Principe van Aufbau Concept en uitleg, voorbeelden

de Principe van Aufbau Het bestaat uit een handige gids om theoretisch de elektronische configuratie van een element te voorspellen. Het woord Aufbau het verwijst naar het Duitse werkwoord "build". De regels die door dit principe worden opgelegd, zijn bedoeld om "het atoom te helpen opbouwen".

Wanneer gesproken wordt van het hypothetische atomaire opbouw, verwijst uitsluitend elektronen, dat op zijn beurt het toenemende aantal protonen zal overhandigen. Protonen definieert het atoomnummer Z een chemisch element en elk toegevoegd aan de kern een elektron wordt toegevoegd aan de toename van positieve lading gecompenseerd.

Al leek protonen een gevestigde om de kern van het atoom voeren niet volgen, hebben elektronen volgen een aantal voorwaarden, zodat aanvankelijk innemen regio atoom minder energie, in het bijzonder die waarbij de kans dat de ruimte is groter: de orbitalen.

Het principe van Aufbau, samen met andere elektronische vulling regels (het Pauli principe en de regel van Hund), helpt vast te stellen wat is de volgorde waarin de elektronen om het elektron cloud moet worden toegevoegd; aldus is het mogelijk om eigen elektronenconfiguratie van een bepaald chemisch element toewijzen.

index

• 1 Concept en uitleg
  • 1.1 Lagen en sublagen
  • 1.2 Principe van uitsluiting van Pauli en regel van Hund
• 2 voorbeelden
  • 2.1 Carbon
  • 2.2 Zuurstof
  • 2.3 Calcium
• 3 Beperkingen van het Aufbau-principe
• 4 Referenties 

Concept en uitleg

Als het atoom beschouwd zou worden als een ui, zou het binnen dit een eindige hoeveelheid lagen zijn, bepaald door het hoofdkwantum nummer n.

Verder zijn de sublagen, waarvan de vormen afhankelijk zijn van de kwantumnummers azimut en magnetisch.

Orbitalen worden geïdentificeerd door de eerste drie kwantumgetallen, terwijl de vierde, de spin s, eindig punt waarop het elektron orbitale zich bevindt. Dan ligt het in deze gebieden waar elektronen roteren atoom, van de binnenste naar de buitenste lagen: de valentie, de energie van alle.

Zo ja, in welke volgorde moeten de elektronen de orbitalen vullen? Volgens het Aufbau-principe moeten ze worden toegewezen volgens de toenemende waarde (n + l).

Ook moeten de elektronen binnen de sublagen (n + l) de sublaag bezetten met de laagste energiewaarde; met andere woorden, ze bezetten de laagste waarde van n.

In navolging van deze constructieregels ontwikkelde Madelung een visuele methode die bestaat uit het traceren van diagonale pijlen, die helpen bij het construeren van de elektronische configuratie van een atoom. In sommige onderwijssferen is deze methode ook bekend als de regenmethode.

Lagen en sublagen

De eerste afbeelding illustreert een grafische methode om elektronische configuraties te verkrijgen, terwijl de tweede afbeelding de respectieve Madelung-methode is. De meest energetische lagen bevinden zich aan de bovenkant en de minst energetische lagen bevinden zich in neerwaartse richting.

Van links naar rechts zijn "pass" sublagen s, p, d en f overeenkomstige OG energieniveaus. Hoe de waarde van (n + l) te berekenen voor elke stap gekenmerkt door de diagonale pijlen? Bijvoorbeeld, het 1s orbitaal deze berekening gelijk aan (1 + 0 = 1), voor 2s orbital (2 + 0 = 2), en 3p (3 + 1 = 4).

Het resultaat van deze berekening resulteert in de opbouw van het beeld. Daarom, indien deze niet beschikbaar hand volstaat te bepalen (n + l) per orbitaal, beginnen de orbitalen met elektronen vulling van degene met de kleinste waarde van (n + l) de maximumwaarde.

Het gebruik van de Madelung-methode vergemakkelijkt echter aanzienlijk de constructie van de elektronische configuratie en maakt het tot een amusante activiteit voor degenen die het periodiek systeem aan het leren zijn..

