kurs maturalny z chemii · 2018. 3. 19. · czĘŚĆ 1: chemia nieorganiczna lekcja 7: konfiguracje...
TRANSCRIPT
KURS MATURALNY
Z CHEMII
WYTŁUMACZENIE TEORII
ROZWIĄZANIA ZADAŃ
OMÓWIENIE MATUR
www.zdajechemie.pl
www.zdajechemie.pl
2
Wszelkie prawa zastrzeżone. Nieautoryzowane rozpowszechnianie całości lub fragmentu
niniejszej publikacji w jakiejkolwiek postaci jest zabronione. Wykonywanie kopii metodą
kserograficzną, fotograficzną, a także kopiowanie kursu na nośniku filmowym,
magnetycznym lub innym powoduje naruszenie praw autorskich niniejszej publikacji.
Autor dołożył wszelkich starań, by zawarte w tym kursie informacje były kompletne
i rzetelne. Nie bierze jednak żadnej odpowiedzialności ani za ich wykorzystanie, ani za
związane z tym ewentualne naruszenie praw autorskich. Autor nie ponosi również żadnej
odpowiedzialności za ewentualne szkody wynikłe z wykorzystania informacji zawartych
w kursie.
SPIS TREŚCI
www.zdajechemie.pl
3
SPIS TREŚCI
Chemia nieorganiczna
1. Mol
2. Stechiometria wzorów chemicznych
3. Stechiometria równań chemicznych
3.1.Stosunek stechiometryczny
3.2.Wydajność reakcji
3.3.Stosunek niestechiometryczny
4. Stężenia
4.1.Stężenie procentowe
4.2.Stężenie molowe
4.3.Stężenie masowe
4.4.Przeliczanie stężeń
4.5.Rozcieńczanie i zatężanie roztworów.
4.6. Mieszanie roztworów
4.7. Rozpuszczalność
5. Hydraty
6. Budowa atomu
7. Konfiguracje elektronowe
8. Liczby kwantowe
9. Położenie w układzie okresowym a właściwości pierwiastków
10. Wiązania chemiczne
11. Geometria cząsteczek
11.1. Hybrydyzacja
11.2. Moment dipolowy
12. Klasyfikacja związków nieorganicznych
12.1. Wodorki
12.2. Tlenki
12.3. Wodorotlenki
12.4. Kwasy
12.5. Sole
12.6. Wodorosole i hydroksosole
13. Amfoteryczność
14. Procesy związane z wymianą elektronów
14.1. Stopnie utlenienia pierwiastków
14.2. Reakcje redoks
14.3. Związki manganu
14.4. Związki chromu
14.5. Reakcje kwasów utleniających z metalami
SPIS TREŚCI
www.zdajechemie.pl
4
15. Procesy w roztworach wodnych
15.1. Dysocjacja
15.2. Stała i stopień dysocjacji, prawo rozcieńczeń Ostwalda
15.3. Wykładnik stężenia jonów wodorowych – pH
15.4. Miareczkowanie
15.5. Roztwory buforowe
16. Teorie kwasowo-zasadowe
17. Hydroliza
18. Iloczyn rozpuszczalności
19. Szybkość reakcji chemicznych
20. Procesy równowagowe – Równowaga reakcji
21. Procesy równowagowe – Reguła przekory
22. *Efekty energetyczne reakcji
23. *Elektrochemia
24. *Elektroliza
25. *Promieniotwórczość
Rozdziały oznaczone gwiazdką (*) obowiązują dla uczniów zdających starą podstawę
programową.
Chemia organiczna
1. Węglowodory alifatyczne
1.1. Alkany
1.2. Cykloalkany
1.3. Alkeny
1.4. Alkiny
2. Węglowodory aromatyczne
3. Alkohole i fenole
3.1. Alkohole monohydroksylowe
3.2. Alkohole polihydroksylowe
3.3. Fenole
4. Aldehydy i ketony
5. Kwasy karboksylowe
6. Estry i tłuszcze
6.1. Estry niższych kwasów karboksylowych
6.2. Estry wyższych kwasów karboksylowych- tłuszcze
6.3. Estry kwasów nieorganicznych
SPIS TREŚCI
www.zdajechemie.pl
5
7. Aminokwasy i białka
7.1. Aminokwasy
7.2. Białka
8. Aminy i amidy
8.1. Aminy
8.2. Amidy
9. Cukry
10. Mechanizmy reakcji
11. Izomeria optyczna
CZĘŚĆ 1: CHEMIA NIEORGANICZNA
LEKCJA 7: KONFIGURACJE ELEKTRONOWE
www.zdajechemie.pl
6
CZĘŚĆ 1: CHEMIA NIEORGANICZNA
LEKCJA 7
Konfiguracje
elektronowe
CZĘŚĆ 1: CHEMIA NIEORGANICZNA
LEKCJA 7: KONFIGURACJE ELEKTRONOWE
www.zdajechemie.pl
7
Konfiguracja elektronowa jest to uproszczony opis atomu, który polega na pokazaniu
rozmieszczenia elektronów na powłokach, podpowłokach i orbitalach. Konfiguracje
elektronowe możemy zapisać na 4 sposoby.
