Elektronszerkezet

Az atomban az elektronok az atommag körüli térben mozognak. Az elektron mozgásának a pályája nem adható meg, csupán energiájáról és megtalálási valószínűségéről, valamint mágneses jellegéről van információnk.

Alapállapotú atom

Az atom legalacsonyabb energiájú állapota. Az energiaminimum elvének megfelelően az elektronok a maghoz legközelebbi pályákon tartózkodnak.

Gerjesztett atom

Az alapállapotnál magasabb energiájú atom. Az alapállapotú atomból energiaközléssel számos gerjesztett állapot hozható létre.

Atompálya

Az a térrész az atomban, ahol az elektronok megtalálási valószínűsége 90%.

A különböző atompályákat meghatározott szimmetria jellemzi. Pl. s-pályák gömb-, p-pályák tengelyszimmetrikusak (piskóta forma)

Az elektronfelhő héjas szerkezete

Az atomban levő atompályák, illetve az elektronok tulajdonságait kvantumszámokkal jellemezhetjük. Az elnevezés arra utal, hogy értékük mindig meghatározott nagyságú.

Egy elektron négy kvantumszámmal jellemezhető.

1. Főkvantumszám az elektronok atommagtól való átlagos távolságát jellemzi. (jele: n ,értéke: n=1,2,3... vagy K, L, M,....) Az azonos főkvantumszámú atompályák egy héjba tartoznak.Minél nagyobb a héj sorszáma, annál nagyobb méretű pályáról van szó.

2. Mellékkvantumszám az atompálya térbeli alakját, szimmetriáját jellemzi,  pl s-pálya gömb-, p-pálya tengelyszimmetrikus (piskóta alakú). (jele: l, értéke: l=0,1,2....(n-1)). Adott héjon belül az azonos mellékkvantumszámú pályák egy alhéjat alkotnak.

n=1 esetén (ez a K-héj), a mellékkvantumszám csak egy értéket vehet fel.  l=(n-1)=1-1=0 , ez az 1s alhéj

n=2 esetén (L-héj), a mellékkvantumszám két értéket vehet fel.  l=0 (2s alhéj) és l=1 (2p alhéj)

n=3 esetén (M-héj), a mellékkvantumszám három értéket vehet fel. l=0 (3s alhéj), l=1 (3p alhéj), és l=2 (3d alhéj)

n=4 esetén (N-héj), a mellékkvantumszám négy értéket vehet fel. l=0 (4s alhéj), l=1 (4p alhéj), l=2 (4d alhéj) és l=3 (4f alhéj)

3. Ha az atomot mágneses térbe helyezzük, akkor az atompályák a mágneses erővonalakhoz képest meghatározott módon helyezkednek el. Ezt a pálya mágneses kvantumszáma írja le (jele: m), értékét a mellékkvantumszám befolyásolja : -l, (-l+1), (-l+2)...0,...l-2, l-1, l )

l=0, azaz s-alhéj esetén a mágneses kvantumszám csak m=0 lehet, egyféle s-pálya létezik

l=1, azaz p-alhéj esetén a mágneses kvantumszám -1, 0, +1 lehet,így  háromféle p-pálya létezik

l=2, azaz d-alhéj esetén a mágneses kvantumszám -2, -1, 0, +1, +2 lehet, így ötféle d-pálya létezik

l=3, azaz f-alhéj esetén a mágneses kvantumszám -3 és +3 közötti egész szám, így hétféle f-pálya létezik

4. A spinkvantumszám az elektron mágneses sajátságait (amelyet az atomból kiszakítva is megőriz) jellemzi (jele: ms). Kétféle értéket vehet fel: + 12 , vagy – 12 .

Egy atompályán az elektronok maximális számát a Pauli-elv határozza meg, mely kimondja, hogy nincs két olyan elektron az atomban, amelynek minden kvantumszáma megegyezik.

Mindezek táblázatban összefoglalva:

És példákon keresztül elmagyarázva:

1s pályára n=1, l=0 és m=0 értékek jellemzők, így 1s pályából csak egyetlen egy lehetséges a Pauli-elvből következtetve. Ezen már csak a spinkvantumszámban különböző elektronpár fér el. Az s-pályákat ezért egy négyzettel, benne két ellentétes spinű elektront két ellentétes nyíllal jelölhetjük.

2p pályára n=2, l=1 és m=-1, 0, +1 értékek jellemzőek, így 3 különböző 2p-atompálya  fér el egy atomban. Energiaszintjük azonos, ezért három összeillesztett négyzettel jelöljük, bennük minden atompályán egyenként a két ellentétes spinű elektron, összesen 6.

 

3d pályára n=3, l=2 és m=-2, -1, 0, +1, +2 értékek jellemzőek, így 5 különböző 3d-atompálya  fér el egy atomban. Energiaszintjük azonos, ezért öt összeillesztett négyzettel jelöljük, bennük minden atompályán egyenként a két ellentétes spinű elektron, összesen 10.

 4f pályára n=4, l=3 és m=-3, -2, -1, 0, +1, +2, +3 értékek jellemzőek, így 7 különböző 3f-atompálya  fér el egy atomban. Energiaszintjük azonos, ezért hét összeillesztett négyzettel jelöljük, bennük minden atompályán egyenként a két ellentétes spinű elektron, összesen 14.

Az újabb és újabb elektron mindig a lehető legkisebb energiaszintű pályára kerül. Az energetikai sorrend megfelel az egyre növekvő értékű héjaknak, azon belül az egyre összetettebb szimmetriájú pályáknak: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p,

Amikor egy héj eléri a 8 elektromos állapotot, mindig új elektronhéj kezd töltődni, s csak annak s-alhéja után töltődik az előző héj utolsó, d-alhéja:

1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s

A pályák feltöltődésének sorrendje a periódusos rendszerből is leolvasható: az 1. periódus két eleme a 2 elektronnal feltöltődő K-héjnak felel meg, a 2. periódus 8 eleménél fokozatosan az L-héj töltődik fel. A 3. periódus végéig az M-héj éri el a 8 elektromos szerkezetet, és ezután a 4. periódus kezdődik az N-héj 4s alhéjának töltődésével. A 20. rendszámú kálcium (Ca) után a következő elektron ismét az M-héjra, annak 3d alhéjára épül be. Itt kezdődik a periódusos rendszer d-mezője, amely periódusonként - a max. 10 elektronnal feltöthető d-alhéj miatt - 10-10 elemet tartalmaz.

A Hund-szabály szerint egy alhéjon adott számú elektron úgy helyezkedik el, hogy közülük minél több párosítatlan (azonos spinű) legyen. Ez azt jelenti, hogy például a p-alhéjon három vagy ennél kevesebb elektron egy-egy atompályán egyesével (azonos spinnel) szerepel. 

A Hund-szabályban is az energiaminimum elve érvényesül, mert az azonos spinű elektronok energiaállapota kedvezőbb, ha külön pályákon helyezkednek el. Egy alhéj telített, ha a maximális számú elektront, telítetlen, ha ennél kevesebb elektront tartalmaz.

A kémiai reakciókban a külső elektronhéj és a belső, telítetlen alhéjak elektronjai vesznek részt. Ezeket az elektronokat vegyértékelektronoknak nevezzük. 

Az atomtörzs az atommagból és azokból az elektronokból áll, amelyek nem tekinthetők vegyértékelektronoknak. Az atomtörzs a kémiai folyamatok során változatlan marad.