1.1.2 Elektronszerkezet: héjak és pályák

Hogyan helyezkednek el az elektronok az atomban?

A semleges atom elektronszáma megegyezik a rendszámával. A héjmodellben ezeket az elektronokat héjakra osztjuk. Az első héjra legfeljebb 2, a másodikra legfeljebb 8 elektron kerül. A legkülső héj elektronjait vegyértékelektronoknak nevezzük. A héjmodell szemléltető modell: az elektronok nem merev körpályákon keringenek.

Kidolgozott példa: a nátrium héjmegoszlása

1. A Na rendszáma 11, ezért a semleges atomnak 11 elektronja van.

2. Az első héjra 2 kerül. Marad 9.

3. A második héjra 8 kerül. Marad 1.

Héjmegoszlás: 2,8,1. A harmadik, vagyis a legkülső héjon 1 elektron van, ezért a nátriumatomnak 1 vegyértékelektronja van.

Elektronhéjak, vegyértékelektronok és atomtörzs

Alapállapotban az elektronok az alacsonyabb energiájú lehetőségeket töltik be először. Az egyszerű héjmodellben az első elektronhéjon legfeljebb 2, a másodikon legfeljebb 8 elektron van. A legkülső héj elektronjai a vegyértékelektronok. A nemesgázok külső héja telített.

Az atomtörzs az atommagból és a nem vegyértékelektronokból áll. Vagyis a külső héj vegyértékelektronjait nem számítjuk az atomtörzshöz.

Miért különösen stabil a telített külső héj?

Képzelj el egy többemeletes hotelt. Az alsó emeletek kényelmesebbek: kevesebbet kell lépcsőzni. Így emlékezhetsz az alacsonyabb energiájú elektronállapotokra. Ha egy már használt emeleten még vannak kényelmes, üres szobák, miközben más vendégek rosszabb helyen laknak, az nem ideális elrendezés.

Ha az alsó emeletek megteltek, de egy magasabb emeleten csak 1–2 vendég lakik, őket képzeletben könnyű átköltöztetni egy másik hotel kedvezőbb szobáiba. Ez segít megjegyezni, hogyan adhat le egy atom 1–2 külső elektront. Fordítva: egy majdnem teljes külső emelet még 1–2 vendéget befogadhat, és telítetté válhat.

A nátrium első két héja telített, a harmadikon csak 1 elektron van. A klór külső héján 7 elektron van a lehetséges 8-ból. A Na egy elektronja átkerülhet a Cl-hoz: Na⁺ és Cl⁻ keletkezik, és mindkét ion nemesgázszerű elektroneloszlást kap.

A hotel csak hasonlat: az atomoknak nincs kényelmük, bevételük vagy szándékuk. A „kedvezőbb” helyzet fizikailag alacsonyabb energiájú állapotot jelent.

Példa: mikor segít a nemesgázszabály, és hol a határa?

A Na⁺ és a Cl⁻ elektroneloszlása a neonéhoz, illetve az argonéhoz hasonló. A nemesgázszabály így segít megjósolni a jellemző iontöltéseket.

A hidrogén első elektronhéja legfeljebb 2 elektront tartalmazhat, ezért nála kettes telítettségről beszélünk. Nem minden stabil molekulában van minden atom körül nyolc elektron. A nemesgázszabály egyszerű, hasznos előrejelző szabály, nem „természeti parancs”.

Miért kapcsolódhatnak össze az atomok?

Ha két atom közeledik egymáshoz, az egyik atommag a másik atom elektronjait is vonzza. Megfelelő távolságnál a kötött rendszer energiája kisebb lehet, mint a különálló atomoké. Ha azonban az atomok túl közel kerülnek, az atommagok és az elektronfelhők közötti taszítás egyre erősebbé válik.

A molekulák azért alakulhatnak ki, mert bizonyos atomok együtt alacsonyabb energiájú, tehát kedvezőbb állapotba kerülnek, mint külön-külön. A nemesgázszabály segít megjósolni sok egyszerű kötést; a fizikai magyarázat az energiacsökkenés.

Mi tartja össze a kovalens kötést?

A közös elektronpárt mindkét pozitív töltésű atommag vonzza. A vonzás és a taszítás együttes hatása határozza meg a kedvező távolságot: itt a rendszer energiája minimális.

Kötés kialakulásakor energia szabadul fel; ugyanennek a kötésnek a felbontásához energiát kell befektetni.

Hány kötés várható?

A hidrogénnek 1 vegyértékelektronja van; az első héj telítettségéhez még 1 szükséges. A klórnak 7, az oxigénnek 6, a nitrogénnek 5 vegyértékelektronja van; nyolcas telítettségükhöz rendre 1, 2, illetve 3 hiányzik.

Ezért az egyszerű molekulákban a H és Cl jellemzően 1, az O 2, az N 3 kötést alakít ki. Ez hasznos előrejelzés, nem a kötésképződés fizikai oka.