1. Konfiguracja powłokowa
Polega na pokazaniu rozmieszczenia elektronów jedynie na powłokach, dlatego jest najmniej
dokładną konfiguracją i dlatego stosowaną najrzadziej.
Powłoki oznacza się literami K, L, M, N, O, P…, gdzie K oznacza powłokę pierwszą, a
kolejne litery odpowiednio kolejne powłoki.
Ilość powłok odczytujemy z układu okresowego. Ich liczba jest równa numerowi okresu, w
którym znajduje się pierwiastek. Następnie z układu okresowego odczytujemy ile elektronów
walencyjnych posiada pierwiastek (tylko dla pierwiastków grup głównych czyli grup 1-2
oraz 13-18). Liczba elektronów walencyjnych jest równa numerowi grupy (dla pierwiastków
z grup 1-2) lub numerowi grupy pomniejszonemu o 10 (dla pierwiastków z grup 13-18).
Maksymalną ilość elektronów na każdej powłoce można określić wzorem 2n2, gdzie n to
numer powłoki. To oznacza, że maksymalna ilość elektronów wynosi:
na powłoce K (1): 2n2= 2∙1
2= 2
na powłoce L (2): 2n2= 2∙2
2= 8
na powłoce M (3): 2n2= 2∙3
2= 18 itd.
Na przykładzie wapnia (Ca), zapisując konfigurację elektronową kolejno:
określamy ilość powłok (K L M N),
określamy ilość wszystkich elektronów (20),
określamy ilość elektronów walencyjnych (2),
przypisujemy ilość elektronów do powłok zapełniając powłoki maksymalną ilością
elektronów (oprócz przedostatniej), a na ostatniej zapisujemy elektrony walencyjne
(K2L
8M N
2),
na przedostatniej powłoce zapisujemy tyle elektronów, aby w sumie całkowita ilość
elektronów w atomie się zgadzała (20-2-8-2=8),
zapisujemy ostateczną konfigurację (K2L
8M
8 N
2).
CZĘŚĆ 1: CHEMIA NIEORGANICZNA
LEKCJA 7: KONFIGURACJE ELEKTRONOWE
www.zdajechemie.pl
8
2. Konfiguracja podpowłokowa
Polega na pokazaniu rozmieszczenia elektronów na podpowłokach. Jeżeli elektrony znajdują
się na tej samej powłoce tzn., że posiadają taką samą energię. Elektrony zajmujące kolejne
podpowłoki elektronowe posiadają coraz wyższe wartości energii.
Powłoka 1- posiada tylko jeden poziom energetyczny (podpowłokę s)
Powłoka 2- posiada dwa poziomy energetyczne (podpowłokę s i p)
Powłoka 3- posiada dwa poziomy energetyczne (podpowłokę s i p)
Powłoka 4- posiada trzy poziomy energetyczne (podpowłokę s, p i d)
Powłoka 5- posiada trzy poziomy energetyczne (podpowłokę s, p i d)
Powłoka 6- posiada cztery poziomy energetyczne (podpowłokę s, p, d i f)
Powłoka 7- posiada cztery poziomy energetyczne (podpowłokę s, p, d i f)
Aby zapisywać konfigurację elektronową musisz umieć rozpoznawać bloki energetyczne w
układzie okresowym pierwiastków. Podział bloków energetycznych zależy od tego, jaki
ostatni orbital zapełniony jest elektronami walencyjnymi.
