3 03 STAVBA ATÓMU A CHEMICKÁ VÄZBA

3.3 ELEKTRÓNOVÝ OBAL ATÓMU 167

3.3.1 Vývoj predstáv o elektrónovom obale Názory na stavbu elektrónových obalov

atómov sú úzko späté s výskumom elektromagnetického žiarenia168vysielaného alebo
pohlcovaného látkami. Toto žiarenie je jednoduché, ale sa skladá z veľkého počtu vĺn s rôznou
vlnovou dĺžkou. Také polychromatické žiarenie možno vhodným zariadením (napr. hranolom
alebo
mriežkou) rozložiť podľa jednotlivých vlnových dĺžok, t. j. získať spektrum príslušného žiarenia.

Oblasť pre ľudské oko viditeľného žiarenia je obmedzená na pomerne úzky interval

vlnových dĺžok, ako to vidieť na celkovom spektre elektromagnetického žiarenia169 na obr. 3- 7.

Obr. 3-7. Spektrum elektromagnetického žiarenia
Spektrá rozdeľujeme na emisné a absorpčné. Emisné spektrum170 vzniká, keď rozložíme

žiarenie vychádzajúce z určitého svetelného zdroja (žiariča). Absorpčné spektrum171 vzniká,
keď rozložíme žiarenie, ktoré prešlo cez nejakú látku alebo sústavu látok.

Obr. 3-8. Balmerova séria vodíkového spektra
Podrobnejšie sa budeme zaoberať len emisnými spektrami, ktoré najviac prispeli , k

vyriešeniu štruktúry elektrónového obalu atómov. Podľa vzhľadu spektra rozlišujeme niekoľko
typov. Spojité emisné spektrum172 obsahuje postupne všetky vlnové dĺžky. Vysielajú ho všetky
rozžeravené tuhé a kvapalné látky. Pásové emisné spektrum173 sa skladá z niekoľkých širších
pásov. Vysielajú ho molekuly prvkov alebo zlúčenín v plynnom stave. Pri lepšej rozlišovacej
schopnosti zariadenia možno zistiť, že tieto pásy sú zložené z veľkého počtu jemných čiar.
Čiarové spektrum174 sa skladá z niekoľkých ostrých čiar oddelených tmavým priestorom.
Vysielajú ho atómy prvkov v plynnom skupenstve.

Každý prvok (alebo zlúčenina) má svoje typické spektrum, kvalitatívne odlišné od

spektier iných látok.

Už r. 1885 objavil J. J. BALMER zákonitosť v rozložení čiar najjednoduchšieho spektra -

čiarové emisné spektrum atómu vodíka175, ktoré má vo viditeľnej časti sériu 4 čiar: červenú Hα,
zelenú Hβ, modrú Hγ a fialovú Hδ. Okrem toho obsahuje ďalšiu sériu čiar v ultrafialovej oblasti,
kde sa postupne zbiehajú k určitej medznej čiare (obr. 3-8). Tento súbor čiar nazývame sériou a
medznú čiaru hranou série176. Balmer zistil, že kmitočet všetkých čiar spektra možno vyjadriť
vzťahom :

⎟⎠⎞⎜⎝⎛−=22n1a1Kν (3-2)

kde ν - je kmitočet príslušnej čiary,

K - konštanta, ktorá má hodnotu 3,29 . 1015 s-1
a - celé kladné číslo (pre Balmerovu sériu a = 2),
n - celé kladné číslo, väčšie než a, t. j. 3, 4, 5, . . . .

Túto sériu nazývame Balmerova séria. Boli objavené ešte série, ktoré sa nachádzajú v

ultrafialovej alebo infračervenej oblasti vodíkového spektra. V ultrafialovej oblasti je séria, pre
ktorú a = l. Séria s hodnotou čísla a = 3, 4, 5 sa nachádza v infračervenej oblasti spektra.

Rovnice pre kmitočet mali často empirický charakter, pretože boli získané na základe

spektrálnych meraní. Už vtedy však bolo zrejmé, že majú fyzikálny zmysel. Vysvetliť štruktúru
emisného vodíkového spektra sa pokúsil N. BOHR (1913) pomocou kvantovej teórie, ktorú
sformuloval nemecký fyzik M. PLANCK (1900).

Pri skúmaní žiarivosti absolútne čierneho telesa dospel Planck k názoru, že energia nie je

vyžarovaná alebo pohlcovaná spojito, ale po kvantách, ktoré sú celistvým násobkom určitého
elementárneho kvanta. Veľkosť elementárneho kvanta závisí od kmitočtu žiarenia (ν) pod ľa
vzťahu :

λνεc.h.h== (3-3)

kde h - je Planckova konštanta, ktorá je jednou z najdôležitejších prírodných

konštánt a má hodnotu
h = 6,626 . 10-34 J . s.

Vo svojej teórii stavby atómu vychádza N. BOHR z Rutherfordovho planetárneho

modelu, do ktorého zavádza predstavy Planckovej kvantovej teórie. Základom Bohrovho modelu
sú určité predpoklady - postuláty, ktoré možno zhrnúť takto:

1. Prvý Bohrov postulát177: Elektrón nemôže obiehať okolo jadra po ľubovoľných

kruhových dráhach, ale len po takých, pre ktoré platí vzťah

2πmvr=n.h (3-4)

v ktorom n predstavuje tzv. hlavné kvantové číslo a nadobúda hodnoty celých
kladných čísel, teda n = l, 2, 3, 4, 6, 7... . Dráhy, vyhovujúce podmienke (3-4), sa nazývajú
stacionárne alebo kvantové.

