Základní pravidla elektronové konfigurace

Pauliho princip výlučnosti říká, že v jednom orbitalu mohou být maximálně dva elektrony, které se liší spinovým číslem. To je důvod, proč v každé "energetické přihrádce" najdeš jen dva elektrony.

Podle Hundova pravidla se v degenerovaných orbitalech (orbitaly stejné energie) nejprve zaplní každý orbital jedním elektronem, než se začnou tvořit elektronové páry. Nespárované elektrony přitom mají stejný spin. Příklad: u $2p^2$ budou elektrony ve dvou různých p-orbitalech se stejným spinem (↑↑).

💡 Představ si Hundovo pravidlo jako obsazování sedadel v autobuse - lidé si raději sednou sami, než aby sdíleli sedačku s někým jiným.

Výstavbový princip stanovuje, že elektrony obsazují orbitaly v pořadí rostoucí energie. Pořadí zaplňování orbitalů je: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p... Při zápisu elektronové konfigurace se používá zkrácený zápis pomocí vzácných plynů, například: 32Ge: [Ar] 4s² 3d¹⁰ 4p².

Valenční elektrony jsou elektrony v nejvzdálenějších orbitalech od jádra a účastní se chemických reakcí. Podle typu prvku se nacházejí v různých orbitalech:

• S-prvky: ns orbitaly
• P-prvky: ns a np orbitaly
• D-prvky: ns a $n-1$d orbitaly
• F-prvky: ns, $n-1$d a $n-2$f orbitaly

Ionty a výjimky v elektronové konfiguraci

Ionty jsou elektricky nabité částice vzniklé přidáním nebo odebráním elektronů z atomu. Rozlišujeme kationty (kladně nabité) a anionty (záporně nabité). Při tvorbě kationtů se elektrony odebírají nejprve z valenčních orbitalů - například u vápníku se při tvorbě $Ca^{2+}$ odebírají elektrony z 4s orbitalu.

Elektronovou konfiguraci iontů zapisujeme podobně jako u neutrálních atomů. Například $Al^{3+}$ má elektronovou konfiguraci [Ne], protože ztratil všechny své tři valenční elektrony z 3s a 3p orbitalů.

🔍 Pamatuj si: Při tvorbě kladných iontů se elektrony odebírají nejdříve z orbitalů s nejvyšším hlavním kvantovým číslem n.

V elektronové konfiguraci existují výjimky, zejména u prvků, které by teoreticky měly mít elektronovou konfiguraci d⁴ nebo d⁹. Například chrom (Cr) nemá očekávanou konfiguraci [Ar]4s²3d⁴, ale [Ar]4s¹3d⁵. Je to proto, že napůl zaplněné (d⁵) a zcela zaplněné (d¹⁰) d-orbitaly jsou zvláště stabilní.

Tyto výjimky se týkají především prvků jako chrom (Cr), wolfram (W), měď (Cu), stříbro (Ag) a zlato (Au).