Blok s- to pierwiastki 1 i 2 grupy (oraz He)
Blok p- to pierwiastki grup 13-18
Blok d- to pierwiastki grup 3-12
Blok f- to lantanowce i aktynowce
CZĘŚĆ 1: CHEMIA NIEORGANICZNA
LEKCJA 7: KONFIGURACJE ELEKTRONOWE
www.zdajechemie.pl
9
Jak zapisywać konfigurację podpowłokową dla pierwiastków posiadających
do 20 elektronów?
Wystarczy mieć przed sobą układ okresowy i „czytać go”. Zróbmy to na przykładzie sodu.
Układ okresowy czytamy jak książkę, zaczynamy od początku (lewy górny róg- wodór) i idąc
w prawo kończymy na pierwiastku, który nas interesuje (w tym przypadku sód).
Początkowo jesteśmy w okresie 1 w bloku s, w którym znajdują się 2 pierwiastki, (1s2), idąc
dalej przemieszczamy się do okresu 2 w bloku s, w którym są 2 pierwiastki (2s2), dalej nadal
jesteśmy w okresie 2, ale już w bloku p, w którym znajduje się 6 pierwiastków (2p6), idąc
dalej znajdujemy się w okresie 3, w bloku s i kończymy na sodzie, czyli na 1 pierwiastku
(3s1).
Otrzymaliśmy więc konfigurację elektronową dla Na: 1s22s
22p
63s
1
Podkreślone elektrony to elektrony walencyjne.
Co oznaczają poszczególne elementy w konfiguracji podpowłokowej?
Na przykładzie 1s2:
1s2
Pierwsza cyfra (1) -oznacza numer powłoki.
Rodzaj bloku (s) -oznacza rodzaj podpowłoki.
Druga cyfra, ta która podniesiona jest do potęgi (2)-oznacza ilość elektronów na danej
podpowłoce danej powłoki.
Jak zapisywać konfigurację podpowłokową dla pierwiastków posiadających
więcej niż 20 elektronów?
Jeżeli w atomie znajduje się więcej niż 20 elektronów (od Skandu-Sc do końca układu
okresowego), kolejność zapełniania powłok jest zaburzona. Jest to związane z tym, że nie
dochodzi do regularnego stopniowego zwiększania się energii podpowłok należących do
kolejnych powłok. W praktyce będzie oznaczało to, że jeżeli znajdziemy się w bloku d, nie
będziemy pisać numeru okresu, lecz numer okresu pomniejszony o 1. Zróbmy to na
przykładzie Mn.
CZĘŚĆ 1: CHEMIA NIEORGANICZNA
LEKCJA 7: KONFIGURACJE ELEKTRONOWE
www.zdajechemie.pl
10
Początkowo jesteśmy w okresie 1 w bloku s, w którym znajdują się 2 pierwiastki, (1s2). Idąc
dalej przemieszczamy się do okresu 2 w bloku s, w którym są 2 pierwiastki (2s2). Dalej nadal
jesteśmy w okresie 2, ale już w bloku p, w którym znajduje się 6 pierwiastków (2p6). Kolejno
znajdujemy się w okresie 3, w bloku s, w którym są 2 pierwiastki (3s2), a następnie dalej
jesteśmy w okresie 3, ale już w bloku p, w którym znajduje się 6 pierwiastków (3p6). Dalej
rozpoczyna się okres 4 bloku s, w którym są 2 pierwiastki (4s2), a kolejno nadal okres 4 ale
już bloku d, w którym do Mn włącznie mamy 5 pierwiastków. (3d5).
Otrzymaliśmy więc konfigurację elektronową dla Mn: 1s22s
22p
63s
23p
64s
23d
5.
Pamiętaj, aby ZAWSZE przy podpowłoce d pomniejszać numer powłoki o 1.
Dla innych pierwiastków konfiguracja elektronowa podpowłokowa będzie wyglądać
następująco:
33As: 1s22s
22p
63s
23p
64s
23d
104p
3
43Tc: 1s22s
22p
63s
23p
64s
23d
104p
65s
24d
5
Elektrony walencyjne dla pierwiastków posiadających powyżej 20
elektronów.
a) Dla pierwiastków z bloku s i p elektrony walencyjne znajdują się tylko i wyłącznie na
ostatniej powłoce. Mówiąc „ostatnia powłoka” nie mamy na myśli tej którą
zapisaliśmy w ciągu jako ostatnia, tylko tę powłokę, która ma najwyższy numer.
Np.:
13Al: 1s22s
22p
63s
23p
1 → ostatnia powłoka to powłoka numer 3, pamiętaj że elektrony
walencyjne znajdują się na całej ostatniej powłoce, a więc na podpowłoce typu s i p. Al ma 3
elektrony walencyjne.
