Princíp Aufbauovho konceptu a vysvetlenia, príklady



Princíp Aufbau Pozostáva z užitočného návodu na teoretické predpovedanie elektronickej konfigurácie prvku. Slovo Aufbau odkazuje na nemecké sloveso "build". Pravidlá diktované týmto princípom sú určené na "pomoc pri budovaní atómu"..

Keď hovoríme o hypotetickej atómovej konštrukcii, vzťahuje sa výlučne na elektróny, ktoré zase idú ruka v ruke s rastúcim počtom protónov. Protóny definujú atómové číslo Z chemického prvku a pre každé pridané do jadra sa pridáva elektrón na kompenzáciu tohto zvýšenia kladného náboja.

Aj keď sa zdá, že protóny nedodržiavajú stanovený poriadok, aby sa pripojili k jadru atómu, elektróny sledujú sériu podmienok, takže zaberajú prvé oblasti atómu nižšej energie, konkrétne tie, kde je pravdepodobnosť ich nájdenia v priestore. je väčšia: orbitály.

Princíp Aufbau spolu s ďalšími elektronickými pravidlami plnenia (princíp vylúčenia Pauli a pravidlo Hund) pomáha určiť poradie, v akom sa elektróny musia pridať do elektronického oblaku; Týmto spôsobom je možné priradiť elektronickú konfiguráciu špecifického chemického prvku.

index

  • 1 Koncepcia a vysvetlenie
    • 1.1 Vrstvy a podvrstvy
    • 1.2 Zásada vylúčenia Pauliho a vlády Hunda
  • 2 Príklady
    • 2.1 Uhlík
    • 2.2 Kyslík
    • 2.3 Vápnik
  • 3 Obmedzenia princípu Aufbau
  • 4 Odkazy 

Koncept a vysvetlenie

Ak by bol atóm považovaný za cibuľu, bolo by to v rámci konečného množstva vrstiev, určeného hlavným kvantovým číslom n.

V ich vnútri sa nachádzajú podvrstvy, ktorých formy závisia od kvantových čísel azimutálnych a magnetických.

Orbitály sú identifikované prvými tromi kvantovými číslami, zatiaľ čo štvrté, to spinové, končí, čo indikuje, v ktorom orbitale bude elektrón umiestnený. Je to potom v týchto oblastiach atómu, kde sa elektróny otáčajú, od najvnútornejších vrstiev po najvzdialenejšie: valenčná vrstva, najdynamickejšia zo všetkých.

Ak áno, v akom poradí by mali elektróny naplniť orbitály? Podľa princípu Aufbau musia byť priradené podľa rastúcej hodnoty (n + l).

V rámci podvrstiev (n + l) musia elektróny obsiahnuť aj podvrstvu s najnižšou energetickou hodnotou; inými slovami, zaberajú najnižšiu hodnotu n.

Podľa týchto stavebných pravidiel Madelung vyvinul vizuálnu metódu, ktorá spočíva v sledovaní diagonálnych šípov, ktoré pomáhajú konštruovať elektronickú konfiguráciu atómu. V niektorých vzdelávacích oblastiach je táto metóda známa aj ako metóda dažďa.

Vrstvy a podvrstvy

Prvý obrázok ilustruje grafickú metódu na získanie elektronických konfigurácií, zatiaľ čo druhý obrázok je príslušnou metódou Madelung. Najviac energetických vrstiev sa nachádza na vrchole a najmenej energeticky aktívne sú smerom dole.

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

Výsledok týchto výpočtov vzniká konštrukciou obrazu. Preto, ak nie je k dispozícii po ruke, stačí určiť (n + l) pre každý orbitál, počnúc naplnením orbitálov elektrónmi z tej s najnižšou hodnotou (n + l) na maximálnu hodnotu.

Použitie metódy Madelung však značne uľahčuje výstavbu elektronickej konfigurácie a robí ju zábavnou aktivitou pre tých, ktorí sa učia periodickej tabuľke..

