwudziestu pierwiastków jeszcze nie zapełnia.
Dalej ciąg biegnie tak: $4s \to 3d \to 4p \to 5s \to 4d \to \ldots$ — i tu pojawia się zaskoczenie, bo 4s wyprzedza 3d, choć czwarta powłoka leży wyżej niż trzecia.
Porządek ten opisuje suma $n+l$: zapełniamy w kolejności rosnącego $n+l$, a przy równej sumie — rosnącego $n$. Dla 4s jest to $4+0=4$, dla 3d $3+2=5$, więc 4s idzie pierwsze. Podstawa programowa nie nadaje tej zasadzie nazwy i jej nie wymaga — liczy się umiejętność zapisania konfiguracji.
💭 Pomyśl: Dlaczego podpowłoka 4s jest zapełniana przed 3d, skoro czwarta powłoka jest wyżej niż trzecia?
Sprawdź odpowiedź
To subtelność wynikająca z oddziaływań elektron–elektron. Energia elektronu zależy nie tylko od powłoki (n), ale też od kształtu podpowłoki (l) — orbital 4s „wnika" głębiej w kierunku jądra niż orbitale 3d, przez co w większości atomów ma nieco niższą energię. Gdy jednak atomy mają więcej elektronów (i mocniejsze jądro — większe Z), energia 3d spada, a kolejność może się odwrócić. Dlatego przy jonizacji metali przejściowych traci się najpierw elektron z 4s (choć był zapełniony wcześniej). To jeden z ważniejszych „zaskakujących" faktów chemii!
📐 DEFINICJA — konfiguracja elektronowa: zapis rozmieszczenia wszystkich elektronów atomu na podpowłokach, w kolejności rosnącej energii podpowłok.
Po ludzku: konfiguracja elektronowa to „spis lokatorów" w każdym mieszkaniu każdego piętra budynku-atomu.
Reguła Hunda
Gdy mamy do zapełnienia kilka orbitali tej samej podpowłoki p, d lub f — np. trzy orbitale 2p — elektrony nie lubią się tłoczyć. Najpierw każdy orbital dostaje jeden elektron z tym samym spinem, a dopiero gdy wszystkie orbitale mają po jednym — zaczyna się dobieranie w pary.
📐 DEFINICJA — reguła Hunda: w obrębie jednej podpowłoki elektrony zajmują orbitale maksymalizując liczbę niesparowanych elektronów; wszystkie niesparowane elektrony mają taki sam spin.
Po ludzku: elektrony w jednej podpowłosce wolą siedzieć w osobnych pokojach niż dwa w jednym — dopóki nie muszą się dzielić. Czym to NIE jest: reguła Hunda dotyczy orbitali TEJ SAMEJ podpowłoki; nie mówi nic o kolejności zapełniania różnych podpowłok.
Konfiguracje elektronowe pierwiastków Z = 1–20
Poniżej pełna lista — naucz się ją rozumieć, nie wkuwać:
| Z | Pierwiastek | Konfiguracja elektronowa |
|---|---|---|
| 1 | H | $1s^1$ |
| 2 | He | $1s^2$ |
| 3 | Li | $1s^2 2s^1$ |
| 4 | Be | $1s^2 2s^2$ |
| 5 | B | $1s^2 2s^2 2p^1$ |
| 6 | C | $1s^2 2s^2 2p^2$ |
| 7 | N | $1s^2 2s^2 2p^3$ |
| 8 | O | $1s^2 2s^2 2p^4$ |
| 9 | F | $1s^2 2s^2 2p^5$ |
| 10 | Ne | $1s^2 2s^2 2p^6$ |
| 11 | Na | $1s^2 2s^2 2p^6 3s^1$ |
| 12 | Mg | $1s^2 2s^2 2p^6 3s^2$ |
| 13 | Al | $1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^1$ |
| 14 | Si | $1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^2$ |
| 15 | P | $1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^3$ |
| 16 | S | $1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^4$ |
| 17 | Cl | $1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^5$ |
| 18 | Ar | $1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^6$ |
| 19 | K | $1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^6 4s^1$ |
| 20 | Ca | $1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^6 4s^2$ |
💭 Pomyśl: Patrzysz na konfigurację potasu (K, Z=19): $1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^6 4s^1$. Dlaczego ostatni elektron trafia do 4s, a nie do 3d — skoro trzecia powłoka jest „bliżej"?