20Ca: 1s22s
22p
63s
23p
64s
2 → ostatnia powłoka to powłoka numer 4. Ca ma 2 elektrony
walencyjne.
33As: 1s22s
22p
63s
23p
64s
23d
104p
3 → ostatnia powłoka to powłoka numer 4, mimo że między
podpowłokami s i p powłoki 4 zapisaliśmy powłokę 3, to nie liczymy jej do powłoki
walencyjnej. Jest to pierwiastek bloku p więc elektrony walencyjne znajdują się tylko na
ostatniej (czyli w tym przypadku czwartej) powłoce. As ma 5 elektronów walencyjnych.
b) Dla pierwiastków z bloku d elektrony znajdują się na ostatniej powłoce i częściowo
przedostatniej powłoce (chodzi o podpowłokę typu d). Zwróć uwagę, że liczba
elektronów na ostatniej powłoce nie jest równa liczbie elektronów walencyjnych
CZĘŚĆ 1: CHEMIA NIEORGANICZNA
LEKCJA 7: KONFIGURACJE ELEKTRONOWE
www.zdajechemie.pl
11
Np.:
43Tc: 1s22s
22p
63s
23p
64s
23d
104p
65s
24d
5 → Tc ma 2 elektrony na ostatniej powłoce (ostatnia
powłoka jest powłoka numer 5), natomiast ma 7 elektronów walencyjnych (bo elektrony
walencyjne dla pierwiastków z bloku d znajdują się na ostatniej powłoce i podpowłoce d
przedostatniej powłoki)
26Fe: 1s22s
22p
63s
23p
64s
23d
6 → Fe ma 2 elektrony na ostatniej powłoce i 8 elektronów
walencyjnych.
3. Konfiguracja podpowłokowa skrócona
Jeżeli znasz już metodę zapisywania podpowłokowej konfiguracji elektronowej, to przejdźmy
do konfiguracji skróconej. Konfigurację skróconą używa się, jak sama nazwa wskazuje, aby
skrócić długi zapis konfiguracji podpowłokowej. Polega to na tym, że zapisuje się tylko
„końcówkę” konfiguracji elektronowej podpowłokowej- od gazu szlachetnego leżącego tuż
przed danym pierwiastkiem do końca konfiguracji. Wygląda to następująco:
33As: 18[Ar] 4s23d
104p
3
43Tc: 36[Kr] 5s24d
5
19K: 18[Ar] 3s1
4. Konfiguracja podpowłokowa klatkowa
Jest najbardziej dokładna, ponieważ pokazuje rozmieszczenie elektronów na konkretnych
orbitalach. W celu zrozumienia podpowłokowej konfiguracji klatkowej odsyłam najpierw do
Rozdziału 8 „Liczby kwantowe”, gdyż tematy te łączą się ze sobą. Po zapoznaniu się z
tematem liczb kwantowych wróć do tego podrozdziału.
Co musimy wiedzieć rozpisując konfigurację klatkową? Reguła Hunda
i zakaz Pauliego.
Podpowłoka s- zapisywana jest za pomocą 1 klatki
Kula (orbital s) może ułożyć się w przestrzeni tylko w jeden sposób. Zawsze będzie
wyglądała tak samo. Z tego powodu dla l = 0 magnetyczna liczba kwantowa ma tylko jedną
wartość oznaczaną jako m = 0.
CZĘŚĆ 1: CHEMIA NIEORGANICZNA
LEKCJA 7: KONFIGURACJE ELEKTRONOWE
www.zdajechemie.pl
12
Podpowłoka p- zapisywana jest za pomocą 3 klatek
Kształt ten (orbital p) może ułożyć się w przestrzeni na 3 różne sposoby (poziomo, pionowo i
ukośnie), czyli wzdłuż osi x, y i z (dlatego istnieją 3 orbitale p- px, py i pz). Z tego powodu dla
l = 1 magnetyczna liczba kwantowa ma 3 wartości oznaczane jako m= -1, 0, 1
Podpowłoka d- zapisywana jest za pomocą 5 klatek
Kształt orbitalu d może ułożyć się w przestrzeni na 5 różnych sposobów dlatego dla l = 2
magnetyczna liczba kwantowa ma 5 wartości oznaczanych jako m = -2, -1, 0, 1, 2
Klatka = orbital.
