Zasada koncepcji i wyjaśnienia Aufbau, przykłady



The Zasada Aufbau Składa się z użytecznego przewodnika teoretycznie przewidującego elektroniczną konfigurację elementu. Słowo aufbau odnosi się do niemieckiego czasownika „budować”. Zasady narzucone przez tę zasadę mają na celu „pomóc zbudować atom”.

Mówiąc o hipotetycznej konstrukcji atomowej, odnosi się wyłącznie do elektronów, które z kolei idą w parze z rosnącą liczbą protonów. Protony definiują liczbę atomową Z pierwiastka chemicznego, a dla każdego dodanego do jądra dodaje się elektron, aby skompensować ten wzrost ładunku dodatniego.

Chociaż wydaje się, że protony nie podążają za ustalonym porządkiem przyłączenia się do jądra atomu, elektrony spełniają szereg warunków, tak że zajmują najpierw regiony atomu niższej energii, szczególnie te, w których prawdopodobieństwo znalezienia ich w przestrzeni jest większy: orbitale.

Zasada Aufbau wraz z innymi elektronicznymi zasadami wypełniania (zasada wykluczenia Pauliego i reguła Hunda) pomaga ustalić kolejność, w jakiej elektrony muszą być dodawane do chmury elektronicznej; W ten sposób możliwe jest przypisanie konfiguracji elektronicznej konkretnego pierwiastka chemicznego.

Indeks

  • 1 Pojęcie i wyjaśnienie
    • 1.1 Warstwy i podwarstwy
    • 1.2 Zasada wykluczenia Pauliego i rządy Hundu
  • 2 Przykłady
    • 2.1 Węgiel
    • 2.2 Tlen
    • 2.3 Wapń
  • 3 Ograniczenia zasady Aufbau
  • 4 odniesienia 

Pojęcie i wyjaśnienie

Gdyby atom uznano za cebulę, byłby on w obrębie skończonej ilości warstw, określony główną liczbą kwantową n.

Poza nimi wewnątrz znajdują się podwarstwy, których formy zależą od liczb kwantowych azymutalnych i magnetycznych.

Orbitale są identyfikowane przez pierwsze trzy liczby kwantowe, podczas gdy czwarta, spinowa, kończy się wskazaniem, w której orbicie elektron zostanie zlokalizowany. To właśnie w tych obszarach atomu, w których elektrony obracają się, od najbardziej wewnętrznych warstw do najbardziej zewnętrznych: warstwa walencyjna, najbardziej energetyczna ze wszystkich.

Jeśli tak, w jakiej kolejności elektrony powinny wypełniać orbitale? Zgodnie z zasadą Aufbau muszą być przypisane zgodnie ze wzrastającą wartością (n + l).

Również w obrębie podwarstw (n + l) elektrony muszą zajmować podwarstwę o najniższej wartości energetycznej; innymi słowy, zajmują najniższą wartość n.

Zgodnie z tymi zasadami budowy Madelung opracował metodę wizualną polegającą na śledzeniu ukośnych strzałek, które pomagają skonstruować elektroniczną konfigurację atomu. W niektórych sferach edukacyjnych metoda ta znana jest również jako metoda deszczu.

Warstwy i podwarstwy

Pierwszy obraz ilustruje graficzną metodę uzyskiwania konfiguracji elektronicznych, podczas gdy drugi obraz jest odpowiednią metodą Madelunga. Najbardziej energetyczne warstwy znajdują się na górze, a najmniej energiczne w kierunku w dół.

Od lewej do prawej podwarstwy s, p, d oraz f odpowiadających im głównych poziomów energii są „tranzytowane”. Jak obliczyć wartość (n + l) dla każdego kroku oznaczonego ukośnymi strzałkami? Na przykład, dla orbity 1s to obliczenie jest równe (1 + 0 = 1), dla orbitalu 2s (2 + 0 = 2) i dla orbitalu 3p (3 + 1 = 4).

Wynik tych obliczeń powoduje powstanie obrazu. Dlatego, jeśli nie jest dostępny pod ręką, wystarczy określić (n + l) dla każdego orbitalu, zaczynając wypełniać orbitale elektronami od tego o najniższej wartości (n + l) do wartości maksymalnej.

