PRINCIPIUL AUFBAU: CONCEPT ȘI EXPLICAȚIE, EXEMPLE - CHIMIE - 2025

Principiul Aufbau este un ghid util pentru a prezice teoretic configurația electronică a unui element. Cuvântul aufbau se referă la verbul german „a construi”. Regulile dictate de acest principiu sunt menite să "ajute la construirea atomului".

Când vine vorba de ipotetica construcție atomică, 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 la nucleu, se adaugă un electron pentru a compensa această creștere a încărcării pozitive.

Deși se pare că protonii nu respectă o ordine stabilită pentru a se alătura nucleului atomului, electronii respectă o serie de condiții, astfel încât ocupă mai întâi regiunile atomului cu energie mai mică, în special cele în care există probabilitatea de a le găsi în spațiu. este mai mare: orbitalii.

Principiul Aufbau, împreună cu alte reguli de umplere electronică (principiul de excludere Pauli și regula lui Hund), ajută la stabilirea ordinii în care trebuie adăugați electroni în norul de electroni; În acest fel, este posibilă atribuirea unei configurații electronice a unui anumit element chimic.

Concept și explicație

Dacă atomul ar fi considerat ca și o ceapă, un număr finit de straturi s-ar găsi în el, determinat de numărul cuantic principal n.

Mai departe, în interiorul lor, se află subsfoliile, ale căror forme depind de numărul azimutal l și de numerele cuantice m.

Orbitalele sunt identificate prin primele trei numere cuantice, în timp ce al patrulea, spinul, sfârșește indicând în ce orbital va fi localizat electronul. Atunci este în aceste regiuni ale atomului unde se rotesc electronii, de la straturile cele mai interioare la cele mai exterioare: stratul de valență, cel mai energic dintre toate.

Astfel, în ce ordine ar trebui electronii să umple orbitalii? Conform principiului Aufbau, acestea trebuie să fie atribuite pe baza valorii crescânde (n + l).

De asemenea, în cadrul subfolii (n + l) electronii trebuie să ocupe subshell-ul cu cea mai mică valoare energetică; 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 desenarea săgeților diagonale, care ajută la construirea configurației electronice a unui atom. În unele domenii educaționale, această metodă este cunoscută și sub numele de metoda ploii.

Straturi și sub-straturi

Prima imagine ilustrează o metodă grafică pentru a obține configurațiile electronilor, în timp ce a doua imagine este metoda Madelung respectivă. Cele mai energice straturi sunt situate în partea de sus și cele mai puțin energice sunt în direcția în jos.

De la stânga la dreapta, sub-straturile s, p, d și f ale nivelurilor lor de energie principale corespunzătoare sunt „tranzitate”. Cum se calculează valoarea lui (n + l) pentru fiecare pas marcat 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 are la bază construcția imaginii. Prin urmare, dacă nu este disponibil la îndemână, pur și simplu determinați (n + l) pentru fiecare orbital, începând să completați orbitalii cu electroni de la cel cu cea mai mică valoare de (n + l) până la cea cu valoarea maximă.

Cu toate acestea, utilizarea metodei Madelung facilitează foarte mult construcția configurației electronilor și o face o activitate distractivă pentru cei care învață tabelul periodic.

Principiul de excludere al lui Pauli și stăpânirea lui Hund

Metoda lui Madelung nu indică orbitalele subshell-urilor. Ținând cont de acestea, principiul excluderii Pauli afirmă că niciun electron nu poate avea aceleași numere cuantice ca altul; sau ceea ce este același, o pereche de electroni nu poate avea rotiri pozitive sau negative.

Aceasta înseamnă că numerele lor cuantice de centrifugare nu pot fi aceleași și, prin urmare, rotirile lor trebuie să se asocieze atunci când ocupă același orbital.

Pe de altă parte, umplerea orbitalelor trebuie făcută astfel încât să degenereze în energie (regula lui Hund). Acest lucru este obținut prin păstrarea tuturor electronilor de pe orbitali neperecheți, până când este strict necesar să se împerecheze o pereche dintre aceștia (ca și cu oxigenul).

Exemple

Următoarele exemple rezumă întregul concept al principiului Aufbau.

Carbon

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

Săgețile corespund electronilor. După ce orbitalele 1s și 2s sunt umplute, fiecare cu doi electroni, orbitalele 2p sunt atribuite prin diferență restul de doi electroni. Regula lui Hund se manifestă astfel: doi orbitali degenerați și unul gol.

Oxigen

Oxigenul are Z = 8, deci are doi electroni în plus față de carbon. Unul dintre acești electroni trebuie să fie plasat în orbitalul 2p gol, iar celălalt trebuie să se împerecheze pentru a forma prima pereche, cu săgeata orientată în jos. În consecință, principiul excluderii de la Pauli se manifestă aici.

Calciu

Calciul are 20 de electroni, iar orbitalele sunt încă umplute cu aceeași metodă. Ordinea de umplere este următoarea: 1s-2s-2p-3s-3p-4s.

Se poate remarca faptul că, în loc să umpleți orbitalul 3d mai întâi, electronii ocupă 4s. Acest lucru apare înainte de a face loc pentru metale de tranziție, elemente care completează stratul 3d interior.

Limitările principiului Aufbau

Principiul Aufbau nu reușește să prezică configurațiile electronice ale multor metale de tranziție și a elementelor de pământ rare (lantanide și actinide).

Acest lucru se datorează faptului că diferențele energetice dintre orbitalele ns și (n-1) d sunt mici. Din motive susținute de mecanica cuantică, electronii pot prefera să degenereze orbitalele (n-1) d cu prețul de a desface sau de a elimina electronii de la orbitalul ns.

Un exemplu celebru este cazul cuprului. Configurația sa electronică prevăzută de principiul Aufbau este 1s ² 2s ² 2p ⁶ 3s ² 3p ⁶ 4s ² 3d ⁹ , când experimental s-a dovedit a fi 1s ² 2s ² 2p ⁶ 3s ² 3p ⁶ 4s ¹ 3d ¹⁰ .

În primul, un electron solitar nu este împerecheat într-un orbital 3d, în timp ce în al doilea, toți electronii din orbitalii 3d sunt împerecheți.

Referințe

1. Helmenstine, Anne Marie, doctorat. (15 iunie 2017). Principiul definiției Aufbau. Luat de la: thinkco.com
2. Prof. N. De Leon. (2001). Principiul Aufbau. Luat de la: iun.edu
3. Chimie 301. Principiul Aufbau. Luate 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 și Stanley. Chimie. (Ediția a VIII-a). CENGAGE Learning, p. 199-203.
6. Goodphy. (27 iulie 2016). Schema lui Madelung. . Luate de la: commons.wikimedia.org