Z działu na temat liczb kwantowych wiemy, że na 1 orbitalu mogą znajdować się
maksymalnie 2 elektrony. W konfiguracji klatkowej elektrony oznaczamy strzałkami.
Dodatkowo wiemy, że zgodnie z regułą zakazu Pauliego na tym samym orbitalu nie może być
dwóch takich samych elektronów. Nawet jeżeli elektrony znajdują się na tej samej powłoce
(mają takie same główne liczby kwantowe) i krążą po tych samych orbitalach (mają takie
same poboczne i magnetyczne liczby kwantowe) to na pewno jeden z tych elektronów będzie
krążył wokół własnej osi w lewo, a drugi w prawo (tzn., że jeden z nich ma ms= 1
2 a drugi z
nich ms= -1
2 ). W konfiguracji klatkowej zakaz Pauliego oznacza się w ten sposób, że strzałki
symbolizujące elektrony znajdujące się w tym samym orbitalu muszą mieć przeciwne zwroty.
W pełni zapełnione orbitale atomowe będą wyglądały następująco:
Powyżej mamy do czynienia z tzw. elektronami sparowanymi (tzn że w każdej klatce
znajduje się para elektronów- w każdej klatce obecne są 2 elektrony). Jeżeli w klatce obecny
byłby tylko 1 elektron, to taki elektron nazywa się elektronem niesparowanym (nie ma
swojej pary w klatce).
CZĘŚĆ 1: CHEMIA NIEORGANICZNA
LEKCJA 7: KONFIGURACJE ELEKTRONOWE
www.zdajechemie.pl
13
Wiemy, że nie zawsze orbitale wypełnione są elektronami całkowicie. Jeżeli orbital nie jest
wypełniony elektronami w całości, obowiązuje nas tzw. Reguła Hunda.
Reguła Hunda mówi, że najkorzystniejsze energetycznie dla atomu jest takie zapełnianie
orbitali elektronowych, aby liczba elektronów niesparowanych była jak największa.
Przeanalizujmy kilka przykładów:
Proponuję, aby najpierw pisać zwykłą konfigurację podpowłokową i na jej podstawie pisać
konfigurację klatkową.
15P: 1s22s
22p
63s
23p
3
W sposób klatkowy zapiszemy to następująco:
1s 2s 2p 3s 3p
Zgodnie z regułą Hunda, liczba elektronów niesparowanych musi być jak największa, dlatego
orbitalu 3p nie możemy uzupełnić w poniższy sposób:
Zawsze najpierw uzupełniaj orbitale pojedynczymi elektronami (strzałkami), a dopiero potem
dorysuj pary.
25Mn: [Ar] 4s23d
5
4s 3d
Wyjątki- chromowce i miedziowce- czym jest promocja elektronowa?
Przyjrzyjmy się dokładniej pierwiastkom Cr i Cu. Jak powinna wyglądać ich konfiguracja
elektronowa?
CHROM i pierwiastki leżące pod nim
Zgodnie z tym czego się uczyliśmy, konfigurację elektronową Cr napisalibyśmy tak:
24Cr: 1s22s
22p
63s
23p
64s
23d
4
CZĘŚĆ 1: CHEMIA NIEORGANICZNA
LEKCJA 7: KONFIGURACJE ELEKTRONOWE
www.zdajechemie.pl
14
Konfigurację klatkową elektronów walencyjnych (podkreślonych u góry) napisalibyśmy
następująco:
Tak jednak nie jest. Wiemy, że najkorzystniejszą energetycznie opcją rozsadzenia
elektronów jest taka opcja, aby ilość elektronów niesparowanych była jak największa. W
niektórych atomach elektrony walencyjne mogą ulegać tzw. promocji elektronowej, czyli
przeskakiwaniu na inne poziomy energetyczne (inne orbitale). W przypadku Cr widzimy, że
na 3d znajduje się jeden wolny orbital, natomiast 4s zapełniony jest w całości. Elektrony
przeskakują więc z 4s w wolne miejsce 3d. Uzyskujemy wtedy większą ilość elektronów
niesparowanych, co jest energetycznie korzystniejsze dla atomu. Prawidłowa konfiguracja