2. Druhý Bohrov postulát178: Elektrón, pohybujúci sa po jednej z kvantových dráh,

neuvoľňuje ani neprijíma energiu.

3. Tretí Bohrov postulát179: Elektrón vyžaruje energiu len pri prechode z jednej
kvantovej dráhy s vyššou energiou na druhú, v ktorej má nižšiu energiu. Rozdiel energií
obidvoch dráh sa vyžaruje vo forme svetelného kvanta (fotónu). Kmitočet vysielaného
žiarenia ν vyplýva zo vzťahu

2. E2-E1=h. ν (3-5)

Podobný vzťah platí pre pohlcovanie energie, keď elektrón prechádza na kvantovú dráhu

s vyššou energiou. Na základe týchto predpokladov vysvetľuje Bohr vznik jednotlivých čiar
spektra prechodmi elektrónov medzi kvantovými dráhami.

Čím je elektrón na kvantovej dráhe vzdialenejší od jadra, tým má väčšiu energiu. Keď

obieha elektrón vo vodíkovom atóme po energeticky najnižšej dráhe (n = 1), je atóm v
základnom stave. Dodaním energie zvonka preskočí elektrón na niektorú vyššiu dráhu (s väčším
n) a atóm prejde do vzbudeného stavu. Tento stav je len prechodný a trvá priemerne l0-8 s až l0-9
s.

Pri prechode elektrónu späť na nižšiu dráhu sa uvoľní energia vo forme fotónu a vzniká

príslušná spektrálna čiara. Jednotlivé prechody z rôznych vyšších dráh na tú istú nižšiu dráhu
vytvárajú čiary určitej série (obr. 3-9). Hrana série je určená preskokom elektrónu z nekonečna.

Obr. 3-9. Vznik spektrálnych sérii

Pri podrobnejšom skúmaní vodíkového spektra sa zistilo, že jeho jednotlivé čiary sú

zložené z niekoľkých zložiek s veľmi blízkym kmitočtom. Pre objasnenie tejto skutočnosti
zaviedol nemecký fyzik A. SOMMERFELD (1915) do Bohrovho modelu

predstavu eliptických dráh elektrónov, ktoré sa stáčajú okolo jadra, podobne ako dráhy planét
okolo Slnka. Štiepenie spektrálnych čiar vysvetľoval rôznou excentricitou dráh a zaviedol ďalšie
kvantové číslo, tzv. vedľajšie kvantové číslo ℓ , ktoré malo vystihnúť jemnejšie energetické
rozdiely medzi dráhami rôzneho tvaru.

Bohrov-Sommerfeldov model určoval pomery v atóme vodíka a výpočty sa zhodovali s

experimentálnymi výsledkami. Avšak pokusy uplatniť tento model pre ťažšie prvky boli
neúspešné. Rozdiely medzi teoretickými a experimentálnymi výsledkami boli značné. Príčinou
neboli matematické ťažkosti, ktoré sa pri zložitejších atómoch nevyhnutne vyskytli, ale podstatné
rozpory v predpokladoch Bohrovej teórie. Už sme uviedli, že Bohr považuje elektróny len za
hmotné častice a stavia čiastočne na klasických zákonoch (Coulombov zákon, zákony klasickej
mechaniky) a čiastočne na kvantovej teórii. Použitie klasických zákonov pre častice s malými
rozmermi (elementárne častice a atómy) sa ukázalo nesprávne. Vzniknuté rozpory vyriešila až
kvantová mechanika.

3.3.2 Kvantovo-mechanický model atómu124

Východiskom pri vytvorení kvantovo-mechanického modelu atómu bola Einsteinova

teória svetla (1905), podľa ktorej má svetlo taktiež korpuskulárny charakter a skladá sa z častíc -
fotónov. Každý fotón má energiu, ktorej hodnota závisí od kmitočtu E= εo = h . ν. Hmotnosť
fotónu180 mγ možno určiť známym Einsteinovým vzťahom medzi hmotnosťou a energiou E = m
. c2. Ak spojíme obidva vzťahy

h . ν = mγ . c

2 (3-6)

získame úpravou výraz pre hmotnosť fotónu
λνγ.chc.hm2== (3-7)
Pritom sa fotóny správajú ako vlnenie. Pre jeho vlnovú dĺžku platí nasledujúci vzťah,

získaný úpravou rovnice (3-7) :

cmhγλ= (3-8a)
Hovoríme, že svetlo má dualistický charakter.
Roku 1924 L. de BROGLIE dospel k názoru, že rovnica (3-7), ktorá priraďuje svetelným
vlnám určitú hmotnosť, sa vzťahuje na všetky elementárne častice (elektróny, protóny,
neutróny a pod.). Vlnenie každej hmotnej častice (de Broglieho vlna)181.Pohyb
ľubovoľnej hmotnej častice s hmotnosťou m pohybujúcej sa rýchlosťou v je teda spojený
s vlnou, ktorej dĺžka je daná vzťahom
v.mh=λ (3-8b)

Dualistický charakter elementárnych častíc bol v krátkom čase experimentálne overený pri
elektrónoch a ďalších elementárnych časticiach.

Teoretické úvahy de Broglieho ďalej rozviedol a matematicky rozpracoval W.

