Kiedy zaczynasz realizować zagadnienia dotyczące konfiguracji elektronowej, z pewnością natkniesz się na pojęcie promocji elektronowej. To stan, który zaprzecza regule Hunda i stąd może powodować wiele wątpliwości, dlatego pozwól, że trochę ten temat rozjaśnię 🙂
Reguła Hunda
Zacznijmy od podstaw. Najważniejszą informacją, o której należy pamiętać jest ta, że atom zawsze dąży do takiego zapełnienia orbitali elektronowych, który będzie dla niego najbardziej korzystny energetycznie (czytaj: do stanu, w którym ma możliwie najniższą energię). Robi to na trzy sposoby:
- podpowłoki elektronowe zapełnia najpierw elektronami niesparowanymi, a dopiero, gdy wszystkie orbitale będą połowicznie zapełnione, zaczyna je parować,
- nie zaczyna zapełniać kolejnej podpowłoki, dopóki nie zapełni całkowicie poprzedniej,
- zapełnia podpowłoki zgodnie z rosnącą energią (czyli po 3p nie mamy zgodnie z kolejnością 3d, tylko 4s).
Stan podstawowy a stan wzbudzony
Stan o najniższej energii, nazywamy stanem podstawowym. Jak się pewnie domyślasz, stan podstawowy nie jest jedynym możliwym. Gdyby dostarczyć atomowi energii, zostanie on wprowadzony w stan wzbudzony. Wzbudzenie polega na utworzeniu większej liczby elektronów niesparowanych poprzez przeniesie części z nich na dalsze podpowłoki. Im więcej energii dostarczysz, tym dalej może iść elektron i tym więcej elektronów niesparowanych powstanie.
Istotne jest to, że stan wzbudzony jest stanem nietrwałym. Atom prędzej czy później pozbędzie się nadmiaru energii (np. w formie promieniowania), a elektrony wrócą na niższe podpowłoki.
Popatrzmy teraz na taki przypadek:
Reguła Hunda nie jest spełniona, ponieważ podpowłoka 4s nie jest obsadzona całościowo. Mogłoby się więc wydawać, że jest to jeden ze stanów wzbudzonych. Tak jednak nie jest, ponieważ elektrony nie wracają samoistnie na niższe poziomy, jest to zatem konfiguracja trwała = stan podstawowy. Czyli wychodzi na to, że należy stosować regułę Hunda zawsze… chyba, że akurat nie należy 😉. Ale spokojnie, to nie loteria – są ściśle określone przypadki. Na poziomie maturalnym dokładnie dwa: pierwiastki grupy 6. i 11.
Kiedy zachodzi promocja elektronowa?
Dlaczego akurat te dwie grupy? Już tłumaczę. Atomy tych pierwiastków mają odpowiednio 6 i 11 elektronów walencyjnych rozłożonych na podpowłokach typu s i d.
Komentarz: część osób może się ze mną nie zgodzić co do liczby elektronów walencyjnych. Jeśli zastosować definicję, że elektrony walencyjne to te, które tworzą wiązania, to będzie ich mniej. Pamiętaj jednak, że na tym blogu przyjmuję tu uproszczenie maturalne, a a maturze elektrony walencyjne, to elektrony ostatniej powłoki (lub ostatniej i przedostatniej w przypadku pierwiastków bloku d).
Gdyby zastosować regułę Hunda, to powinniśmy otrzymać coś takiego:
Całkowicie zapełniona podpowłoka s oraz częściowo zapełniona podpowłoka d. Okazuje się jednak, że podpowłoka d ma na tyle duże znaczenie energetyczne, że dużo bardziej opłaca się, żeby obsadzić ją symetrycznie, nawet kosztem zmiany kolejności zapełniania. Jeśli więc do symetrycznego obsadzenia (pełnego lub połowicznego) brakuje jednego elektronu, to zostaje on przeniesiony z podpowłoki typu s:
Na maturze najczęściej pytają Cię o konfigurację chromu lub miedzi właśnie z tego powodu. Możesz być poproszony np. o podanie liczb kwantowych elektronu niesparowanego miedzi. Cały haczyk będzie polegał na tym, żeby zorientować się, że nie leży on na podpowłoce d, co byłoby pierwszym strzałem. Teraz na pewno nie dasz się na to złapać 🙂.
Idąc za ciosem, polecam Ci dwa inne wpisy: Wiązania chemiczne – różnice i właściwości oraz Hybrydyzacja – na pewno pomogą Ci w przygotowaniach. A jeśli potrzebujesz dodatkowego wsparcia, zapraszam Cię do mojego kursu maturalnego. Tutaj pobierzesz darmową lekcję: https://kursydomatury.pl/darmowe-materialy/.