elektronów walencyjnych Cr wygląda następująco:
A całkowita następująco:
24Cr: 1s22s
22p
63s
23p
64s
13d
5
MIEDŹ i pierwiastki leżące pod nią
Zgodnie z tym czego się uczyliśmy, konfigurację elektronową Cu napisalibyśmy tak:
29Cu: 1s22s
22p
63s
23p
64s
23d
9
Konfiguracja klatkowa elektronów walencyjnych (podkreślonych u góry) powinna wyglądać
następująco:
Tak jednak nie jest. W atomie Cu korzystniejsze energetycznie jest całkowite zapełnienie
podpowłoki 3d. Jest to związane z tym, że elektrony zapełniające powłokę o niższym
numerze charakteryzują się niższą energią, a do tego właśnie dąży atom. Jeżeli więc jest
możliwość przeniesienia elektronu walencyjnego z poziomu wyższego energetycznie (4s) na
poziom niższy energetycznie (3d), to do tego dochodzi. Prawidłowa konfiguracja elektronów
walencyjnych Cu wygląda następująco:
CZĘŚĆ 1: CHEMIA NIEORGANICZNA
LEKCJA 7: KONFIGURACJE ELEKTRONOWE
www.zdajechemie.pl
15
A całkowita następująco:
29Cu: 1s22s
22p
63s
23p
64s
13d
10
CZĘŚĆ 1: CHEMIA NIEORGANICZNA
LEKCJA 7: KONFIGURACJE ELEKTRONOWE
www.zdajechemie.pl
16
KONFIGURACJE ELEKTRONOWE JONÓW
Wiesz już, że:
ANION - to jon ujemnie naładowany, który powstaje poprzez przyłączenie
odpowiedniej ilości elektronów.
KATION - to jon dodatnio naładowany, który powstaje poprzez oddanie odpowiedniej
ilości elektronów.
Pisząc więc konfiguracje elektronowe anionów lub kationów wystarczy do najbardziej
zewnętrznej podpowłoki najbardziej zewnętrznej powłoki dodać lub odjąć odpowiednią
ilość elektronów. W wyniku tego:
ANIONY- mają konfigurację elektronową gazu szlachetnego znajdującego się za
nimi, ponieważ powstają poprzez przyjęcie elektronu/elektronów.
KATIONY- maja konfigurację elektronową gazu szlachetnego znajdującego się przed
nimi, ponieważ powstają poprzez oddanie elektronu/elektronów.
Al3+
: 1s22s
22p
63s
23p
1 czyli Al
3+ : 1s
22s
22p
6
Analiza: Odejmujemy od konfiguracji elektronowej glinu 3 elektrony z ostatniej (czyli
trzeciej) powłoki i uzyskujemy konfigurację elektronową Al3+
.
Na+ : 1s
22s
22p
63s
1 czyli Na
+: 1s
22s
22p
6
Analiza: Odejmujemy od konfiguracji elektronowej sodu 1 elektron z ostatniej powłoki i
uzyskujemy konfigurację elektronową Na+.
S2-
: 1s22s
22p
63s
23p
4+2 czyli 1s
22s
22p
63s
23p
6
Analiza: Dodajemy do ostatniej powłoki konfiguracji elektronowej siarki 2 elektrony.
Br - : 1s
22s
22p
63s
23p
64s
23d
104p
5+1 czyli 1s
22s
22p
63s
23p
64s
23d
104p
6
Analiza: Dodajemy do ostatniej podpowłoki ostatniej powłoki (czyli do 4p, a nie do 4s)
bromu 1 elektron.
Zn2+
: 1s22s
22p
63s
23p
64s
23d
10 czyli Zn
2+: 1s
22s
22p
63s
23p
63d
10
Analiza: Odejmujemy od ostatniej powłoki konfiguracji elektronowej cynku 2 elektrony.
Pamiętaj, że najbardziej zewnętrza powłoka niekoniecznie musi oznaczać tę, która jest na
samym końcu Twojego zapisu, tylko tę, która faktycznie jest ostatnia w atomie. Najbardziej
CZĘŚĆ 1: CHEMIA NIEORGANICZNA
LEKCJA 7: KONFIGURACJE ELEKTRONOWE
www.zdajechemie.pl
17
zewnętrzną, czyli ostatnią powłoką jest powłoka nr 4. bo ma najwyższy numer i to od 4s, a
nie od 3d będziemy odejmować elektrony przy tworzeniu kationu.
