Page 12 - 01_Hemija

Хемија

4.4. Електронска конфигурација

За приказивање распореда електрона у атому, који називамо електрон-
ска конфигурација, важно нам је да знамо енергију (релативну) орбитала.
Код атома водоника који садржи један електрон, енергија је одређена само
главним квантним бројем, односно поднивои истог нивоа имају исту енер-
гију: 1s ˂ 2s = 2p ˂3s = 3p = 3d ˂ 4s = 4p = 4d = 4f и тако редом.
За вишеелектронске атоме енергетски приказ је компликованији. Енер-
гија електрона, поред главног квантног броја, односно нивоа, зависи и од
орбиталног квантног броја, односно поднивоа. Другим речима, 2s и 2p-ор-
битале код вишеелектронских атома неће имати исту енергију, као ни 3s, 3p

и 3d-орбитале.
5s 4p 4d
4s 3d
3p
3s
2s 2p

1s
Слика 4.5. Енергетски нивои и поднивои код вишеелектронских атома

Чак ће доћи и до „прескакањаˮ орбитала, па ће електрон у 4s-поднивоу
имати мању енергију од електрона у 3d-поднивоу.
При редоследу попуњавања орбитала елек+тронима можемо се послу-
жити једноставном шемом која је приказана на Слици 4.6.
l = 0 l = 1 l = 2 l = 3
n = 1 1s 2
n = 2 2s 2 2p 6
n = 3 3s 2 3p 6 3d 10
n = 4 4s 2 4p 6 4d 10 4f 14
n = 5 5s 2 5p 6 5d 10 5f 14
n = 6 6s 2 6p 6 6d 10 6f 14
n = 7 7s 2 7p 6 7d 10 7f 14

Слика 4.6. Редослед попуњавања орбитала

Дакле, четири квантна броја, n, l, m и m потпуно описују електрон у
l s
атому. На пример за електрон у 2s-орбитали n = 2, l = 0, m = 0 и m = +½ или
l s

32