Principiul concepției și explicării lui Aufbau, exemple



Principiul lui Aufbau Acesta constă într-un ghid util pentru a prezice teoretic configurația electronică a unui element. Cuvântul Aufbau se referă la verbul german "de a construi". Regulile dictate de acest principiu sunt menite să "ajute la construirea atomului".

Când vorbim despre construcția atomică ipotetică, se referă exclusiv la electroni, care, la rândul lor, merg mână în mână cu numărul tot mai mare de protoni. Protonii definesc numărul atomic Z al unui element chimic, iar pentru fiecare adăugat în nucleu se adaugă un electron pentru a compensa această creștere a încărcăturii pozitive.

Deși se pare că protonii nu urmează o ordine stabilită pentru a se alătura nucleului atomului, electronii urmează o serie de condiții, astfel încât să ocupe mai întâi regiunile atomului de energie inferior, în special cele unde probabilitatea de a le găsi în spațiu Este mai mare: orbitele.

Principiul Aufbau, împreună cu alte reguli de umplere electronică (principiul excluderii lui Pauli și regula Hund), ajută la stabilirea ordinii în care electronii trebuie adăugați la norul electronic; În acest fel, este posibil să se atribuie o configurație electronică a unui element chimic specific.

index

  • 1 Concept și explicație
    • 1.1 Straturi și substraturi
    • 1.2 Principiul excluziunii lui Pauli și domnia lui Hund
  • 2 Exemple
    • 2.1 Carbon
    • 2.2 Oxigen
    • 2.3 Calciu
  • 3 Limitări ale principiului Aufbau
  • 4 Referințe

Concept și explicație

Dacă atomul ar fi considerat o ceapă, în el se găsește un număr finit de straturi, determinat de numărul cuantic principal n.

Dincolo, în interiorul lor, sunt substraturile, ale căror forme depind de numerele cuantice azimutale și magnetice m.

Orbaliile sunt identificate prin primele trei numere cuantice, în timp ce al patrulea, cel al spinului, se termină indicând în ce orbital se va localiza electronul. Apoi, în aceste regiuni ale atomului, unde electronii se rotesc, de la straturile cele mai interioare până la cele extreme: stratul de valență, cel mai energic dintre toate.

Dacă da, în ce ordine ar trebui electronii să umple orbitele? Conform principiului Aufbau, ele trebuie atribuite în funcție de valoarea în creștere (n + l).

De asemenea, în interiorul substraturilor (n + 1) electronii trebuie să ocupe substratul cu cea mai mică valoare a energiei; cu alte cuvinte, ele ocupă cea mai mică valoare a lui n.

Urmând aceste reguli de construcție, Madelung a dezvoltat o metodă vizuală care constă în urmărirea săgeților diagonale, care ajută la construirea configurației electronice a unui atom. În unele domenii educaționale această metodă este, de asemenea, cunoscută sub numele de metoda ploii.

Straturi și substraturi

Prima imagine ilustrează o metodă grafică pentru obținerea configurațiilor electronice, în timp ce a doua imagine este metoda respectivă Madelung. Straturile cele mai energice sunt situate în partea de sus și cele mai puțin energice sunt în direcția descendentă.

De la stânga la dreapta, substraturile s, p, d și f ale nivelurilor lor principale de energie corespunzătoare sunt "tranzitate". Cum se calculează valoarea (n + l) pentru fiecare etapă marcată de săgețile diagonale? De exemplu, pentru orbitalul 1s acest calcul este egal cu (1 + 0 = 1), pentru orbitalul 2s (2 + 0 = 2), și pentru orbitalul 3p (3 + 1 = 4).

Rezultatul acestor calcule provine din construirea imaginii. Prin urmare, dacă nu este disponibil la îndemână, este suficient să se determine (n + l) pentru fiecare orbitală, începând să umple orbitele cu electronii de la cel cu cea mai mică valoare (n + l) la valoarea maximă.

