Elektronový obal

3 a,b) hlavní kvantové číslo n = 2

vedlejší kvantové číslo l může mít celistvou hodnotu od 0 do (n–1), tedy 0, 1 (lze si pamatovat, že nabývá n hodnot, v tomto případě dvou)

magnetické kvantové číslo m může mít celistvou hodnotu od –l do +l (včetně nuly), tedy –1, 0, 1

a) tato trojice tedy není možná, b) tato trojice možná je

4. Výstavbový princip

Je dobré si pamatovat, v jakém pořadí se jednotlivé orbitaly zaplňují - tomu se říká výstavbový princip:

1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, ...

Počty elektronů v orbitalech

Je třeba si pamatovat, že orbital s má nejvýše 2 elektrony, orbital p nejvýše 6 elektronů (3 "domečky"po dvou), orbital d nejvýše 10 elektronů (5 "domečků"po dvou).

Např. 18 Ar má 18 elektronů, orbitaly se postupně zaplňují takto: 1s² (dva elektrony), 2s² (dva elektrony), 2p⁶ (šest elektronů), 3s² (dva elektrony), 3p⁶ (šest elektronů), tedy dohromady:

1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶

Podrobně zde:

is.muni.cz/...

Elektronový obal atomu není homogenním oblakem elektronů, ale má složitější strukturu. Pro začátek si jen uvědomíme, že jednotlivé struktury obalu se liší energií elektromů, které jsou součástí těchto struktur, a tato energie roste s rostoucí vzdáleností od jádra atomu. Struktury jsou rozděleny na jednotlivé slupky. Liší se hlavním kvantovým číslem n = 1 až 7 (aspoň zatím), které odpovídá číslu periody PSP. Slupky se dále dělí na orbitaly. Ty mají několik typů, označených vedlejším kvantovým číslem "l", které může nabývat hodnot 0 až (n-1). Ve 3 periodě tedy existují orbitaly tří typů, l = 0;1a2. Aby se to líp pamatovalo, označujeme typ orbitalu malými písmeny:
l=0 - s; l=1 - p; l=2 - d a l=3 - f. Víc jich zatím nepotřebujeme. Orbitalů typu p, d a f je víc než jeden. Liší se magnetickým kvantovým číslem m. To může nabývat všechny celočíselné hodnoty od -l přes 0 po l. Tak magnetické kvantové číslo u orbitalů d (l=2) může nabývat hodnot -2,-1,0,1,2; orbitalů d, pokud existují je tedy 5. Orbitaly se stejným hlavním a vedlejším kvantovým číslem, které se liší jen magnetickým kvantovým číslem mají různou orientaci v prostoru a mají stejnou energii elektronu. V zápisu elektronové konfigurace rozdělujeme orbitaly do skupin. Každá skupina začíná hlaním kvantovým číslem n, pokračuje vedlejším kvantovým číslem l, vyjadřeným písmenem s, p, d a f. Ještě si budeme pamatovat, že orbital s je jeden, orbitaly p jsou tři, orbitalů d je 5 a orbitalů f je 7. Na každém orbitalu mohou být maximálně dva elektrony, které se od sebe liší spinem. Pokud je orbitalů daného typu víc, říkáme že jsou tolikrát degenerované, kolik jich je. Tedy p-orbitaly jsou 3x degenerované, d pětkrát a f 7krát.
Po několikerém přečtení úvodu nahoře se můžeme podívat na zadání.
1: 2s3 špatně, orbital s je jeden, nemohou na něm být 3 elektrony.
2d4 špatně, ve druhé periodě (l = 0,1) nemohou být d - orbitaly (l=2)
4p6 dobře, p-orbitaly jsou 3, může na niuch být 3*2 elektronů.
f14 špatně, chybí slupka (perioda)
7s1 dobře; 1d2 špatně, d-orbitaly (l=2) mohou být až u n = 3.
2: a a b myslím dáš; 2c: Ne 3s2 3p4
Ještě k tomu zkrácenému zápisu: zapisujeme jen valenční vrstvu. Konfiguraci která ji předchází, zapisujeme jako předcházející vzácný plyn. Nevím jestli tento úkol chce jen zápis uvedeného orbitalu (to c bez toho Ne) nebo i s tím vzácným plynem. Ale pak by tam musely být i orbitaly s a u b i p.

Tak to by bylo pro začátek. Pokud budeš chtít pokračovat, nebo něčemu nerozumíš, tak to napiš.

Elektronové konfigurace bývají také v MFCh tabulkách. Několik odkazů, třeba se budou hodit:

gvmyto.cz/...

e-learning.vscht.cz/...

web.natur.cuni.cz/...