Принцип Ауфбау концепта и објашњења, Примери



Тхе Принцип Ауфбауа Састоји се од корисног водича који теоретски предвиђа електронску конфигурацију елемента. Реч ауфбау односи се на немачки глагол "буилд". Правила која су диктирана овим принципом треба да "помогну у изградњи атома".

Када говоримо о хипотетичкој атомској конструкцији, она се односи искључиво на електроне, који заузврат иду руку под руку са растућим бројем протона. Протони дефинишу атомски број З хемијског елемента, а за сваки додан нуклеус се додаје електрон да би компензовао ово повећање позитивног набоја.

Иако се чини да протони не прате успостављени поредак да би се придружили нуклеусу атома, електрони слиједе низ услова, тако да они прво заузимају области атома ниже енергије, посебно оне у којима је вјероватноћа њиховог проналажења у простору је већа: орбитале.

Ауфбау принцип, заједно са другим правилима електронског пуњења (Паули принцип искључења и Хундовим правилом), помаже да се утврди редослед којим се електрони морају додати електронском облаку; На овај начин могуће је доделити електронску конфигурацију одређеног хемијског елемента.

Индек

  • 1 Појам и објашњење
    • 1.1 Слојеви и подслојеви
    • 1.2 Принцип искључења Паулија и владавине Хунда
  • 2 Примери
    • 2.1 Царбон
    • 2.2 Кисеоник
    • 2.3 Калцијум
  • 3 Ограничења Ауфбау принципа
  • 4 Референце 

Појам и објашњење

Ако се атом сматра као да је лук, то би било унутар те коначне количине слојева, одређених главним квантним бројем н.

Иза њих, унутар њих, налазе се подслојеви чије форме зависе од квантних бројева азимуталних и магнетних.

Орбитале се идентифицирају помоћу прва три квантна броја, док четврта, она од спина, завршава указујући на то која ће орбита бити лоцирана. То је онда у овим регионима атома где се електрони ротирају, од унутрашњих слојева до спољашњег: валентни слој, најенергичнији од свих.

Ако је тако, у ком редоследу би електрони требали попунити орбитале? Према Ауфбау принципу, они морају бити додељени према растућој вредности (н + л).

Такође, унутар подлојева (н + л) електрони морају заузимати подлој са најнижом енергетском вредношћу; другим ријечима, заузимају најнижу вриједност н.

Пратећи ова правила конструкције, Маделунг је развио визуалну методу која се састоји у праћењу дијагоналних стрелица, које помажу у конструисању електронске конфигурације атома. У неким образовним сферама ова метода је позната и као метода кише.

Слојеви и подслојеви

Прва слика илуструје графички метод за добијање електронских конфигурација, док је друга слика одговарајући Маделунг метод. Највише енергетски слојеви су смјештени на врху, а најмање енергетски су у смјеру према доље.

Са лева на десно, подслојеви с, п, д и ф њихових одговарајућих главних енергетских нивоа су "пролазни". Како израчунати вриједност (н + л) за сваки корак означен дијагоналним стрелицама? На пример, за орбиталу 1с овај израчун је једнак (1 + 0 = 1), за орбиталу 2с (2 + 0 = 2), а за орбиталу 3п (3 + 1 = 4).

Резултат ових калкулација потиче од конструкције слике. Стога, ако није на располагању, довољно је одредити (н + л) за сваку орбиталу, почевши да попуни орбитале са електронима од оне са најнижом вредношћу (н + л) до максималне вредности..

Међутим, употреба Маделунг методе знатно олакшава конструкцију електронске конфигурације и чини је забавном активношћу за оне који уче периодну табелу..

Принцип искључења Паула и владавине Хунда

Метода Маделунга не указује на орбитале подслојева. Узимајући их у обзир, Паулијев принцип искључења каже да ниједан електрон не може имати исте квантне бројеве као други; или што је исто, пар електрона не може имати оба спинова позитивна или негативна.

То значи да њихови квантни бројеви спинова не могу бити једнаки и, према томе, морају ускладити своје спинове да би заузели исту орбиту.

С друге стране, попуњавање орбитала мора бити извршено тако да се оне дегенеришу у енергији (Хундово правило). Ово се постиже држањем свих електрона у орбиталима неспареним, све док није неопходно упарити пар њих (као са кисеоником)..

Примери

Следећи примери резимирају читав концепт принципа Ауфбауа.

Царбон

Да бисмо одредили његову електронску конфигурацију, прво морамо знати атомски број З, а тиме и број електрона. Угљеник има З = 6, па је неопходно лоцирати 6 електрона у орбиталима помоћу Маделунг методе:

Стрелице одговарају електронима. Након попуњавања 1с и 2с орбитала, свака са два електрона, два преостала електрона додијељена су 2п орбиталима разликом. Тако се Хундово правило манифестује: две дегенерисане орбитале и једна празна.

Кисеоник

Кисеоник има З = 8, тако да има два додатна електрона, за разлику од угљеника. Један од ових електрона мора бити смештен у празну орбиталу 2п, а друга мора бити упарена тако да формира први пар, са стрелицом окренутом надоле. Дакле, овде се испољава Паулијев принцип искључености.

Калцијум

Калцијум има 20 електрона, а орбитале су такође попуњене истом методом. Редослед пуњења је следећи: 1с-2с-2п-3с-3п-4с.

Може се приметити да, уместо да прво напуне 3д орбиталу, електрони заузимају 4с. Ово се дешава пре отварања прелазних метала, елемената који испуњавају унутрашњи слој 3д.

Ограничења Ауфбау принципа

Ауфбау принцип не предвиђа електронске конфигурације многих прелазних метала и ретких земних елемената (лантанида и актинида).

То је због тога што су разлике у енергији између нс и (н-1) д орбитала ниске. Због разлога које подржава квантна механика, електрони могу преферирати да дегенеришу орбитале (н-1) д по цену нестајања или избацивања електрона из нс орбитале.

Познати пример је случај бакра. Његова електронска конфигурација предвиђена Ауфбау принципом је 1с22с22п63с23п64с23д9, када је експериментално показано да је 1с22с22п63с23п64с13д10.

У првом је солитарни електрон непареан у 3д орбиталу, док су у другом сви електрони 3д орбитала упарени.

Референце

  1. Хелменстине, Анне Марие, Пх.Д. (15. јун 2017.) Дефиниција Ауфбау принципа. Преузето са: тхоугхтцо.цом
  2. Н. Де Леон. (2001). Принцип Ауфбау. Преузето из: иун.еду
  3. Цхемистри 301. Ауфбау Принцип. Преузето из: цх301.цм.утекас.еду
  4. Хозефа Арсивала и теацхерлоокуп.цом. (1. јун 2017.) У дубини: Ауфбау принцип са примерима. Преузето из: теацхерлоокуп.цом
  5. Вхиттен, Давис, Пецк & Станлеи. Цхемистри (8. изд.). ЦЕНГАГЕ Леарнинг, стр. 199-203.
  6. Гоодпхи (27. јул 2016.) Шема Маделунга. [Фигуре] Преузето са: цоммонс.викимедиа.орг