Cu toate acestea, utilizarea metodei Madelung facilitează foarte mult construirea configurației electronice și o face o activitate de divertisment pentru cei care învață masa periodică.

Principiul excluderii lui Pauli și domnia lui Hund

Metoda Madelung nu indică orbitele substraturilor. Luând în considerare acestea, principiul excluziunii Pauli afirmă că nici un electron nu poate avea aceleași numere cuantice ca un altul; sau ceea ce este același, o pereche de electroni nu poate avea ambele mișcări pozitive sau negative.

Aceasta înseamnă că numerele lor cuantice de rotații nu pot fi egale și, prin urmare, trebuie să se potrivească cu rotirile lor pentru a ocupa aceeași orbitală.

Pe de altă parte, umplerea orbitalilor trebuie făcută astfel încât acestea să fie degenerate în energie (regula Hund). Acest lucru se realizează prin păstrarea tuturor electronilor orbitalilor nepereche, până când este strict necesar să se cupleze o pereche de aceștia (ca și oxigenul).

Exemple

Următoarele exemple rezumă întreaga concepție a principiului Aufbau.

carbon

Pentru a determina configurația sa electronică, mai întâi trebuie să fie cunoscut numărul atomic Z și, prin urmare, numărul de electroni. Carbonul are Z = 6, deci trebuie să localizați cei 6 electroni în orbitali prin metoda Madelung:

Săgețile corespund la electroni.După umplerea orbitalilor 1s și 2s, fiecare cu doi electroni, cei doi electroni rămași sunt atribuiți orbitalilor 2p prin diferență. Acesta este modul în care se manifestă regula lui Hund: două orbite degenerate și una goală.

oxigen

Oxigenul are Z = 8, deci are doi electroni suplimentari, spre deosebire de carbon. Unul dintre acești electroni trebuie plasat în orbitalul 2p gol, iar celălalt trebuie să fie asociat pentru a forma prima pereche, cu săgeata îndreptată în jos. Prin urmare, principiul excluziunii lui Pauli se manifestă aici.

calciu

Calciul are 20 de electroni, iar orbitele sunt de asemenea umplute cu aceeași metodă. Ordinea umplerii este după cum urmează: 1s-2s-2p-3s-3p-4s.

Se poate observa că, în locul umplerii primului orbital 3d, electronii ocupă 4s. Acest lucru se întâmplă înainte de a deschide metalele tranziționale, elemente care umple stratul interior 3d.

Limitări ale principiului Aufbau

Principiul Aufbau nu prezice configurațiile electronice ale multor metale tranzitorii și ale elementelor de pământuri rare (lantanide și actinide).

Acest lucru se datorează faptului că diferențele energetice dintre orbitele ns și (n-1) d sunt reduse. Din cauza motivelor susținute de mecanica cuantică, electronii pot prefera degenerarea orbitalilor (n-1) d cu costul dispariției sau dislocării electronilor din orbitalul ns.

Un exemplu celebru este cazul cuprului. Configurația sa electronică prezisă de principiul Aufbau este 1s22s22p63S23p64s23d9, când experimental sa arătat că acesta este 1s22s22p63S23p64s13d10.

În primul, un electron solitar nu este cuplat într-un orbital 3d, în timp ce în cel de-al doilea, toți electronii orbitalilor 3d sunt împerecheați.

referințe 

  1. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (15 iunie 2017). Definiția principiului Aufbau. Luat de la: thoughtco.com
  2. Prof. N. De Leon. (2001). Principiul Aufbau. Luat de la: iun.edu
  3. Chimie 301. Principiul Aufbau. Luată de la: ch301.cm.utexas.edu
  4. Hozefa Arsiwala și teacherlookup.com. (1 iunie 2017). În profunzime: principiul Aufbau cu exemple. Luat de la: teacherlookup.com
  5. Whitten, Davis, Peck & Stanley. Chimie. (Ediția a 8-a). CENGAGE Learning, p. 199-203.
  6. Goodphy. (27 iulie 2016). Schema lui Madelung. [Figura]. Luat de la: commons.wikimedia.org