HEISENBERG (1925) a E. SCHRÖDINGER (1926). Vytvorila sa tak nová rozsiahla oblasť
teoretickej fyziky, ktorá sa nazýva kvantová mechanika. Matematické vzťahy sú v nej veľmi
zložité, a preto uvedieme len niektoré najzákladnejšie poznatky. Pretože mikročastice prejavujú

pri určitých podmienkach vlnové vlastnosti, používajú sa na ich opis podobné rovnice ako na opis
iných druhov vlnenia (zvukové vlny, kmity struny, harmonický oscilátor, elektromagnetické
vlnenie).

Pohyb častice je v kvantovej mechanike opísaný pomocou vlnovej funkcie ψ, ktorú

možno získať riešením Schrödingerom definovanej všeobecnej diferenciálnej rovnice.

Schrödingerova rovnica 182má pre jednu časticu tvar 0 ) ( . 8 2 2 = Ψ − π + ΔΨ U E h m

(3−9)
kde ψ je vlnová funkcia,
m - hmotnosť častice,
E - energia častice,
U - potenciálna energia,
Δ - Laplaceov operátor, ktorý znamená druhú parciálnu deriváciu podľa súradníc:
Schrödingerovou rovnicou možno vyjadriť pohyb elektrónu v elektrostatickom poli

atómového jadra. Jej riešením sa získa hodnota vlnovej funkcie ψ v bode so súradnicami x, y, z.
Štvorec vlnovej funkcie ψ2 udáva hustotu pravdepodobnosti výskytu elektrónu v danom bode.

Časť priestoru okolo jadra, v ktorej je pravdepodobnosť výskytu elektrónu 90 až 95 %, sa

nazýva orbital183. Namiesto klasickej predstavy o obehu elektrónu okolo jadra po presne
definovanej dráhe sa v kvantovej mechanike používa štatistický opis a hovorí o pravdepodobnosti
výskytu elektrónu v určitej oblasti okolo atómového jadra.

3.3.3 Orbitaly v atóme vodíka

Riešením Schrödingerovej rovnice možno objasniť usporiadanie elektrónového obalu

izolovaného atómu z hľadiska energií jeho jednotlivých elektrónov a ich priestorového
umiestnenia. Do všeobecného tvaru treba však zadať údaje, charakterizujúce usporiadanie atómu
(hmotnosť a náboje častíc, usporiadanie potenciálneho poľa jadra a pod.)

Schrödingerova rovnica je veľmi zložitá diferenciálna rovnica, ktorú možno presne riešiť

len pri najjednoduchších systémoch (napr. atóm vodíka).

Riešením diferenciálnej rovnice získame vlnovú funkciu, ktorá nadobúda reálne hodnoty

pre rôzne hodnoty celých čísel n, l, m vystupujúcich v rovnici

φ = f (n, l, m) (3-11)
Čísla n, l, m, vystupujúce v rovnici (3-11 ), nazývame kvantové čísla184. Na presný opis

elektrónu sa zaviedlo ďalšie kvantové číslo s, ktoré priamo nevyplynulo z riešenia
Schrödingerovej rovnice.

Hlavné kvantové číslo n185 určuje energiu orbitalu. Dosahuje hodnoty celých kladných

čísel

n = 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7
Elektróny s rovnakým hlavným kvantovým číslom sa vyskytujú v určitej sfére

elektrónového obalu. Namiesto číselnej hodnoty n sa sféry niekedy označujú písmenami K, L, M,
N, O, P, Q. Napríklad sféra M zodpovedá hodnote n = 3, čo súčasne znamená, že je to tretia sféra
v poradí od jadra.

Vedľajšie kvantové číslo ℓ186 určuje tvar orbitalu. Nadobúda hodnoty celých kladných

čísel vrátane nuly, pričom jeho maximálna hodnota je o jednotku menšia než hodnota hlavného
kvantového čísla n.

Platí teda: ℓ = 0, l, 2, 3,4,5,6, n -1
Namiesto číselných hodnôt vedľajšieho kvantového čísla sa častejšie používajú

konvenčné symboly v poradí s, p, d, f,… (Pre ďalšie typy orbitalov sú určené písmena g, h, i atď.
Pri doteraz známych prvkoch sú známe len typy s, p, d, f ).

Pri atómoch s počtom elektrónov väčším ako jeden ovplyvňuje vedľajšie kvantové číslo

takisto v malom rozsahu energiu orbitalu. Orbitaly s, p, d, f jednej sféry sa od seba energeticky
odlišujú.

Magnetické kvantové číslo m187, určuje priestorovú orientáciu orbitalu (orientáciu k

súradnicovému systému). Sú to celé čísla od -ℓ do + ℓ, vrátane nuly, teda : m = -ℓ, -ℓ + l, . . ., -
2,-l, 0, +1,+2, . . . +ℓ - 1, + ℓ spolu 2ℓ + 1 hodnôt. Počet hodnôt magnetického kvantového čísla
určuje počet orbitalov daného typu. Orbitaly majú rovnakú energiu, odlišujú sa len priestorovou
orientáciou. Skupiny orbitalov so zhodnou energiou nazývame degenerované orbitaly. Napríklad
orbitaly p (ℓ= 1), ktoré majú tri priestorové orientácie, nazývame trikrát degenerované, orbitaly d
(ℓ= 2) sú päťkrát degenerované atď.