Sprawdź odpowiedź
Dlatego że 4s ma w tym przypadku niższą energię niż 3d. Energia podpowłoki zależy od n i od l — podpowłoka 4s „zagląda" bliżej jądra niż 3d i jest przez nie mocniej przyciągana. Decyduje suma $n+l$: dla 4s to $4+0=4$, dla 3d $3+2=5$. Wygrywa 4s.
Elektrony walencyjne i połączenie z układem okresowym
Elektrony walencyjne to elektrony na ostatniej, najbardziej zewnętrznej zapełnionej powłoce (i dla elementów bloku p — wszystkie elektrony ostatniej powłoki; dla bloku s — elektrony ns). To one decydują o reakcjach chemicznych, bo jądro silniej przyciąga elektrony wewnętrzne.
📐 DEFINICJA — elektrony walencyjne: elektrony w zewnętrznej (walencyjnej) powłoce atomu, uczestniczące w tworzeniu wiązań chemicznych.
Po ludzku: elektrony walencyjne to „ręce" atomu, którymi łączy się z innymi atomami.
Jak odczytać pozycję w układzie okresowym z konfiguracji?
- Numer okresu = numer najwyższej powłoki z elektronami (n zewnętrzna).
- Numer grupy = dla bloku s: liczba elektronów walencyjnych (grupy 1–2); dla bloku p: liczba elektronów walencyjnych + 10 (grupy 13–18, np. 5 elektronów walencyjnych → 15. grupa); dla bloku d: bardziej złożone zasady.
💭 Pomyśl: Fosfor (P, Z=15) ma konfigurację $1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^3$. Do jakiego okresu i grupy należy?
Sprawdź odpowiedź
Najwyższa powłoka z elektronami to 3 → 3. okres. Elektrony walencyjne: $3s^2 3p^3$ — razem 5 elektronów → 15. grupa (V A, dawna notacja VA). Zgadza się z tablicą!
Rdzeń atomowy i zapis skrócony
Pisanie $1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^6 4s^2$ za każdym razem jest męczące — a początek tego zapisu powtarza się u wszystkich cięższych pierwiastków. Elektrony wewnętrzne, te poniżej powłoki walencyjnej, tworzą rdzeń atomowy: nie biorą udziału w reakcjach, tylko ekranują jądro.
📐 DEFINICJA — rdzeń atomowy: jądro wraz z elektronami wewnętrznymi (wszystkimi poza walencyjnymi); w zapisie konfiguracji zastępujemy go symbolem gazu szlachetnego w nawiasie kwadratowym.
Po ludzku: rdzeń to „zaplecze" atomu — jest, działa, ale chemii nie robi.
Stąd zapis skrócony: zamiast wypisywać rdzeń, wstawiamy symbol poprzedzającego gazu szlachetnego.
| Pierwiastek | Zapis pełny | Zapis skrócony |
|---|---|---|
| Na (Z=11) | $1s^2 2s^2 2p^6 3s^1$ | $[\text{Ne}]3s^1$ |
| Cl (Z=17) | $1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^5$ | $[\text{Ne}]3s^2 3p^5$ |
| Ca (Z=20) | $1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^6 4s^2$ | $[\text{Ar}]4s^2$ |
Zapis skrócony pokazuje od razu to, co najważniejsze: elektrony walencyjne stoją poza nawiasem.
Bloki s i p — skąd je odczytać
Pierwiastek należy do tego bloku, którego podpowłoka przyjmuje ostatni dopisany elektron:
- blok s — ostatni elektron wchodzi do podpowłoki $s$ (grupy 1. i 2., np. $[\text{Ar}]4s^2$ → wapń);
- blok p — ostatni elektron wchodzi do podpowłoki $p$ (grupy 13.–18., np. $[\text{Ne}]3s^2 3p^5$ → chlor).
Pierwiastki bloku d (grupy 3.–12.) rządzą się dodatkowymi zasadami — wracamy do nich w jednostce 1.6.
💭 Pomyśl: Magnez ma konfigurację $[\text{Ne}]3s^2$, a krzem $[\text{Ne}]3s^2 3p^2$. Do jakich bloków należą?