Jednak zastosowanie metody Madelung znacznie ułatwia budowę konfiguracji elektronicznej i sprawia, że ​​jest ona rozrywką dla osób uczących się układu okresowego.

Zasada wykluczenia Pauliego i rządy Hundu

Metoda Madelunga nie wskazuje orbitali podwarstw. Biorąc je pod uwagę, zasada wykluczenia Pauliego stwierdza, że ​​żaden elektron nie może mieć takich samych liczb kwantowych jak inny; lub to samo, para elektronów nie może mieć obu obrotów pozytywnych ani negatywnych.

Oznacza to, że ich kwantowe liczby obrotów nie mogą być równe i dlatego muszą pasować do swoich obrotów, aby zajmować ten sam orbital.

Z drugiej strony, wypełnianie orbitali musi odbywać się w taki sposób, aby były zdegenerowane pod względem energii (zasada Hunda). Osiąga się to przez utrzymywanie wszystkich elektronów orbitali bez pary, dopóki nie jest bezwzględnie konieczne sparowanie ich pary (jak w przypadku tlenu).

Przykłady

Poniższe przykłady podsumowują całą koncepcję zasady Aufbau.

Węgiel

Aby określić jego konfigurację elektronową, musimy najpierw znać liczbę atomową Z, a tym samym liczbę elektronów. Węgiel ma Z = 6, więc konieczne jest zlokalizowanie jego 6 elektronów w orbitali za pomocą metody Madelunga:

Strzałki odpowiadają elektronom. Po wypełnieniu orbitali 1s i 2s, każdy z dwoma elektronami, dwa pozostałe elektrony są przypisywane do orbitali 2p przez różnicę. Oto jak manifestuje się zasada Hunda: dwa zdegenerowane orbitale i jedno puste.

Tlen

Tlen ma Z = 8, więc ma dwa dodatkowe elektrony, w przeciwieństwie do węgla. Jeden z tych elektronów musi zostać umieszczony w pustym orbicie 2p, a drugi musi zostać sparowany, aby utworzyć pierwszą parę, ze strzałką skierowaną w dół. W konsekwencji zasada wykluczenia Pauliego przejawia się tutaj.

Wapń

Wapń ma 20 elektronów, a orbitale są również wypełniane tą samą metodą. Kolejność napełniania jest następująca: 1s-2s-2p-3s-3p-4s.

Można zauważyć, że zamiast wypełniać orbitę 3d, elektrony zajmują 4s. Dzieje się tak przed otwarciem metali przejściowych, elementów, które wypełniają wewnętrzną warstwę 3d.

Ograniczenia zasady Aufbau

Zasada Aufbau nie pozwala przewidzieć konfiguracji elektronicznych wielu metali przejściowych i pierwiastków ziem rzadkich (lantanowców i aktynowców).

Dzieje się tak, ponieważ różnice energii między orbitalami ns i (n-1) d są niskie. Z powodów wspieranych przez mechanikę kwantową, elektrony mogą preferować degenerację orbitali (n-1) d kosztem zniknięcia lub przemieszczenia elektronów z orbity ns.

Słynnym przykładem jest przypadek miedzi. Jego konfiguracja elektroniczna przewidziana przez zasadę Aufbau to 1s22s22p63s23p64s23d9, gdy eksperymentalnie okazało się, że wynosi 1s22s22p63s23p64s13d10.

W pierwszym samotny elektron nie jest sparowany w orbicie 3d, podczas gdy w drugim wszystkie elektrony orbitali 3d są sparowane.

Referencje

  1. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (15 czerwca 2017). Definicja zasady Aufbau. Zaczerpnięte z: thoughtco.com
  2. Prof. N. De Leon. (2001). Zasada Aufbau. Zaczerpnięte z: iun.edu
  3. Chemia 301. Zasada Aufbau. Zrobiono z: ch301.cm.utexas.edu
  4. Hozefa Arsiwala i teacherlookup.com. (1 czerwca 2017). Głębokość: zasada Aufbau z przykładami. Zrobiono z: teacherlookup.com
  5. Whitten, Davis, Peck & Stanley. Chemia (8 wyd.). CENGAGE Learning, str. 199-203.
  6. Goodphy (27 lipca 2016 r.). Schemat Madelunga. [Rysunek] Zrobiono z: commons.wikimedia.org