Spinové kvantové číslo s188 charakterizuje osobitnú vlastnosť elektrónu a niektorých

ďalších elementárnych častíc, ktorá sa v oblasti klasickej mechaniky nevyskytuje a súvisí s ich
kvantovým charakterom. Fyzikálne sa prejavuje prítomnosťou
magnetického momentu (akoby sa elektrón otáčal okolo svojej osi). Spinové kvantové číslo má
len dve hodnoty: s=+1/2 a -1/2

Tvar orbitalov s, p, d, 189je na obr 3-10, 3-11, 3-12, 3-13
Počet elektrónov v orbitali určuje Pauliho princíp: V atóme sa nemôžu vyskytovať dva

elektróny, ktoré majú rovnaké všetky štyri kvantové,čísla. Znamená to, že sa musia odlišovať
aspoň v hodnote jedného kvantového čísla. Pretože každý orbital je jednoznačne určený
hodnotami kvantových čísel n, l, m, môže byť obsadený len dvoma elektrónmi, ktoré sa musia
odlišovať v spinovom kvantovom čísle.

Obr. 3-10. Priestorový tvar a relatívna veľkosť orbitalov ls, 2s, 3s

Obr. 3-11. Pravdepodobnosť výskytu elektrónu P na povrchu gule s polomerom r v orbitaloch ls a
2s

Počet elektrónov v jednotlivých sférach je v tab. 3-5. Z tabuľky vyplýva, že vo sfére s

hlavným kvantovým číslom n je spolu n2 orbitalov, v ktorých sa môže nachádzať 2n2 elektrónov.

Z vlnovej funkcie možno vypočítať priestorové usporiadanie orbitalov. Orbitaly s (ℓ= 0)

sú vždy guľovo symetrické. So zväčšujúcou sa hodnotou n sa zväčšuje polomer orbitalu (obr. 3-
10). Rozloženie pravdepodobnosti výskytu elektrónu (P) vnútri gule nie je rovnomerné (obr. 3-11
). Pre väčšinu ďalších úvah nemá rozloženie elektrónovej hustoty význam a orbitaly označujeme
len zobrazením ich medzného povrchu. Orbitaly p (ℓ = 1) už nie sú guľovo symetrické, ale
sústreďujú
sa pozdĺž súradnicových osí x, y, z. Majú činkovitý tvar a označujú sa podľa osi symetrie (obr. 3-
12).

Orbitaly d (ℓ = 2) majú zložitejší tvar. Dva z piatich orbitalov d sú sústredené pozdĺž

súradnicových osí (dz2, dx2-y2) a ďalšie tri sa nachádzajú medzi osami. (obr. 3-13). Tvar
orbitalov f je ešte zložitejší ako pri orbitaloch d, počet lalokov je ešte väčší. Vzhľadom na to, že

sa pri väčšine atómov orbitaly f nezúčastňujú na chemickej väzbe, nemusíme sa ich tvarmi
zaoberať.

Obr. 3-12. Priestorové tvary orbitalov p
Obr. 3-13. Priestorové tvary orbitalov d

Pri výklade chemických väzieb sa spravidla používajú priestorové tvary (obr. 3-10, 3-12,

3-13).

V bežnom texte používame symboly (napr. 3s, 4d atď.), kde hodnoty hlavných

kvantových čísel vyjadrujeme číslicou a hodnotu vedľajšieho kvantového čísla písmenom. Počet
elektrónov v danom orbitali (prípadne orbitaloch) uvádzame exponentom. Napríklad 3s2 (čítaj tri
es dva ) znamená, že v orbitali 3s sú dva elektróny. Symbol 2p5 znamená, že v orbitaloch 2p je
päť elektrónov.

Na lepšie vystihnutie rozmiestnenia elektrónov v orbitaloch používame rámčeky, ktoré sú

rozdelené na toľko políčok, koľko orbitalov daného druhu jestvuje. Na presnejšie určenie
pripisujeme k rámčeku ešte symbol, napr.

ls _ alebo 2p ___ alebo 4f_______
Elektróny v orbitaloch zobrazujeme šípkami, čo umožňuje znázorniť aj ich spin, napr.
2s

↑↓ 3p

↑↓ ↑ ↑ 4d ↑ ↑ ↑ ↑ . ↑ .

57
58

3.3.4 Atómy s väčším počtom elektrónov

Vzťahy, odvodené v predchádzajúcej kapitole, platia len pre vodíkový atóm -

najjednoduchší aký jestvuje. Zložitejšia situácia nastáva vtedy, keď je v elektrónovom obale viac
elektrónov. Orbitaly jednotlivých elektrónov sa prelínajú a v dôsledku rovnakého znamienka
elektrického náboja sa navzájom odpudzujú. takže orbitaly viacelektrónových atómov sa o niečo
odlišujú od orbitalov atómu vodíka. Počet orbitalov a ich uhlová symetria zostáva rovnaká ako
pri atóme vodíka. Preto možno na opis elektrónovej štruktúry viacelektrónových atómov použiť
orbitaly vodíkového typu.

Voľné orbitaly sa postupne zapĺňajú elektrónmi podľa empirických pravidiel192, ktoré

boli odvodené zo štúdia röntgenových a optických spektier prvkov a ich chemických vlastností.