Sprawdź odpowiedź
Magnez: ostatni elektron wchodzi do $3s$ → blok s (2. grupa). Krzem: ostatni elektron wchodzi do $3p$ → blok p (14. grupa). Uwaga na krzem: to, że ma zapełnione $3s^2$, nie czyni go pierwiastkiem bloku s — liczy się podpowłoka, do której trafia ostatni elektron.
Konfiguracja elektronowa jonów
Atom staje się jonem, gdy odda albo przyjmie elektrony. Liczba protonów się przy tym nie zmienia — pierwiastek zostaje sobą, zmienia się wyłącznie liczba elektronów, a więc i konfiguracja.
Kation (ładunek dodatni) powstaje przez oddanie elektronów. Oddawane są elektrony z najwyższej powłoki — te najsłabiej związane:
$$\text{Na}\ [\text{Ne}]3s^1 \quad\longrightarrow\quad \text{Na}^+\ 1s^2 2s^2 2p^6 = [\text{Ne}]$$
$$\text{Mg}\ [\text{Ne}]3s^2 \quad\longrightarrow\quad \text{Mg}^{2+}\ 1s^2 2s^2 2p^6 = [\text{Ne}]$$
Anion (ładunek ujemny) powstaje przez przyjęcie elektronów — dopisujemy je do podpowłoki, która jeszcze ma wolne miejsca:
$$\text{Cl}\ [\text{Ne}]3s^2 3p^5 \quad\longrightarrow\quad \text{Cl}^-\ [\text{Ne}]3s^2 3p^6 = [\text{Ar}]$$
$$\text{O}\ [\text{He}]2s^2 2p^4 \quad\longrightarrow\quad \text{O}^{2-}\ [\text{He}]2s^2 2p^6 = [\text{Ne}]$$
Zauważ regularność: wszystkie te jony osiągnęły konfigurację najbliższego gazu szlachetnego — oktet elektronów walencyjnych. To nie przypadek; wrócimy do tego przy wiązaniach chemicznych (dział 2).
📐 DEFINICJA — jony izoelektronowe: jony (lub jony i atomy) o identycznej konfiguracji elektronowej, czyli o tej samej liczbie elektronów; różnią się liczbą protonów, a więc i ładunkiem.
Po ludzku: $\text{Na}^+$, $\text{Mg}^{2+}$, $\text{O}^{2-}$, $\text{F}^-$ i atom neonu mają po 10 elektronów rozmieszczonych tak samo — są izoelektronowe.
⚠️ Uwaga, pułapka: Konfigurację jonu wyprowadzamy z konfiguracji atomu, po czym zmieniamy liczbę elektronów. Najczęstszy błąd to przepisanie konfiguracji atomu bez tej zmiany — na przykład zapisanie $\text{Na}^+$ jako $[\text{Ne}]3s^1$. Sprawdzian jest prosty: policz elektrony. Jon $\text{Na}^+$ ma ich 10, nie 11.
💭 Pomyśl: Ile elektronów ma jon $\text{Ca}^{2+}$ i jaka jest jego konfiguracja?
Sprawdź odpowiedź
Wapń ma Z=20, czyli 20 elektronów w atomie obojętnym: $[\text{Ar}]4s^2$. Jon $\text{Ca}^{2+}$ oddał dwa elektrony z najwyższej powłoki ($4s$), więc ma ich 18: $1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^6 = [\text{Ar}]$. Jest izoelektronowy z argonem, z jonem $\text{Cl}^-$ i z jonem $\text{K}^+$.
⚠️ Uwaga, pułapka
Pułapka 1 — kolejność zapełniania vs. kolejność w konfiguracji. Potas (Z=19) ostatni elektron wchodzi do 4s, nie do 3d. Ale PISZĄC konfigurację, mamy zwyczaj grupować podpowłoki według powłok: poprawnie piszemy $\ldots 3s^2 3p^6 4s^1$, czasem też skrótowo $[\text{Ar}]4s^1$. Oba zapisy są akceptowane.
Pułapka 2 — reguła Hunda w 2p przy tlenie. Tlen ma $2p^4$: cztery elektrony na trzech orbitalach 2p. Reguła Hunda mówi: najpierw po jednym w każdym z trzech orbitali (3 elektrony niesparowane), a czwarty dopiero dobiera się do jednego z zajętych orbitali — nie ma wyboru. Wynik: 2 elektrony niesparowane w tlenie, nie 4. Błąd: wrzucenie wszystkich czterech do jednego orbitalu.