Zásada vylúčenia Pauliho a vlády Hunda

Metóda Madelung neuvádza orbitály podvrstiev. Berúc ich do úvahy, Pauliho vylučovací princíp uvádza, že žiadny elektrón nemôže mať rovnaké kvantové čísla ako iný; alebo to, čo je rovnaké, dvojica elektrónov nemôže mať obe spiny pozitívne alebo negatívne.

To znamená, že ich kvantové počty otočení nemôžu byť rovnaké a preto sa musia zhodovať s ich točeniami, aby obsadili rovnaký orbitál.

Naproti tomu, naplnenie orbitálov sa musí uskutočniť takým spôsobom, aby boli degenerované v energii (Hundovo pravidlo). Toto je dosiahnuté tým, že všetky elektróny orbitálov sú nepárované, kým nie je nevyhnutne nutné pár týchto párov spárovať (ako s kyslíkom)..

Príklady

Nasledujúce príklady sumarizujú celý koncept princípu Aufbau.

uhlík

Aby sme určili jeho elektronickú konfiguráciu, musíme najprv poznať atómové číslo Z, a tým aj počet elektrónov. Uhlík má Z = 6, takže je potrebné umiestniť jeho 6 elektrónov do orbitálov metódou Madelung:

Šípky zodpovedajú elektrónom. Po naplnení 1s a 2s orbitals, každý s dvoma elektrónmi, dva zvyšné elektróny sú priradené k 2p orbitals rozdiel. Takto sa Hundovo pravidlo prejavuje: dvoma degenerovanými orbitálmi a jedným prázdnym.

kyslík

Kyslík má Z = 8, takže má na rozdiel od uhlíka dva ďalšie elektróny. Jeden z týchto elektrónov sa musí umiestniť do prázdneho orbitálu 2p a druhý sa musí spárovať, aby sa vytvoril prvý pár, pričom šípka smeruje nadol. Preto sa tu prejavuje Pauliho vylúčenie.

vápnik

Vápnik má 20 elektrónov a orbitály sú tiež naplnené tou istou metódou. Poradie plnenia je nasledovné: 1s-2s-2p-3s-3p-4s.

Je možné si všimnúť, že namiesto naplnenia 3D orbitalu najprv elektróny obsadzujú 4s. To sa deje pred otvorením prechodných kovov, prvkov, ktoré vyplňujú vnútornú vrstvu 3d.

Obmedzenia zásady Aufbau

Princíp Aufbau nepredpovedá elektronické konfigurácie mnohých prechodných kovov a prvkov vzácnych zemín (lantanoidy a aktinidy)..

Je to preto, že energetické rozdiely medzi ns a (n-1) d orbitálmi sú nízke. Kvôli dôvodom podporovaným kvantovou mechanikou, elektróny môžu uprednostňovať degeneráciu orbitálov (n-1) d na úkor miznutia alebo uvoľnenia elektrónov z orbitálu ns.

Slávnym príkladom je prípad medi. Jeho elektronická konfigurácia predpovedaná princípom Aufbau je 1s22s22p63S23p64s23d9, keď sa experimentálne ukázalo, že je 1s22s22p63S23p64s13d10.

V prvom je osamelý elektrón nepárovaný v 3D orbitáli, zatiaľ čo v druhom sú všetky elektróny 3d orbitálov spárované.

referencie

  1. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (15. jún 2017). Definícia princípu Aufbau. Prevzaté z: thoughtco.com
  2. N. De Leon. (2001). Princíp Aufbau. Prevzaté z: iun.edu
  3. Chémia 301. Princíp Aufbau. Prevzaté z: ch301.cm.utexas.edu
  4. Hozefa Arsiwala a teacherlookup.com. (1. jún 2017). V hĺbke: Aufbau princíp s príkladmi. Prevzaté z: teacherlookup.com
  5. Whitten, Davis, Peck & Stanley. Chémia. (8. vydanie). CENGAGE Learning, str. 199-203.
  6. Goodphy. (27. júla 2016). Schéma Madelungu. [Obrázok]. Prevzaté z: commons.wikimedia.org