Prvým pravidlom je tzv. výstavbový princíp193, podľa ktorého sú najprv obsadzované

orbitaly s najnižšou energiou. Energia orbitalu je určená hlavným kvantovým číslom. V dôsledku
zložitejších silových pomerov vo viacelektrónových atómoch sa zvyšuje v rámci sféry s daným
hlavným kvantovým číslom n energia orbitalov v poradí s,, p, d, f, pričom energetické rozdiely
medzi nimi sa zväčšujú so zväčšujúcim sa protónovým číslom Z.

Zistilo sa taktiež, že sféry elektrónového obalu sa prekrývajú. Napríklad orbital 4s má

nižšiu energiu ako orbital 3d, Ss nižšiu ako 4d a pod. Schéma energetickej postupnosti orbitalov
je uvedená na obr. 3-14.

Obr. 3-14. Schéma energetickej postupnosti orbitalov
Pomocou pravidla (n + ℓ)194 možno rozhodnúť o tom, ktorý z dvoch orbitalov má nižšiu

energiu (a teda sa bude skôr obsadzovať). Podľa tohto empirického pravidla
so zvyšujúcou sa energiou orbitalov sa zväčšuje aj hodnota súčtu n + ℓ. Napríklad orbital 4s (n +
ℓ = 4 + 0 = 4) sa zaplní skôr ako orbital 3d (n + ℓ = 3 + 2 = 5); orbital 6s (n + ℓ = 6) skôr ako

orbital 4f (4 + 3 = 7). Ak je súčet (n + ℓ) rovnaký, nižšiu energiu má orbital, ktorý má menšiu
hodnotu n. Napríklad orbital 3p (3+1 = 4) sa naplní skôr ako orbital 4s (4+ 0 = 4).

Druhým pravidlom pre zapĺňanie orbitalov je už uvedený Pauliho princíp výlučnosti195, z

ktorého vyplýva, že v orbitali môžu byť maximálne dva elektróny, odlišujúce sa svojím
spinovým kvantovým číslom, napr. 1 s

↑↓ 3p

↑↓ ↑↓ ↑↓ Tretie, tzv. Hundovo

pravidlo196uvádza, že v degenerovaných orbitaloch vznikajú elektrónové páry až po obsadení
každého orbitalu jedným elektrónom. Nespárované elektróny v degenerovaných orbitaloch majú
rovnaký spin. Správne obsadenie orbitalov 2p troma elektrónmi je teda

2p

↑↓ ↑↓ ↑↓ a nie 2p

↑↓ ↑↓ ↑↓ alebo 2p

↑↓ ↑↓ ↑↓

Obr. 3-15. Výstavba elektrónového obalu prvých desiatich prvkov
Zapĺňanie orbitalov elektrónmi pomocou troch uvedených pravidiel je znázornené na obr.

3-15 pre prvých desať prvkov periodického systému. Podobne môžeme odvodiť stavbu
elektrónového obalu ďalších prvkov. Napríklad

1s 2s 2p 3s 3p

fosfor (Z =15)

↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓

1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d

titán (Z = 22)

↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓

59
195

Druhé pravidlo=Pauliho princíp vylúčnosti

196

Tretie pravidlo=Hundovo pravidlo

60
Takto znázornená elektrónová konfigurácia prvku nie je dostatočne prehľadná, preto sa

častejšie používa skrátený zápis pomocou elektrónovej konfigurácie najbližšieho
predchádzajúceho vzácneho plynu. Orbitaly sa častejšie radia podľa zväčšujúceho sa hlavného
kvantového čísla a nie podľa poradia, v ktorom sa zapĺňajú. Skrátené zápisy vyzerajú takto:

3s 3p

P : Ne 3s23p3 alebo Ne

↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓

3d 4s

Ti : Ar 3d24s2 alebo Ar

↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓

4d 5s 5p
Sn: Kr 4d105s25p2 alebo Kr

↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓

4f 6s

Pm : Xe 4f56s2 alebo Xe

↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓

3.3.5 Elektrónová konfigurácia atómov prvkov197

V súčasnosti sú vypracované konfigurácie elektrónových obalov všetkých známych

prvkov. Hoci sa pri ich tvorbe vychádzalo z rozsiahleho pokusného materiálu pri skúmaní
spektier, nemôžeme ich dosiaľ považovať za definitívne. Týka sa to najmä elektrónových
konfigurácií ťažkých prvkov, kde sa uplatňujú aj iné vplyvy, ktoré sme neuviedli.

V tabuľke 3-6 sú uvedené elektrónové konfigurácie všetkých dosiaľ známych atómov

prvkov198. Väčšina z nich zodpovedá pravidlám pri zapĺňaní orbitalov, len pri devätnástich
môžeme pozorovať odchýlky vzniknuté presunom jedného, výnimočne dvoch elektrónov, ktoré

zapríčiňujú zvýšenie paralelných elektrónových spinov v obale alebo kompletizáciu určitého
orbitalu (Cu, Pd, Ag, Au). Obidva procesy v týchto prípadoch znižujú energiu atómu ako celku.
Odchýlky od pravidiel sú v tabuľke vyznačené hrubým rámčekom.

Zápis elektrónovej konfigurácie prvkov199, mocninový zápis, vnútorné elektróny( vzácný

plyn)+válenčné elektróny, rámčekový diagram, ….