Pułapka 3 — nie mylić powłoki z podpowłoką. „Elektron na trzeciej powłoce" to nie to samo co „elektron w podpowłoce 3s" — trzecia powłoka zawiera 3s, 3p i 3d.
🕰️ Skąd to wiemy
Niels Bohr (1913) oparł swój model na kilku zjawiskach równocześnie: widmie emisyjnym wodoru (serie Balmera, Lymana), fotoelektryce Einsteina (kwanty energii) i postulatach Plancka. Sam Bohr wiedział, że jego model to przybliżenie — „orbity" to uproszczenie, a prawdziwy opis wymaga mechaniki kwantowej. Mimo to model Bohra do dziś jest najszybszą drogą do zrozumienia konfiguracji elektronowych i układu okresowego.
📐 Definicje tej lekcji
- Powłoka elektronowa — zbiór stanów o tym samym n; oznaczenia K(1), L(2), M(3), N(4)...
- Podpowłoka — część powłoki oznaczana literą s, p, d lub f; pojemności: s — 2 e, p — 6 e, d — 10 e, f — 14 e.
- Orbital — obszar przestrzeni z dużym prawdopodobieństwem znalezienia elektronu; max 2 elektrony.
- Konfiguracja elektronowa — zapis rozmieszczenia elektronów na podpowłokach w porządku rosnącej energii.
- Elektrony walencyjne — elektrony zewnętrznej powłoki, uczestniczące w wiązaniach.
- Reguła Hunda — w jednej podpowłosce elektrony najpierw zajmują każdy orbital osobno (maksymalne niesparowanie).
- Rdzeń atomowy — jądro wraz z elektronami wewnętrznymi; w zapisie skróconym zastępowany symbolem gazu szlachetnego.
- Jony izoelektronowe — jony (lub jony i atomy) o identycznej konfiguracji elektronowej, różniące się liczbą protonów.
📌 Najważniejsze w pigułce
- Elektrony zajmują podpowłoki s, p, d, f o pojemnościach 2, 6, 10 i 14 elektronów.
- Kolejność zapełniania: $1s \to 2s \to 2p \to 3s \to 3p \to 4s \to \ldots$ — do wapnia (Z = 20) tyle wystarczy.
- Dalej kolejność biegnie $4s \to 3d \to 4p \ldots$ (rosnące $n+l$); podpowłoka składa się z orbitali po 2 elektrony.
- Reguła Hunda: w jednej podpowłosce najpierw jedno per orbital, potem pary.
- Elektrony walencyjne = zewnętrzne, wyznaczają grupę i reaktywność chemiczną.
- Numer okresu = numer najwyższej powłoki z elektronami; numer grupy = liczba elektronów walencyjnych (blok s) lub liczba elektronów walencyjnych + 10 (blok p).
- Zapis skrócony: rdzeń w nawiasie kwadratowym + elektrony walencyjne poza nim ($[\text{Ar}]4s^2$). Blok wyznacza podpowłoka, do której trafia ostatni elektron.
- Konfigurację jonu wyprowadzasz z konfiguracji atomu, zmieniając liczbę elektronów: kation oddaje je z najwyższej powłoki, anion przyjmuje. Liczba protonów zostaje bez zmian.
🎒 Zadania
Zadanie 1.3.1. Zapisz konfigurację elektronową siarki (S, Z = 16) w postaci pełnej i skróconej.
Pokaż rozwiązanie
Siarka ma 16 elektronów: $1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^4$. Zapis skrócony korzysta z najbliższego wcześniejszego gazu szlachetnego — neonu ($1s^2 2s^2 2p^6$): $[\text{Ne}],3s^2 3p^4$. Najczęstszy błąd: zgubienie elektronu przy sumowaniu — sprawdź, czy wykładniki dają w sumie 16.
Zadanie 1.3.1a. Dla tej samej siarki określ liczbę elektronów niesparowanych na podstawie reguły Hunda.
Pokaż rozwiązanie
Podpowłoka 3p ma 4 elektrony na 3 orbitalach: najpierw po jednym do każdego (3 elektrony niesparowane), potem czwarty dobiera się do jednego orbitalu — sparowany. Wynik: 2 elektrony niesparowane. Najczęstszy błąd: podanie 0 („wszystkie sparowane") albo 4 (pominięcie reguły Hunda).
