Budowa atomu i konfiguracja elektronowa

Budowa atomu i konfiguracja elektronowa

1. Atom — podstawowe pojęcia

Atom jest najmniejszą cząstką pierwiastka chemicznego zachowującą jego właściwości. Składa się z jądra atomowego (protonów i neutronów) oraz elektronów krążących wokół jądra.

| Cząstka | Symbol | Ładunek | Masa (u) | Lokalizacja |
|---------|--------|---------|----------|-------------|
| Proton | p⁺ | +1 | 1,0073 | jądro |
| Neutron | n⁰ | 0 | 1,0087 | jądro |
| Elektron | e⁻ | −1 | 0,00055 | powłoki elektronowe |

Liczba atomowa (Z) — liczba protonów w jądrze. Określa tożsamość pierwiastka.
Liczba masowa (A) — suma protonów i neutronów: A = Z + N.
Zapis symboliczny: ᴬ_Z X, np. ¹²₆C oznacza węgiel o 6 protonach i 6 neutronach.

2. Izotopy

Izotopy to atomy tego samego pierwiastka o różnej liczbie neutronów, np.:

• ¹H (prot), ²H (deuter), ³H (tryt)
• ¹²C, ¹³C, ¹⁴C (izotop promieniotwórczy)
• ²³⁵U i ²³⁸U (izotopy uranu)

Masa atomowa podawana w tablicy Mendelejewa to średnia ważona mas izotopów z uwzględnieniem ich naturalnej obfitości.

3. Model kwantowo-mechaniczny atomu

Współczesny model atomu opiera się na mechanice kwantowej. Elektron nie porusza się po określonej orbicie — opisujemy jedynie prawdopodobieństwo znalezienia go w danym obszarze (orbital).

Liczby kwantowe

Każdy elektron w atomie opisywany jest czterema liczbami kwantowymi:

| Liczba kwantowa | Symbol | Wartości | Co opisuje |
|----------------|--------|----------|------------|
| Główna | n | 1, 2, 3, … | powłoka, energia |
| Poboczna (orbitalna) | l | 0, 1, …, n−1 | kształt orbitalu (s, p, d, f) |
| Magnetyczna | mₗ | −l, …, 0, …, +l | orientacja orbitalu |
| Spinowa | mₛ | +½, −½ | kierunek spinu elektronu |

Rodzaje orbitali

| l | Nazwa | Kształt | Maks. elektronów |
|---|-------|---------|------------------|
| 0 | s | kula | 2 |
| 1 | p | hantel (dwie krople) | 6 |
| 2 | d | rozetka | 10 |
| 3 | f | złożony | 14 |

4. Zasady zapełniania orbitali

Zasada Aufbau (budowania): Elektrony zajmują orbitale o najniższej energii w kolejności:
1s → 2s → 2p → 3s → 3p → 4s → 3d → 4p → 5s → 4d → 5p → 6s → 4f → 5d → 6p → 7s → 5f → 6d → 7p

Zasada Pauliego (zakaz Pauliego): W atomie nie mogą istnieć dwa elektrony o identycznym zestawie czterech liczb kwantowych → w jednym orbitalu max 2 elektrony o przeciwnych spinach.

Reguła Hunda: Elektrony w podpowłoce zajmują najpierw po jednym każdy orbital (z tym samym spinem), a dopiero potem się sparowują.

5. Konfiguracja elektronowa — przykłady

| Pierwiastek | Z | Konfiguracja | Konfiguracja skrócona |
|------------|---|-------------|----------------------|
| Wodór | 1 | 1s¹ | 1s¹ |
| Hel | 2 | 1s² | 1s² |
| Węgiel | 6 | 1s² 2s² 2p² | [He] 2s² 2p² |
| Azot | 7 | 1s² 2s² 2p³ | [He] 2s² 2p³ |
| Tlen | 8 | 1s² 2s² 2p⁴ | [He] 2s² 2p⁴ |
| Sód | 11 | 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹ | [Ne] 3s¹ |
| Żelazo | 26 | 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d⁶ | [Ar] 4s² 3d⁶ |

Elektrony walencyjne — elektrony na ostatniej powłoce; decydują o właściwościach chemicznych pierwiastka.

6. Najczęstsze błędy

• Mylenie liczby atomowej (Z) z liczbą masową (A).
• Pomijanie wyjątków w konfiguracji (np. Cr: [Ar] 4s¹ 3d⁵ zamiast 4s² 3d⁴; Cu: [Ar] 4s¹ 3d¹⁰ zamiast 4s² 3d⁹).
• Zapominanie, że jony tracą/zyskują elektrony z ostatniej powłoki (np. Fe²⁺: [Ar] 3d⁶, Fe³⁺: [Ar] 3d⁵).