Ni3+
: 1s22s
22p
63s
23p
64s
23d
8-1 czyli Ni
3+: 1s
22s
22p
63s
23p
63d
7
Analiza: Ogólnie musimy odjąć od konfiguracji atomu obojętnego 3 elektrony. Najpierw
odejmujemy 2 elektrony od ostatniej, czyli czwartej powłoki, a następnie jeszcze 1 elektron
od tej powłoki, która stała się teraz najbardziej zewnętrzną, czyli od 3d.
Jak porównywać trwałość jonów?
Porównajmy dwa jony żelaza Fe2+
oraz Fe3+
. Aby ocenić który z nich jest bardziej trwały
należy rozpisać ich konfigurację klatkową (wystarczy konfiguracja elektronów
walencyjnych).
Wiemy, że konfiguracja obojętnego atomu żelaza wygląda następująco:
Fe: 1s22s
22p
63s
23p
64s
23d
6
Zatem konfiguracja elektronowa jonów żelaza wygląda następująco:
Fe2+
: 1s22s
22p
63s
23p
63d
6 (pozbywamy się 2 elektronów z najbardziej zewnętrznej powłoki, a
więc z powłoki 4s)
Fe3+
: 1s22s
22p
63s
23p
63d
5 (pozbywamy się 3 elektronów z najbardziej zewnętrznych powłok, a
więc najpierw uciekają 2 elektrony z 4s, po czym najbardziej zewnętrzna staje się 3d i to od
niej odejmujemy jeszcze 1 elektron)
Fe2+
: [Ar] 3d6
Fe3+
: [Ar] 3d5
Czy już teraz widzisz który jon jest bardziej trwały? Oczywiście jon Fe3+
ze względu na to, że
posiada większą ilość elektronów niesparowanych, co jest korzystniejsze energetycznie
według Reguły Hunda.
CZĘŚĆ 1: CHEMIA NIEORGANICZNA
LEKCJA 7: KONFIGURACJE ELEKTRONOWE
www.zdajechemie.pl
18
Czym jest stan podstawowy i wzbudzony atomu?
Stan podstawowy- jest to stan, w którym elektrony zajmują możliwie najniższy poziom
energetyczny.
Stan wzbudzony- jest to stan, w którym elektrony przeskakują na wyższe poziomy
energetyczne w obrębie tej samej powłoki, aby uzyskać jak najwięcej elektronów
niesparowanych. Dotyczy to tylko i wyłącznie elektronów walencyjnych. Stan wzbudzony
atomu oznacza się gwiazdką [*].
Przykłady:
N: [He] 2s22p
3 Atomu azotu nie można wzbudzić, bo wymagałoby
to, aby elektron walencyjny przeskoczył na kolejną (czyli trzecią powłokę), a do wzbudzenia
może dojść tylko w obrębie jednej powłoki.
S: [Ne] 3s23p
4 Wiemy, że w obrębie powłoki 3 występują
podpowłoki s, p i d. W przypadku siarki w stanie podstawowym obsadzone są tylko
podpowłoki s i p, natomiast podpowłoka d jest pusta, a więc elektrony walencyjne mogą
„przeskakiwać” tak aby wytworzyć jak największą ilość elektronów niesparowanych.
Początkowo elektrony „przeskakują” z najbardziej zewnętrznej podpowłoki czyli z
podpowłoki p, w wyniku czego uzyskujemy pierwszy stan wzbudzony:
*S [Ne] 3s23p
33d
1
Kolejno elektrony „przeskakują” z podpowłoki s, w wyniku czemu uzyskujemy drugi stan
wzbudzony:
**S [Ne] 3s13p
33d
2
C: [He] 2s22p
2 Widzimy, że w podpowłoce p mamy jeden wolny
orbital, a na podpowłoce s znajdują się 2 elektrony. Elektron z podpowłoki s „przeskakuje” na
podpowłokę p, aby wytworzyć jak największą ilość elektronów walencyjnych
niesparowanych w wyniku czego uzyskujemy stan wzbudzony:
*C: [He] 2s12p
3
CZĘŚĆ 1: CHEMIA NIEORGANICZNA
LEKCJA 7: KONFIGURACJE ELEKTRONOWE
www.zdajechemie.pl
19
ZADANIA MATURALNE
Maj 2016 (stara podstawa programowa)
1.1.
Fe – 4 – 8 – d
Jest to żelazo ponieważ na podpowłoce 3d liczba elektronów sparowanych jest równa 2, a
liczba elektronów niesparowanych jest równa 4.
1.2.
