PRINCÍP AUFBAU: POJEM A VYSVETLENIE, PRÍKLADY - CHÉMIA - 2026

Princíp Aufbau je užitočným sprievodcom na teoretické predpovedanie elektronickej konfigurácie prvku. Slovo aufbau označuje nemecké sloveso „stavať“. Účelom pravidiel diktovaných touto zásadou je „pomôcť vybudovať atóm“.

Pokiaľ ide o hypotetickú atómovú konštrukciu, týka sa to výlučne elektrónov, ktoré zase idú ruka v ruke s rastúcim počtom protónov. Protóny definujú atómové číslo Z chemického prvku a ku každému z nich pridaných do jadra sa pridá elektrón na kompenzáciu tohto zvýšenia kladného náboja.

Aj keď sa zdá, že protóny sa neriadia zavedeným poriadkom na spojenie s jadrom atómu, elektróny sledujú rad podmienok, takým spôsobom, že najskôr obsadzujú oblasti atómu s nižšou energiou, najmä tie, v ktorých je pravdepodobnosť ich nájdenia vo vesmíre. je väčšia: obežné dráhy.

Princíp Aufbau spolu s ďalšími pravidlami elektronického plnenia (Pauliho vylúčenie a Hundovo pravidlo) pomáha určiť poradie, v akom by sa elektróny mali pridávať do elektrónového oblaku; Týmto spôsobom je možné priradiť elektronickú konfiguráciu určitého chemického prvku.

Koncept a vysvetlenie

Keby sa atóm považoval za cibuľu, našiel by sa v nej konečný počet vrstiev, určený hlavným kvantovým číslom n.

Ďalej v nich sú podškrupiny, ktorých tvary závisia od azimutálneho čísla l a magnetického kvantového čísla m.

Orbitály sú identifikované prvými tromi kvantovými číslami, zatiaľ čo štvrté, rotácie, končia a označujú, v ktorej orbitále bude elektrón umiestnený. To je potom v týchto oblastiach atómu, kde sa elektróny otáčajú, od najvnútornejších vrstiev k najvonkajším: valenčná vrstva, najenergickejšia zo všetkých.

V akom poradí by teda mali elektróny vyplniť orbitaly? Podľa zásady Aufbau sa musia priradiť na základe zvyšujúcej sa hodnoty (n + l).

Podobne v rámci čiastkových schránok (n + l) musia elektróny zaberať čiastkové schránky s najnižšou energetickou hodnotou; inými slovami, zaujímajú najnižšiu hodnotu n.

Na základe týchto konštrukčných pravidiel vyvinula spoločnosť Madelung vizuálnu metódu, ktorá spočíva v kreslení diagonálnych šípok, ktoré pomáhajú budovať elektronickú konfiguráciu atómu. V niektorých vzdelávacích sférach je táto metóda známa aj ako dažďová metóda.

Vrstvy a podvrstvy

Prvý obrázok ilustruje grafickú metódu získania konfigurácie elektrónov, zatiaľ čo druhý obrázok predstavuje príslušnú Madelungovu metódu. Najenergetickejšie vrstvy sú umiestnené hore a najmenej energetické sú smerom nadol.

Zľava doprava sú podvrstvy s, p, d a f ich zodpovedajúcich hlavných energetických úrovní „tranzitované“. Ako vypočítať hodnotu (n + l) pre každý krok označený diagonálnymi šípkami? Napríklad pre 1 s obežnú dráhu sa tento výpočet rovná (1 + 0 = 1), pre 2 s obežnú dráhu (2 + 0 = 2) a pre 3p obežnú dráhu (3 + 1 = 4).

Výsledkom týchto výpočtov je konštrukcia obrázka. Preto, ak to nie je k dispozícii, jednoducho určte (n + l) pre každý orbitál, začnite vyplňovať orbity elektrónmi od elektródy od najmenšej hodnoty (n + l) po najvyššiu hodnotu.

Použitie metódy Madelung však veľmi uľahčuje konštrukciu elektrónovej konfigurácie a robí z nej zábavnú činnosť pre tých, ktorí sa učia periodickú tabuľku.

