KURS MATURALNY Z CHEMII · 2018. 3. 19. · CZĘŚĆ 1: CHEMIA NIEORGANICZNA LEKCJA 7: KONFIGURACJE ELEKTRONOWE 8 2. Konfiguracja podpowłokowa Polega na pokazaniu rozmieszczenia

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


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).



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



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.



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



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.



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).



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



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:



www.zdajechemie.pl

15

A całkowita następująco:

29Cu: 1s22s

22p

63s

23p

64s

13d

10



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



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.



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



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.



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.



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.



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.



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



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)



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.



www.zdajechemie.pl

26

H2Se

CrO3



www.zdajechemie.pl

27

1. Bliżej jądra, trudniej

2. Niższe, neonu

Documents

KURS MATURALNY Z CHEMII · 2018. 3. 19. · CZĘŚĆ 1: CHEMIA NIEORGANICZNA LEKCJA 7: KONFIGURACJE ELEKTRONOWE 8 2. Konfiguracja podpowłokowa Polega na pokazaniu rozmieszczenia