Zadanie 1.3.2. Który pierwiastek ma konfigurację $1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^6 4s^2$? Do jakiego okresu i grupy należy?
Pokaż rozwiązanie
Suma elektronów: 2+2+6+2+6+2 = 20, więc Z=20 → wapń (Ca). Najwyższa powłoka z elektronami: 4 → 4. okres. Elektrony walencyjne: $4s^2$ → 2 elektrony → 2. grupa. Ca to metal ziem alkalicznych (berylowiec) — silnie reaktywny metal.
Zadanie 1.3.3. Atom pierwiastka X należy do 3. okresu i 16. grupy (VIA). Ile elektronów walencyjnych ma ten atom? Jaki to pierwiastek?
Podpowiedź
- grupa oznacza 6 elektronów walencyjnych. 3. okres to powłoka zewnętrzna n=3.
Pełne rozwiązanie
6 elektronów walencyjnych na powłoce n=3: $3s^2 3p^4$. Pełna konfiguracja: $1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^4$, Z=16 → siarka (S). Siarka ma 6 elektronów walencyjnych, co tłumaczy jej typową wartościowość 2 (i 4, 6 na rozszerzeniu).
Zadanie 1.3.4. Dlaczego konfiguracja $1s^2 2s^2 2p^6 3s^3$ jest niemożliwa?
Pokaż rozwiązanie
Podpowłoka s mieści co najwyżej 2 elektrony, nie 3 — niezależnie od tego, na której powłoce leży. Skąd bierze się ten limit, wyjaśniają liczby kwantowe (jednostka 1.5).
Zadanie 1.3.5. Zapisz konfigurację elektronową jonów $\text{Mg}^{2+}$ oraz $\text{S}^{2-}$ — w zapisie pełnym i skróconym. Z atomem którego gazu szlachetnego każdy z nich jest izoelektronowy?
Pokaż rozwiązanie
Magnez (Z=12): $1s^2 2s^2 2p^6 3s^2$. Jon $\text{Mg}^{2+}$ oddał 2 elektrony z powłoki trzeciej, zostaje 10: $1s^2 2s^2 2p^6 = [\text{Ne}]$ — izoelektronowy z neonem.
Siarka (Z=16): $1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^4$. Jon $\text{S}^{2-}$ przyjął 2 elektrony do podpowłoki $3p$, ma ich 18: $1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^6 = [\text{Ar}]$ — izoelektronowy z argonem.
Kontrola: liczba elektronów w jonie = $Z$ minus ładunek (ze znakiem). Dla $\text{S}^{2-}$: $16 - (-2) = 18$. Zgadza się.
Zadanie 1.3.6. Do jakiego bloku należy pierwiastek o konfiguracji $[\text{Ne}]3s^2 3p^1$? Podaj jego symbol oraz konfigurację jonu, jaki najchętniej tworzy.
Podpowiedź
Policz wszystkie elektrony: rdzeń neonu to 10. Ostatni elektron wchodzi do podpowłoki $3p$.
Pełne rozwiązanie
Razem $10 + 2 + 1 = 13$ elektronów, czyli Z=13 → glin (Al). Ostatni elektron trafia do $3p$ → blok p, 13. grupa. Trzy elektrony walencyjne ($3s^2 3p^1$) glin oddaje, tworząc $\text{Al}^{3+}$ o konfiguracji $1s^2 2s^2 2p^6 = [\text{Ne}]$ — izoelektronowy z neonem.
🔍 Sprawdź, czy umiesz
- [ ] Wyjaśnić różnicę między powłoką a podpowłoką i podać pojemności podpowłok.
- [ ] Podać pojemności podpowłok s, p, d, f.
- [ ] Zapisać konfigurację elektronową dowolnego pierwiastka Z = 1–20.
- [ ] Odczytać z konfiguracji numer okresu, grupy i liczbę elektronów walencyjnych.
- [ ] Zastosować regułę Hunda do wyznaczenia liczby elektronów niesparowanych.
- [ ] Zapisać konfigurację w postaci skróconej i wskazać, co jest rdzeniem atomowym.
- [ ] Określić blok (s albo p) na podstawie konfiguracji.
- [ ] Zapisać konfigurację elektronową jonu o podanym ładunku i sprawdzić ją, licząc elektrony.