Pe scurt
Atomul este format dintr-un nucleu și electroni care se deplasează în orbitali – regiuni de probabilitate maximă. Fiecare electron este caracterizat de patru numere cuantice, iar distribuția electronilor pe straturi, substraturi și orbitali se numește configurație electronică. Umplerea orbitalilor respectă principiile Aufbau, Pauli și regula lui Hund, cu excepții pentru stabilitatea semiumplută sau complet umplută.
Structura atomului
Atomul este format dintr-un nucleu (protoni și neutroni) și electroni care se deplasează în jurul nucleului pe orbitali. Electronii nu se află pe traiectorii bine definite, ci în orbitali – regiuni de probabilitate maximă de a fi găsiți.
Configurația electronică
Configurația electronică descrie modul în care electronii sunt distribuiți pe straturi, substraturi și orbitali. Se scrie folosind notația spectroscopică (ex: 1s² 2s² 2p⁶).
Exemplul 1: Determinarea configurației electronice pentru Oxigen (Z=8)
- Oxigenul are 8 electroni
- Umplerea după regula Aufbau: 1s² (2 e), 2s² (2 e), 2p⁴ (4 e)
- Configurația finală: 1s² 2s² 2p⁴
- Numerele cuantice pentru ultimul electron: n=2, l=1 (orbital p), ml poate fi -1, 0 sau +1, iar pentru a respecta regula lui Hund, electronii ocupă orbitalii p cu spin paralel. Astfel, ultimul electron va avea ml = -1, 0 sau +1 și ms = +1/2
Exemplul 2: Configurația electronică pentru Fier (Z=26)
- Fierul are 26 electroni
- Ordinea de umplere: 1s², 2s², 2p⁶, 3s², 3p⁶, 4s², 3d⁶
- Atenție: 4s se umple înaintea 3d
- Configurația: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d⁶ 4s²
- Ultimul electron intrat este în orbitalul 3d
- Numerele cuantice pentru un electron dintr-un orbital 3d: n=3, l=2, ml poate fi -2,-1,0,1,2, iar ms = +1/2 sau -1/2
- Configurația reală: [Ar] 3d⁶ 4s²
Numere cuantice
Fiecare electron este caracterizat de patru numere cuantice
- Numărul cuantic principal (n) – determină nivelul de energie și distanța medie față de nucleu, având valori 1, 2, 3, ...
- Numărul cuantic secundar sau azimutal (l) – determină forma orbitalului, cu valori de la 0 la n-1 (0 pentru s, 1 pentru p, 2 pentru d, 3 pentru f)
- Numărul cuantic magnetic (ml) – determină orientarea orbitalului în spațiu, cu valori între -l și +l
- Numărul cuantic de spin (ms) – descrie momentul cinetic intrinsec al electronului, având valorile +1/2 sau -1/2
Principiile de umplere a orbitalilor
- Principiul Aufbau – se ocupă orbitalii în ordinea crescătoare a energiei (1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p ...)
- Principiul de excludere Pauli – un orbital poate conține maximum doi electroni cu spin opus
- Regula lui Hund – când se ocupă un substrat, electronii se distribuie pe cât mai mulți orbitali, cu spin paralel (maximizarea multiplicității spinului)
Excepții de umplere
Pentru elementele din blocul d și f, există excepții datorate stabilității semiumplute sau complet umplute.
Exemplul 3: Excepții – Crom (Z=24) și Cupru (Z=29)
- Conform Aufbau, Cr ar trebui să aibă 3d⁴ 4s², dar configurația reală este [Ar] 3d⁵ 4s¹, deoarece un substrat 3d semiumplut (5 electroni cu spin paralel) oferă stabilitate mare
- La Cu, configurația așteptată ar fi 3d⁹ 4s², dar reală este [Ar] 3d¹⁰ 4s¹, datorită substratului d complet umplut
- Alte exemple: Mo, Ag, Au etc.
Importanța conceptelor
Înțelegerea acestor concepte este esențială pentru predicția proprietăților chimice, a valenței și a reactivității elementelor.
Verifică-te!
- Care sunt cele patru numere cuantice și ce descrie fiecare dintre ele?
- Ce spune principiul de excludere Pauli și regula lui Hund?
- De ce cromul (Z=24) are configurația [Ar] 3d⁵ 4s¹ în loc de [Ar] 3d⁴ 4s²?