Pauliho zásada vylúčenia a Hundova vláda

Madelungova metóda neindikuje obežné dráhy podškrupín. Pri ich zohľadnení sa v Pauliho vylučovacom princípe uvádza, že žiadny elektrón nemôže mať rovnaké kvantové čísla ako druhý; alebo čo je to isté, pár elektrónov nemôže mať kladné ani záporné otočenie.

To znamená, že ich kvantové čísla spinov nemôžu byť rovnaké, a preto sa ich otočky musia spárovať, keď obsadzujú rovnaký orbitál.

Na druhej strane, vyplňovanie orbitálov musí byť vykonané takým spôsobom, aby boli degenerované v energii (Hundovo pravidlo). Toto sa dosiahne udržiavaním všetkých elektrónov na obežných dráhach nespárovaných, až kým je nevyhnutne potrebné spárovať tieto elektróny (rovnako ako kyslík).

Príklady

Nasledujúce príklady sumarizujú celú koncepciu Aufbauovho princípu.

uhlík

Aby sa určila jeho elektronická konfigurácia, musí byť najskôr známe atómové číslo Z, a teda aj počet elektrónov. Uhlík má Z = 6, takže jeho 6 elektrónov sa musí nachádzať na obežných dráhach metódou Madelung:

Šípky zodpovedajú elektrónom. Po naplnení orbitálov 1s a 2s, každý s dvoma elektrónmi, sa orbitalom 2p priradí rozdiel zvyšných dvoch elektrónov. Hundovo pravidlo sa tak prejavuje: dva degenerované orbitaly a jeden prázdny.

kyslík

Kyslík má Z = 8, takže má na rozdiel od uhlíka dva ďalšie elektróny. Jeden z týchto elektrónov musí byť umiestnený do prázdneho orbitálu 2p a druhý musí spárovať, aby vytvoril prvý pár so šípkou smerujúcou nadol. V dôsledku toho sa tu prejavuje zásada vylúčenia Pauliho.

vápnik

Vápnik má 20 elektrónov a obežné dráhy sú stále naplnené rovnakou metódou. Poradie plnenia je nasledujúce: 1s-2s-2p-3s-3p-4s.

Je potrebné poznamenať, že namiesto toho, aby vyplnili 3d orbitál ako prvý, elektróny zaberajú 4s. K tomu dochádza skôr, ako sa uvoľnia prechodné kovy, prvky, ktoré vyplnia vnútornú 3D vrstvu.

Obmedzenia zásady Aufbau

Princíp Aufbaua nedokáže predpovedať elektronické konfigurácie mnohých prechodných kovov a prvkov vzácnych zemín (lantanoidy a aktinidy).

Je to z toho dôvodu, že energetické rozdiely medzi obežnicami ns a (n-1) d sú nízke. Z dôvodov podporovaných kvantovou mechanikou môžu elektróny uprednostňovať degeneráciu (n-1) d orbitálov za cenu nespárovania alebo dislokácie elektrónov z ns obežnej dráhy.

Slávnym príkladom je prípad medi. Jeho elektrónovej konfigurácii predpovedal Aufbau princípom je 1s ² 2s ² 2p ⁶ 3s ² 3p ⁶ 4s ² 3d ⁹ , pri experimentálne bolo preukázané, že je 1 S ² 2s ² 2p ⁶ 3s ² 3p ⁶ 4s ¹ 3d ¹⁰ .

V prvom prípade je solitárny elektrón nepárovaný v 3d orbitále, zatiaľ čo v druhom sú spárované všetky elektróny v 3d orbitaloch.

Referencie

1. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (15. júna 2017). Definícia princípu Aufbau. Prevzaté z: thinkco.com
2. N. De Leon. (2001). Princíp Aufbau. Prevzaté z: iun.edu
3. Chémia 301. Aufbauov princíp. Prevzaté z: ch301.cm.utexas.edu
4. Hozefa Arsiwala a teacherlookup.com. (1. júna 2017). Hĺbka: Aufbauov princíp s príkladmi. Prevzaté z: teacherlookup.com
5. Whitten, Davis, Peck a Stanley. Chémia. (8. vydanie). CENGAGE Learning, s.
6. Goodphy. (27. júla 2016). Schéma Madelung. , Prevzaté z: commons.wikimedia.org