ПРИНЦИП АУФБАУ: ПОНЯТИЕ И ОБЪЯСНЕНИЕ, ПРИМЕРЫ - ХИМИЯ - 2024

Принцип Ауфбау - полезное руководство для теоретического предсказания электронной конфигурации элемента. Слово aufbau относится к немецкому глаголу «строить». Правила, продиктованные этим принципом, призваны «помочь построить атом».

Когда дело доходит до гипотетической конструкции атома, это относится исключительно к электронам, которые, в свою очередь, идут рука об руку с увеличением числа протонов. Протоны определяют атомный номер Z химического элемента, и к каждому элементу, добавленному к ядру, добавляется электрон, чтобы компенсировать это увеличение положительного заряда.

Хотя кажется, что протоны не следуют установленному порядку присоединения к ядру атома, электроны действительно следуют ряду условий, таким образом, что они сначала занимают области атома с более низкой энергией, особенно те, где вероятность их нахождения в космосе больше: орбитали.

Принцип Ауфбау, наряду с другими правилами электронного заполнения (принцип исключения Паули и правило Хунда), помогает установить порядок, в котором электроны должны добавляться в электронное облако; Таким образом можно назначить электронную конфигурацию определенного химического элемента.

Концепция и объяснение

Если бы атом рассматривался как луковица, внутри него было бы обнаружено конечное число слоев, определяемых главным квантовым числом n.

Далее внутри них находятся подоболочки, форма которых зависит от азимутального l и магнитных квантовых чисел m.

Орбитали идентифицируются первыми тремя квантовыми числами, а четвертое, спин s, указывает на то, на какой орбитали будет находиться электрон. Именно в этих областях атома вращаются электроны, от самых внутренних слоев до самых внешних: валентный слой, самый энергичный из всех.

В таком случае, в каком порядке электроны должны заполнять орбитали? Согласно принципу Ауфбау, они должны назначаться в зависимости от возрастающего значения (n + l).

Аналогично, внутри подоболочки (n + 1) электроны должны занимать подоболочку с наименьшим значением энергии; другими словами, они занимают наименьшее значение n.

Следуя этим правилам построения, Маделунг разработал визуальный метод, состоящий в рисовании диагональных стрелок, которые помогают построить электронную конфигурацию атома. В некоторых сферах образования этот метод также известен как метод дождя.

Слои и подслои

Первое изображение иллюстрирует графический метод получения электронных конфигураций, а второе изображение - соответствующий метод Маделунга. Самые энергичные слои расположены вверху, а наименее активные - вниз.

Слева направо подслои s, p, d и f соответствующих им основных энергетических уровней «проходят транзитом». Как рассчитать значение (n + l) для каждого шага, отмеченного диагональными стрелками? Например, для орбитали 1s это вычисление равно (1 + 0 = 1), для орбитали 2s (2 + 0 = 2) и для орбитали 3p (3 + 1 = 4).

Результат этих вычислений дает начало построению изображения. Поэтому, если его нет под рукой, просто определите (n + l) для каждой орбитали, начав заполнять орбитали электронами от той, у которой наименьшее значение (n + l), до той, у которой есть максимальное значение.

Однако использование метода Маделунга значительно облегчает построение электронной конфигурации и делает его интересным занятием для тех, кто изучает периодическую таблицу.

Принцип исключения Паули и правило Хунда

Метод Маделунга не указывает орбитали подоболочек. Принимая их во внимание, принцип исключения Паули гласит, что ни один электрон не может иметь такие же квантовые числа, как другой; или, что то же самое, пара электронов не может иметь как положительные, так и отрицательные спины.

Это означает, что их спиновые квантовые числа s не могут быть одинаковыми и, следовательно, их спины должны спариваться при нахождении на одной орбитали.

С другой стороны, заполнение орбиталей должно выполняться таким образом, чтобы они были вырожденными по энергии (правило Хунда). Это достигается за счет того, что все электроны на орбиталях остаются неспаренными до тех пор, пока не станет строго необходимым спаривать пару из них (как в случае с кислородом).

Примеры

Следующие ниже примеры суммируют всю концепцию принципа Ауфбау.

углерод

Чтобы определить его электронную конфигурацию, сначала должен быть известен атомный номер Z и, следовательно, количество электронов. Углерод имеет Z = 6, поэтому его 6 электронов должны быть расположены на орбиталях с использованием метода Маделунга:

Стрелки соответствуют электронам. После заполнения 1s и 2s орбиталей, каждая из которых имеет два электрона, 2p-орбитали назначаются по разности оставшимся двум электронам. Таким образом проявляется правило Хунда: две вырожденные орбитали и одна пустая.

кислород

У кислорода Z = 8, поэтому у него есть два дополнительных электрона, в отличие от углерода. Один из этих электронов должен быть помещен на пустую 2р-орбиталь, а другой должен образовать первую пару со стрелкой вниз. Следовательно, здесь проявляется принцип исключения Паули.

кальций

У кальция 20 электронов, и орбитали по-прежнему заполняются тем же методом. Порядок заполнения следующий: 1с-2с-2п-3с-3п-4с.

Можно отметить, что вместо того, чтобы сначала заполнять 3d-орбиталь, электроны занимают 4s. Это происходит до того, как уступят место переходным металлам, элементам, заполняющим внутренний трехмерный слой.

Ограничения принципа Ауфбау

Принцип Ауфбау не может предсказать электронные конфигурации многих переходных металлов и редкоземельных элементов (лантаноидов и актинидов).

Это связано с тем, что энергетические различия между орбиталями ns и (n-1) d невелики. По причинам, поддерживаемым квантовой механикой, электроны могут предпочесть вырождение (n-1) d-орбитали за счет отмены или смещения электронов с ns-орбитали.

Известный пример - медь. Его электронная конфигурация, предсказанная принципом Ауфбау, равна 1s ² 2s ² 2p ⁶ 3s ² 3p ⁶ 4s ² 3d ⁹ , тогда как экспериментально было показано, что это 1s ² 2s ² 2p ⁶ 3s ² 3p ⁶ 4s ¹ 3d ¹⁰ .

В первом случае уединенный электрон не спарен на трехмерной орбите, а во втором - все электроны на трехмерных орбиталях спарены.

Ссылки

1. Хельменстин, Энн Мари, доктор философии. (15 июня 2017 г.). Определение принципа Ауфбау. Взято с: thinkco.com
2. Проф. Н. Де Леон. (2001). Принцип Ауфбау. Взято с: iun.edu
3. Химия 301. Принцип Ауфбау. Взято с: ch301.cm.utexas.edu
4. Хозефа Арсивала и teacherlookup.com. (1 июня 2017 г.). Подробно: принцип Ауфбау с примерами. Взято с: teacherlookup.com
5. Уиттен, Дэвис, Пек и Стэнли. Химия. (8-е изд.). CENGAGE Learning, стр. 199-203.
6. Гудфи. (27 июля 2016 г.). Схема Маделунга. . Взято с: commons.wikimedia.org