3.3.6 Ionizačná energia, elektrónová afinita, elektronegativita200

So stavbou elektrónového obalu atómu úzko súvisia tri veličiny, ktoré majú pre chémiu

osobitný význam: ionizačná energia, elektrónová afinita a elektronegativita. Ak dodáme atómu
energiu, môžu jeho elektróny prejsť do energeticky vyšších orbitalov (excitácia). Pri dodaní
dostatočného množstva energie môžu byť elektróny z atómu vytrhnuté a z pôvodne
elektroneutrálneho atómu vznikne elektricky kladne nabitý ión (katión). Náboj je daný počtom
elektrónov vytrhnutých z atómu.

Tabuľka 3-6 Elektrónové konfigurácie prvkov

ls22s22p63s23p63d104s24p64d104f145s25p65d105f145g186s26p66d106f146g186h227s27p67d107f147g187h227i
24

ls22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f146d107p65g186f147d106g187f146h227g187h227i
24

1.

H

ls1

2.

He

ls2

3.

Li

ls22s1

4.

Be

ls22s2

5.

B

ls22s22p1

6.

C

ls22s22p2

7.

N

ls22s22p3

8.

O

ls22s22p4

9.

F

ls22s22p5

10.

Ne

ls22s22p6

11.

Na

ls22s22p63s1

12.

M
g

ls22s22p63s2

13.

Al

ls22s22p63s23p1

14.

Si

ls22s22p63s23p2

15.

P

ls22s22p63s23p3

16.

S

ls22s22p63s23p4

17.

Cl

ls22s22p63s23p5

18.

Ar

ls22s22p63s23p6

19.

K

ls22s22p63s23p64s1

20.

Ca

ls22s22p63s23p64s2

21.

Sc

ls22s22p63s23p64s23d1

22.

Ti

ls22s22p63s23p64s23d2

23.

V

ls22s22p63s23p64s23d3

24.

Cr

ls22s22p63s23p64s13d5

25.

M
n

ls22s22p63s23p64s23d5

26.

Fe

ls22s22p63s23p64s23d6

27.

Co

ls22s22p63s23p64s23d7

28.

Ni

ls22s22p63s23p64s23d8

29.

Cu

ls22s22p63s23p64s13d10

30.

Zn

ls22s22p63s23p64s23d10

31.

Ga

ls22s22p63s23p64s23d104p
1

32.

Ge

ls22s22p63s23p64s23d104p
2

33.

As

ls22s22p63s23p64s23d104p
3

34.

Se

ls22s22p63s23p64s23d104p
4

35.

Br

ls22s22p63s23p64s23d104p
5

36.

Kr

ls22s22p63s23p64s23d104p
6

37.

Rb

ls22s22p63s23p64s23d104p
65s1

38.

Sr

ls22s22p63s23p64s23d104p
65s2

62

Energia, potrebná na odtrhnutie elektrónu z atómu, sa nazýva ionizačná energia I201. Jej

hodnoty sa udávajú v elektrónvoltoch (eV) pre jeden atóm a v jouloch (J) pre 1 mol atómov.
Podľa počtu odtrhnutých elektrónov rozlišujeme prvú, druhú atď. ionizačnú energiu. Čím menšia
je hodnota ionizačnej energie, tým ľahšie atóm elektrón odovzdáva. Ionizačná energia je teda
mierou schopnosti atómu odovzdať elektrón a je dôležitou pomôckou pri posudzovaní stability
elektrónovej konfigurácie jednotlivých prvkov.

Atóm v základnom stave môže tiež prijať elektrón a uvoľni pritom energiu. Elektrónová

afinitu A202je energia, ktorá sa uvoľní, keď voľný atóm príjme jeden elektrón a vytvorí záporne
nabitý ión (anión). Elektrónová afinita A je teda mierou schopnosti atómu prijať elektrón.

Hodnoty ionizačných energií a elektrónovej afinity sa využívajú na charakterizovanie

voľných atómov. Na charakterizovanie viazaných atómov používame iný
pojem. Elektrónovú afinitu a ionizačnú energiu spájame do jedného ukazovateľa -
elektroneativity X203. Najčastejšie sa pri výpočte jej hodnoty používa Millikenova definícia :

X = (I + A)/2 (3-12)

Za základ stupnice elektronegativity sa podľa dohody zvolila elektronegativita vodíka XH

= 2,15, ktorú určil Pauling pri výpočte elektronegativít z termochemických údajov, preto sa
musia hodnoty vypočítané podľa vzťahu (3- 12) ešte prepočítavať.

Elektronegativita udáva schopnosť atómu v molekule pútať valenčné elektróny. Čím je

vyššia hodnota X, tým pevnejšie atóm priťahuje valenčné elektróny. Čím je nižšia hodnota X,
tým slabšie atóm viaže svoje valenčné elektróny, ľahšie ich stráca a vytvára príslušný katión.
Hodnotu elektronegativity ovplyvňuje aj oxidačný stupeň prvku, preto sa v tabuľkách udáva pre
rôzne oxidačné stupne toho istého prvku.

Hodnoty ionizačnej energie, elektrónovej afinity aj elektronegativity sa periodicky menia

v závislosti od protónového čísla prvku. Tieto závislosti, ako aj hodnoty uvedených veličín pre
jednotlivé prvky sú uvedené v kap. 9.

