Pe scurt
Modelul cuantic modern descrie electronii ca având proprietăți duale de particulă și undă, localizați în orbitali – regiuni de probabilitate, nu pe orbite fixe. Fiecare electron este definit de patru numere cuantice, iar modul în care se ocupă orbitalii respectă principiile Aufbau, Pauli și Hund. Configurațiile electronice ale elementelor se construiesc în ordinea crescătoare a energiei, cu excepții notabile precum cromul și cuprul, datorate stabilității substraturilor semi-ocupate sau complet ocupate.
Numere cuantice și semnificația lor
- Numărul cuantic principal (n) definește nivelul energetic (n = 1, 2, 3, ...). Cu cât n este mai mare, cu atât electronul este mai departe de nucleu și are energie mai mare.
- Numărul cuantic secundar sau azimutal (l) definește substratul și ia valori de la 0 la n-1:
- l = 0 → orbitali de tip
s (sferici)
- l = 1 → orbitali de tip p (în formă de halteră)
- l = 2 → orbitali de tip d
- l = 3 → orbitali de tip f
- Numărul cuantic magnetic (ml) specifică orientarea orbitalului în spațiu și ia valori între -l și +l.
- Numărul cuantic de spin (ms) descrie rotația proprie a electronului și poate fi +1/2 sau -1/2.
Principii de ocupare a orbitalilor
- Principiul de construcție (Aufbau): electronii ocupă orbitalii în ordinea crescătoare a energiei: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p.
- Principiul lui Pauli: într-un atom nu pot exista doi electroni cu aceleași patru numere cuantice, deci un orbital poate conține maxim doi electroni cu spin opus.
- Regula lui Hund: la ocuparea unui substrat degenerat (orbitali de aceeași energie), electronii se distribuie mai întâi câte unul în fiecare orbital, cu spin paralel, iar apoi se perechează.
Configurații electronice
Configurația electronică a unui atom se scrie prin notarea nivelurilor, substraturilor și numărului de electroni (ex: 1s² 2s² 2p⁶).
Exemplul 1: Oxigenul (O, Z = 8)
- Completare: 1s², apoi 2s², apoi 2p⁴
- Configurația completă: 1s² 2s² 2p⁴
- Distribuția pe orbitali: 2p are trei orbitali (px, py, pz). Conform regulii lui Hund, primii trei electroni se așează câte unul în fiecare orbital (cu spinul în sus), iar al patrulea se perechează într-un orbital. Oxigenul are doi electroni neperechi, ceea ce explică feromagnetismul său slab.
Exemplul 2: Fierul (Fe, Z = 26)
- Ordinea de completare: 1s², 2s², 2p⁶, 3s², 3p⁶, 4s², 3d⁶
- Configurația: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d⁶
- La ionizare, fierul pierde electronii din 4s mai întâi:
- Fe²⁺: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d⁶
- Fe³⁺: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d⁵ (substrat 3d semi-ocupat, stabil)
Exemplul 3: Cuprul (Cu, Z = 29)
- Conform regulii Aufbau, am aștepta 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d⁹
- Configurația reală este 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s¹ 3d¹⁰, datorită stabilității deosebite a substratului 3d complet ocupat (10 electroni). Un electron din 4s migrează în 3d.
- Analog, cromul (Cr, Z = 24) are configurația 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s¹ 3d⁵, nu 4s² 3d⁴, datorită stabilității substratului 3d semi-ocupat (5 electroni).
Concepte cheie
- Numere cuantice: principal (n), azimutal (l), magnetic (ml), spin (ms)
- Nivele și substraturi: s, p, d, f și numărul maxim de electroni per substrat (2, 6, 10, 14)
- Orbitali: forme geometrice (sferic, halteră) și degenerare
- Principiul Aufbau: ordinea de umplere a orbitalilor
- Principiul lui Pauli: maxim 2 electroni per orbital cu spin opus
- Regula lui Hund: electronii se așează câte unul în orbitali degenerați înainte de a se perechea
- Configurații electronice: scrierea completă și notația cu gaze nobile
- Excepții: Cr, Cu și stabilitatea substraturilor semi-ocupate/complet ocupate
Verifică-te!
- Care sunt cele patru numere cuantice care caracterizează un electron și ce descrie fiecare?
- De ce cromul (Z=24) are configurația 4s¹ 3d⁵ în loc de 4s² 3d⁴?
- Conform regulii lui Hund, cum se distribuie electronii în substratul 2p al oxigenului?