Kötő és nemkötő elektronpárok

A két atom által közösen használt elektronpár a kötő elektronpár. Az egyik atomhoz tartozó, kötést nem létesítő vegyértékelektron-pár a nemkötő elektronpár.

Kovalens kötésben két atom egy vagy több elektronpárt közösen használ. Egy közös pár egyszeres, két közös pár kettős, három közös pár hármas kötést jelent.

Hogyan olvasd a Lewis-képletet?

A pontok vegyértékelektronokat jelölnek. Két hidrogénatom egy-egy elektronjából közös pár lehet:

H· + ·H → H:H → H–H

A kettőspont két elektront, a vonal ugyanezt az egy kötő elektronpárt jelöli. A H₂-ben 1, a Cl₂-ben 1, az O₂-ben 2, az N₂-ben 3 közös elektronpár van.

Miért H₂O a víz képlete?

Az oxigénnek 6 vegyértékelektronja van. A telített külső héjhoz még 2 elektron „hiányzik”, ezért az egyszerű vegyértékmodellben az oxigén jellemzően két kovalens kötést alakít ki.

A hidrogénnek 1 elektronja van, az első héja pedig 2 elektronnal telik meg, ezért a hidrogén jellemzően egy kovalens kötést alakít ki.

Így egy oxigénatom két hidrogénatommal oszt meg egy-egy elektronpárt. Az oxigénen emellett két nemkötő elektronpár marad. Ezért az egyszerű semleges molekula összetétele H₂O.

A Lewis-képlet és a térbeli alak

A Lewis-képlet elsősorban azt mutatja meg, hogyan kapcsolódnak az atomok, és hol vannak a kötő, illetve nemkötő elektronpárok. A molekula térbeli alakját nem mindig ábrázolja helyesen.

A vízmolekula nem egyenes, hanem hajlított. Az oxigén körül két kötő és két nemkötő elektronpár található, és ezek térbeli elrendeződése miatt a két O–H kötés nem egy egyenesbe esik. A részletes térszerkezet későbbi téma.

Nem minden kötésből lesz különálló molekula

Nem minden kémiai kötés eredményez molekulát. A H₂, Cl₂, O₂, N₂ és H₂O különálló molekulákból álló anyagok példái. A nátrium-kloridban viszont nem különálló „NaCl-molekulák” sorakoznak: a Na⁺- és Cl⁻-ionok kiterjedt ionrácsot alkotnak. A kémiai kötés tehát általánosabb fogalom, mint a molekula.

Az ionképződés és a kristály kialakulásának teljes energiamérlegét együtt kell néznünk. Ezt mutatja a következő nátriumos példa.

Miért nem távozik magától a nátrium külső elektronja?

De ha a nátrium külső elektronja ilyen „kényelmetlen helyen” van, miért nem távozik egyszerűen magától?

Gondolj egy hűtőmágnesre: a vonzó kölcsönhatás a hűtőn tartja, és lehúzásához munkát kell végezni. A negatív töltésű elektront is vonzza a protonok miatt pozitív atommag. Teljes eltávolításához energiát kell befektetni.

A hűtőmágnesnél mágneses, az atomban elektromos (elektrosztatikus) vonzás működik. A közös gondolat csak az, hogy egy vonzó kölcsönhatásból való kiszakításhoz energia szükséges.

A Na külső elektronja tehát nem távozik „ingyen”. Egy teljes kémiai folyamat mégis lehet energetikailag kedvező: NaCl képződésekor az ellentétes töltésű ionok közötti vonzás és a kristály kialakulása jelentős stabilizációt ad.

Hány elektron fér el egy elektronhéjon?

N_max = 2n²

Az n a héj sorszáma, vagyis a főkvantumszám. A második héjnál n = 2, így 2 · 2² = 8 elektron a maximum. Nem minden héj telik meg teljesen minden atomban.

A 2n² képlet a héj maximális befogadóképességét adja meg, nem az elektronok feltöltődési sorrendjét.

Gyors ellenőrzés héjmegoszlásnál

1. Hány elektronja van összesen a semleges atomnak?

2. Mennyi elektron jut az egyes héjakra, és ezek összege megegyezik-e a rendszámmal?

3. Hány elektron található a legkülső héjon?

Alapellenőrzés: klór

A semleges klóratom rendszáma 17. Írd fel a héjmegoszlását, és határozd meg a vegyértékelektronjainak számát.

Megoldás: Héjmegoszlás: 2,8,7. Vegyértékelektronok száma: 7.

Kapcsolódó érettségi követelmények

Középszinten: elektronhéjak; vegyértékelektronok; atomtörzs; nemesgázszerkezet.

Források

• OpenStax – elektronszerkezet, atompályák és elektronkonfiguráció

• IUPAC – kvantumszámok és atompályák terminológiája

• Oktatási Hivatal – részletes érettségi vizsgakövetelmények

Következő rész: 1.1.3 Periódusos tendenciák – azt nézzük meg, hogyan változnak az atomok tulajdonságai a periódusos rendszerben az elektronszerkezetük alapján.