Principe van uitsluiting van Pauli en regel van Hund

De Madelung-methode geeft niet de orbitalen van de sublagen aan. Als we ze in overweging nemen, zegt Pauli's uitsluitingsprincipe dat geen enkel elektron hetzelfde quantumgetal kan hebben als een ander; of wat hetzelfde is, een paar elektronen kan beide spins niet positief of negatief hebben.

Dit betekent dat hun kwantum nummers van spins niet gelijk kunnen zijn en daarom moeten ze hun spins matchen om dezelfde orbitale te bezetten.

Aan de andere kant moet het vullen van de orbitalen op een zodanige manier gebeuren dat ze gedegenereerd zijn in energie (de regel van Hund). Dit wordt bereikt door alle elektronen van de orbitalen ongepaard te houden, totdat het strikt noodzakelijk is om een ​​paar van deze te paren (zoals met zuurstof).

Voorbeelden

De volgende voorbeelden vatten het hele concept van het principe van Aufbau samen.

koolstof

Om de elektronische configuratie te bepalen, moeten we eerst het atoomnummer Z kennen, en dus het aantal elektronen. De koolstof heeft Z = 6, dus het is noodzakelijk om de 6 elektronen in de orbitalen te lokaliseren met behulp van de Madelung-methode:

De pijlen corresponderen met de elektronen. Na het vullen orbitalen 1s en 2s, elk met twee elektronen 2p orbitalen verschil zij de resterende twee elektronen toegewezen. Dit is hoe Hund's regel zich manifesteert: twee gedegenereerde orbitalen en één leeg.

zuurstof

Zuurstof heeft Z = 8, dus het heeft twee extra elektronen, in tegenstelling tot koolstof. Een van deze elektronen moet in de lege 2p-orbitaal worden geplaatst en de andere moet worden gepaard om het eerste paar te vormen, met de pijl naar beneden. Bijgevolg manifesteert Pauli's uitsluitingsprincipe zich hier.

calcium

Calcium heeft 20 elektronen en de orbitalen zijn ook gevuld met dezelfde methode. De vulvolgorde is als volgt: 1s-2s-2p-3s-3p-4s.

Het valt op dat, in plaats van eerst de 3d-orbitaal te vullen, de elektronen de 4s innemen. Dit gebeurt voordat de overgangsmetalen worden geopend, elementen die wel de binnenlaag 3d vullen.

Beperkingen van het Aufbau-principe

Het Aufbau-principe faalt in het voorspellen van de elektronische configuraties van veel overgangsmetalen en zeldzame aardelementen (lanthaniden en actiniden).

Dit komt omdat de energieverschillen tussen de ns en (n-1) d orbitalen laag zijn. Vanwege redenen ondersteund door de kwantummechanica, kunnen elektronen er de voorkeur aan geven om de orbitalen (n-1) d te degenereren ten koste van het verdwijnen of losraken van de elektronen uit de ns orbitaal.

Een beroemd voorbeeld is het geval van koper. De elektronische configuratie die voorspeld wordt door het Aufbau-principe is 1s²2s²2p⁶3S²3p⁶4s²3d⁹, wanneer experimenteel is aangetoond dat dit 1s is²2s²2p⁶3S²3p⁶4s¹3d¹⁰.

In de eerste wordt een solitair elektron ongepaard in een 3d-orbitaal, terwijl in de tweede alle elektronen van de 3d-orbitalen worden gepaard.

referenties

1. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (15 juni 2017). Aufbau-principe-definitie. Genomen uit: thoughtco.com
2. Prof. N. De Leon. (2001). Het Aufbau-principe. Genomen uit: iun.edu
3. Chemistry 301. Principe van Aufbau. Genomen uit: ch301.cm.utexas.edu
4. Hozefa Arsiwala en teacherlookup.com. (1 juni 2017). In diepte: Aufbau-principe met voorbeelden. Genomen uit: teacherlookup.com
5. Whitten, Davis, Peck & Stanley. Chemie. (8e druk). CENGAGE Leren, p 199-203.
6. Goodphy. (27 juli 2016). Regeling van Madelung. [Afbeelding]. Genomen uit: commons.wikimedia.org