3.4 PERIODICKÝ ZÁKON A PERIODICKÁ SÚSTAVA PRVKOV204

Začiatkom minulého storočia jestvovalo už veľa poznatkov o dosiaľ známych prvkoch a

popritom boli objavované nové prvky. Tento materiál bolo nevyhnutné vhodne roztriediť.
Vtedajšie rozdelenie na kovy a nekovy už nepostačovalo, preto sa niektorí bádatelia pokúšali o
novú klasifikáciu prvkov na základe podobných vlastností alebo niektorých kvantitatívnych
charakteristík, najmä relatívnych atómových hmotností. Nepodarilo sa však nájsť
zovšeobecňujúce súvislosti.

3.4.1 Periodický zákon

Problém objektívnej klasifikácie prvkov vyriešil až ruský chemik D. I. MENDELEJEV v

rokoch 1868 až 1871. Podobne ako jeho predchodcovia zoradil dovtedy známych 63 prvkov
podľa zväčšujúcich sa atómových hmotností a zistil, že v určitých intervaloch sa vyskytujú prvky

s podobnými chemickými a fyzikálnymi vlastnosťami ako prvky na začiatku radu. V týchto
intervaloch rad prerušil a získané úseky (periódy) zasunul pod seba tak, že prvky s podobnými
vlastnosťami tvoria jeden zvislý stĺpec. Roku 1869 uverejnil Mendelejev prvú verziu periodickej
sústavy prvkov. Na základe vzťahov vlastnosti prvkov v tabuľke sformuloval periodický zákon :

Vlastnosti prvkov, ako aj zloženie a vlastnosti zlúčenín prvkov, sú v periodickej závislosti

od relatívnej atómovej hmotnosti prvku.

Neskoršie sa zistilo, že periodicita vlastností prvkov nezávisí od relatívnej atómovej

hmotnosti, ale od protónového čísla. Novým zatriedením sa odstránili všetky nezrovnalosti v
klasifikácii prvkov. spôsobené existenciou izotopov. V súčasnosti formulujeme Mendelejevov
periodický zákon205 takto:

Fyzikálne a chemické vlastnosti prvkov a ich zlúčenín sú periodickou funkciou ich,

protónových čísiel.

Zo skúmaní stavby elektrónových obalov atómov bolo zrejmé, že v prirodzenom rade

prvkov sa štruktúry vonkajších sfér periodicky opakujú. Jestvujú skupiny prvkov. ktoré majú
rovnakú štruktúru vonkajšej elektrónovej sféry. napr. vzácne plyny ns2np6, alkalické kovy ns1.
halové prvky ns2np5 a pod. Prvky týchto skupín sa vyznačujú nápadne podobnými chemickými
vlastnosťami. Je zrejmá bezprostredná súvislosť medzi stavbou vonkajšej časti elektrónového
obalu a chemickými vlastnosťami prvkov. O chemických vlastnostiach prvkov rozhodujú
predovšetkým tie elektróny, ktoré sa nachádzajú na okrajovej, úplne neobsadenej časti
elektrónových obalov a ich atómov. Tieto elektróny sa nazývajú valenčné.

V dôsledku opakovania štruktúry valenčnej sféry sa periodicky opakujú vlastnosti prvkov,

čo je vlastne Mendelejevov periodický zákon. Moderná teória stavby atómu tak odhalila význam
periodického zákona a dokázala, že zákon je priamym dôsledkom zákonitosti v stavbe atómov
jednotlivých prvkov.

3.4.2 Periodická sústava prvkov

Periodický zákon nemožno stotožňovať s periodickou sústavou (tabuľkou). Periodická

sústava prvkov206 je len grafickým znázornením periodického zákona. Zákon je len jeden, ale
počet modifikácii periodickej sústavy v súčasnosti je viac ako 200.

Periodická tabuľka sa vo vodorovnom smere skladá zo 7 radov (tab. 3- 7). Pre úsporu

miesta sa niekedy lantanoidy a aktinoidy uvádzajú pod tabuľku (napr. obr. 3-16). Celá perióda je
uvedená vždy na jednom riadku. Číslo periódy sa zhoduje s hlavným kvantovým číslom orbitalu
s, ktorý sa v nej začína napĺňať. Každá Perióda začína napĺňaním orbitalu s a končí naplnením
orbitalov p. Počet prvkov v jednotlivých periódach je dvojnásobkom počtu orbitalov, ktoré sa
napĺňajú v energetickom rozmedzí ns - np (obr. 3-14). Výnimkou je prvá perióda, v ktorej sú len
dva prvky, vodík a hélium, zaplňujúce iba orbital s. Z hľadiska obsadzovania typov orbitalov
možno periodickú tabuľku rozdeliť podľa obr. 3-l6. Výnimkou je hélium. ktoré sa pre svoje
chemické vlastnosti zaraďuje medzi vzácne plyny.

Vo zvislom smere je tabuľka rozdelená do 8 hlavných podskupín a 24 vedľajších

podskupín. V podskupine sú prvky s podobnými chemickými vlastnosťami. Táto podobnosť
vyplýva z rovnakej elektrónovej konfigurácie valenčnej sféry. Počet valenčných elektrónov je
zhodný s číslom podskupiny.

S postavením prvkov v periodickom systéme súvisia taktiež maximálne hodnoty ich

oxidačných stupňov. Prehľad je uvedený v tab. 3-8. Okrem I. a VIII. vedľajšej

Tabuľka 3-7. Periodická sústava prvkov

podskupiny zodpovedá maximálny oxidačný stupeň číslu príslušnej podskupiny.