Podkreślamy 4s, ponieważ aby wytworzył się kation Fe2+
od atomy obojętnego musza odpaść
2 elektrony z jak najbardziej zewnętrznej powłoki czyli z powłoki 4.
CZĘŚĆ 1: CHEMIA NIEORGANICZNA
LEKCJA 7: KONFIGURACJE ELEKTRONOWE
www.zdajechemie.pl
20
Maj 2015 (stara podstawa programowa)
V okresu, p, 5s, 5p, ksenonu
X wstawiamy w miejscu pierwiastków: K, Sc, Cu, Ga, Br.
CZĘŚĆ 1: CHEMIA NIEORGANICZNA
LEKCJA 7: KONFIGURACJE ELEKTRONOWE
www.zdajechemie.pl
21
Pamiętaj, że Cu należy do wyjątków.
Maj 2015 (nowa podstawa programowa)
1s22s
22p
63s
23p
64s
23d
104p
5
7
p
- I
VII
W związku z tym, że nie podano jaki rodzaj konfiguracji elektronowej mamy zapisać uznane
byłyby wszystkie zapisy.
CZĘŚĆ 1: CHEMIA NIEORGANICZNA
LEKCJA 7: KONFIGURACJE ELEKTRONOWE
www.zdajechemie.pl
22
Maj 2013
a) Si – 3 – 14 – p
b) 3s23p
2
c) n = 3 , l = 0
Liczby kwantowe mają dotyczyć jednego z elektronów sparowanych, a więc chodzi o
elektrony znajdujące się na 3s, stąd n = 3 a l = 0.
CZĘŚĆ 1: CHEMIA NIEORGANICZNA
LEKCJA 7: KONFIGURACJE ELEKTRONOWE
www.zdajechemie.pl
23
Maj 2012
1s22s
22p
63s
23p
63d
10 X
2+
Jeżeli kationy mają taką konfiguracje jak powyżej tzn., że atom obojętny musiał mieć o 2
elektrony więcej, które oderwały się od najbardziej zewnętrznej powłoki (czyli powłoki 4s).
Atom obojętny ma więc konfigurację 1s22s
22p
63s
23p
63d
104s
2 więc jest to Zn.
Zn – 4 – 12 – d
Maj 2011
Jeżeli pierwiastek tworzy anion o konfiguracji Ar tzn., że należy do 3 okresu. Skoro w atomie
obojętnym 2 orbitale p mają mieć niesparowane elektrony tzn., że musi być to S.
X – S
Konfiguracja – 3s23p
4
CZĘŚĆ 1: CHEMIA NIEORGANICZNA
LEKCJA 7: KONFIGURACJE ELEKTRONOWE
www.zdajechemie.pl
24
Maj 2010
Jeżeli konfiguracja X3+
wygląda tak: 1s22s
22p
63s
23p
63d
10 tzn., że atom obojętny posiadał
dodatkowe 3 elektrony na najbardziej zewnętrznej powłoce (czyli na powłoce 4). Musiał więc
posiadać dodatkowo powłokę 4s oraz 4p a jego konfiguracja wyglądała następująco:
1s22s
22p
63s
23p
63d
104s
24p
1.
Ga – 4 – 13 – p
Maj 2007
Symbol: Mn
Liczba atomowa: 25
Konfiguracja: [Ar]: 4s23d
5
Stopnie utlenienia: II, IV, VI, VII (wybieramy dwa)
CZĘŚĆ 1: CHEMIA NIEORGANICZNA
LEKCJA 7: KONFIGURACJE ELEKTRONOWE
www.zdajechemie.pl
25
Maj 2017 (nowa podstawa programowa)
Na podstawie informacji do zadania możemy stwierdzić, że
X: Se, 16, p
Y: Cr, 6, d
Wybieramy chrom. Pamiętaj, że chrom należy do wyjątków. Następuje przeniesienie
elektronu z powłoki 4s na powłokę 3d, aby ilość elektronów niesparowanych była większa,
ponieważ jest to korzystniejsze energetycznie dla atomu.
CZĘŚĆ 1: CHEMIA NIEORGANICZNA
LEKCJA 7: KONFIGURACJE ELEKTRONOWE
www.zdajechemie.pl
26
H2Se
CrO3
CZĘŚĆ 1: CHEMIA NIEORGANICZNA
LEKCJA 7: KONFIGURACJE ELEKTRONOWE
www.zdajechemie.pl
27
1. Bliżej jądra, trudniej
2. Niższe, neonu