V periodickej sústave pozorujeme podobnosť vlastností prvkov vo zvislom aj

vodorovnom smere. Podobnosť vlastností vo zvislom smere je výrazná pri hlavných
podskupinách, pri vedľajších podskupinách už nie je taká vyhranená. Prvky

Obr. 3-16. Rozdelenie periodickej sústavy prvkov podľa spôsobu zaplňania orbitálov

Tabuľka 3-8 Maximálne oxidačné stupne prvkov podľa ich umiestnenia v periodickom systéme

Číslo podskupiny

Oxidačný stupeň

Oxidačný stupeň

Oxidačný stupeň

Oxidačný stupeň

Kladný

Kladný

Záporný

Záporný

Hlavná podskupina

Vedľajšia podskupina

Hlavná podskupina

Vedľajšia podskupina

I

I

I ažI II

-

-

II

II

II

-

-

III

III

III

-

-

IV

IV

IV

-IV

-

V

V

V

-III

-

VI

VI

VI

-II

-

VII

VII

VII

-I

-

VIII

(VIII)

VIII až IV

0

-

vedľajších podskupín majú podobné vlastnosti aj vo vodorovnom smere (napr. v rade Ti - V - Cr
- Mn - Fe - Co - Ni). Príčinou vodorovnej podobnosti vo vedľajších podskupinách je zhodná
konfigurácia najvyššej sféry elektrónového obalu ns2. Výraznú vodorovnú podobnosť majú
lantanoidy, pretože je zhodná elektrónová konfigurácia až dvoch najvyšších sfér.

Periodicita vlastností prvkov a zlúčenín sa opisuje v kap. 9.

3.4.3 Klasifikácia prvkov podľa elektrónovej konfigurácie

Prvky I. a II. hlavnej podskupiny, ktorých valenčné elektróny zapĺňajú len orbitaly ns

(napr. Li. K, Ca. Mg). nazývame prvky s. Prvky III. až VIII. hlavnej podskupiny majú valenčné
elektróny v orbitaloch np, a preto ich nazývame prvky p. Názvom prvky d označujeme prvky I.
až VIII. vedľajšej podskupiny, ktoré dopĺňajú elektróny do orbitalov (n - 1 )d. Lantanoidy a
aktinoidy zaraďujeme medzi prvky f, pretože zapĺňajú orbitaly (n - 2)f.

Na základe elektrónovej konfigurácie valenčnej sféry môžeme prvky rozdeliť do 4 skupín:
a) Neprechodné prvky s obsadenými orbitálmi s a p207 Prvky ktoré majú v najvyššej

kvantovej hladine elektróny len v orbitaloch s a p a sú celkom obsadené. Štruktúra sa vyznačuje
mimoriadnou stabilitou. prvky len zriedka reagujú. Sú to všetky vzácne plyny. Hélium má
štruktúru 1s2, ostatné ns2np6.

b) Neprechodné prvky s neobsadenými orbitálmi

s

a

p 208 Prvky. ktorých atómy majú

všetky nižšie orbitaly celkom obsadené a dopĺňajú orbitaly s a p v najvyššej hladine n.
Zaraďujeme sem prvky všetkých hlavných podskupín (okrem vzácnych plynov). V zlúčeninách
vystupujú v charakteristických oxidačných stupňoch. ktoré sa od seba odlišujú spravidla o dve
jednotky (napr. síra II. IV. VI; chlór I. III, V. VII). Pritom platí pravidlo. že stálosť nižších
oxidačných stupňov sa zväčšuje so zvyšujúcim sa protónovým číslom prvku v podskupine.
Napríklad vo IV. hlavnej podskupine vystupujú uhlík a kremík predovšetkým ako štvormocné.
prvky. zatiaľ čo olovo najmä ako dvojmocný prvok.

c) Prechodné (tranzitné) prvky

d

209.Prvky , ktorých atómy zapĺňajú orbital d na sfére (n

- l). Na sfére n majú elektróny iba v orbitali s. Sú to tzv. prechodné (tranzitné) prvky, majú
kovový charakter, tvoria farebné ióny. majú katalytické účinky a ich zlúčeniny bývajú
paramagnetické. V zlúčeninách môžu nadobúdať ich oxidačné stupne spravidla , hodnoty od II do
maximálnej hodnoty. dané počtom valenčných elektrónov (napr. vanád II, III. IV. V. mangán II,
III, IV, V, VI. VII).

d) Vnútorne prechodné prvky

f

210 Prvky, ktorých atómy dopĺňajú elektróny do

orbitalov f vo sfére (n - 2). Vo sfére n majú len úplne obsadený orbital s. Vo sfére (n - 1 ) sú
celkom obsadené orbitaly s a p a niekedy čiastočne d. Sú to prvky skupiny lantanoidov a
aktinoidov (tzv. vnútorne prechodné prvky). Pretože atómy týchto prvkov majú dve vonkajšie
sféry celkom rovnaké, majú aj veľmi podobné vlastnosti. Tretia sféra má už iba malý vplyv na
chemické vlastnosti prvkov.

Niekedy používame jednoduché pomenovania prvkov:
Prvky

s

211sú to prvky s1 a s2

Prvky

p

212 sú to prvky p1, p2, p3, p4, p5, p6

Prvky

d

213sú to prvky d1, d2, d3, d4, d5, d6, d7, d8,d9,d10

Prvky

f

214 sú to prvky f1, f2, f3, f4, f5, f6, f7, f8,f9,f10, f11 f12, f13, f14,