Prinzip des Aufbaus Konzept und Erklärung, Beispiele



Die Prinzip des Aufbaus Es besteht aus einer nützlichen Anleitung zur theoretischen Vorhersage der elektronischen Konfiguration eines Elements. Das Wort Aufbau es bezieht sich auf das deutsche Verb "bauen". Die Regeln, die von diesem Prinzip diktiert werden, sollen "helfen, das Atom zu bauen".

Wenn von der hypothetischen atomaren Konstruktion gesprochen wird, bezieht sie sich ausschließlich auf Elektronen, die wiederum mit der zunehmenden Anzahl von Protonen einhergehen. Protonen definieren die Ordnungszahl Z eines chemischen Elements, und für jeden, der dem Kern hinzugefügt wird, wird ein Elektron hinzugefügt, um diesen Anstieg der positiven Ladung zu kompensieren.

Obwohl es scheint, dass die Protonen keiner festgelegten Ordnung folgen, um sich dem Kern des Atoms anzuschließen, folgen die Elektronen einer Reihe von Bedingungen, so dass sie zuerst die Regionen des niederenenergetischen Atoms besetzen, speziell jene, wo sie im Raum gefunden werden Es ist größer: die Orbitale.

Das Aufbau-Prinzip, zusammen mit anderen elektronischen Füllregeln (das Pauli-Ausschlussprinzip und die Hund-Regel), hilft dabei, die Reihenfolge zu bestimmen, in der Elektronen der elektronischen Wolke hinzugefügt werden müssen; Auf diese Weise ist es möglich, eine elektronische Konfiguration eines bestimmten chemischen Elements zuzuordnen.

Index

  • 1 Konzept und Erklärung
    • 1.1 Ebenen und Unterschichten
    • 1.2 Grundsatz des Ausschlusses von Pauli und Herrschaft von Hund
  • 2 Beispiele
    • 2.1 Kohlenstoff
    • 2.2 Sauerstoff
    • 2.3 Kalzium
  • 3 Einschränkungen des Aufbau-Prinzips
  • 4 Referenzen

Konzept und Erklärung

Würde man das Atom als Zwiebel betrachten, so würde man darin eine endliche Anzahl von Schichten finden, bestimmt durch die Hauptquantenzahl n.

Jenseits, in ihnen, sind die Unterschichten, deren Formen von den Quantenzahlen azimuthal und magnetisch m abhängen.

Die Orbitale werden durch die ersten drei Quantenzahlen identifiziert, während die vierte, die des Orbitals, endet und anzeigt, in welchem ​​Orbital sich das Elektron befindet. In diesen Regionen des Atoms rotieren die Elektronen von den innersten Schichten zum äußersten: die Valenzschicht, die energetischste von allen.

Wenn ja, in welcher Reihenfolge sollten die Elektronen die Orbitale füllen? Sie müssen nach dem Aufbau-Prinzip nach dem steigenden Wert (n + l) vergeben werden.

Innerhalb der Unterschichten (n + 1) müssen Elektronen die Unterschicht mit dem niedrigsten Energiewert besetzen; mit anderen Worten, sie besetzen den niedrigsten Wert von n.

Nach diesen Konstruktionsregeln entwickelte Madelung eine visuelle Methode, die darin besteht, diagonale Pfeile zu zeichnen, die dabei helfen, die elektronische Konfiguration eines Atoms zu konstruieren. In einigen Bildungsbereichen wird diese Methode auch als Regenmethode bezeichnet.

Layer und Sublayer

Das erste Bild zeigt eine grafische Methode, um die elektronischen Konfigurationen zu erhalten, während das zweite Bild die jeweilige Madelung-Methode ist. Die energetischsten Schichten befinden sich an der Oberseite und die am wenigsten energetischen Schichten befinden sich in der Abwärtsrichtung.

Von links nach rechts sind die Teilschichten s, p, d und f ihrer entsprechenden Hauptenergieniveaus "transitiert". Wie berechnet man den Wert von (n + l) für jeden Schritt, der durch die diagonalen Pfeile markiert ist? Zum Beispiel ist diese Berechnung für das 1s-Orbital gleich (1 + 0 = 1), für das 2s-Orbital (2 + 0 = 2) und für das 3p-Orbital (3 + 1 = 4).

Das Ergebnis dieser Berechnungen ergibt die Konstruktion des Bildes. Wenn es nicht verfügbar ist, genügt es daher, für jedes Orbital (n + 1) zu bestimmen, beginnend mit dem Füllen der Orbitale mit den Elektronen von demjenigen mit dem niedrigsten Wert von (n + 1) bis zum maximalen Wert.

Die Verwendung der Madelung-Methode erleichtert jedoch den Aufbau der elektronischen Konfiguration erheblich und macht sie zu einer unterhaltsamen Aktivität für diejenigen, die das Periodensystem lernen.

Grundsatz des Ausschlusses von Pauli und Herrschaft von Hund

Die Madelung-Methode zeigt nicht die Orbitale der Unterschichten an. Wenn man sie in Betracht zieht, besagt das Pauli-Prinzip, dass kein Elektron die gleichen Quantenzahlen haben kann wie ein anderes; oder was das gleiche ist, ein Elektronenpaar kann nicht beide Spins positiv oder negativ haben.

Dies bedeutet, dass ihre Quantenzahlen von Spins nicht gleich sein können und daher müssen ihre Spins übereinstimmen, um das gleiche Orbital zu besetzen.

Auf der anderen Seite muss die Füllung der Orbitale so erfolgen, dass sie in Energie degeneriert sind (Hunds Regel). Dies wird erreicht, indem alle Elektronen der Orbitale ungepaart gehalten werden, bis es absolut notwendig ist, ein Paar von ihnen zu paaren (wie mit Sauerstoff).

Beispiele

Die folgenden Beispiele fassen das gesamte Konzept des Aufbaus zusammen.

Kohlenstoff

Um seine elektronische Konfiguration zu bestimmen, muss zuerst die Ordnungszahl Z bekannt sein und somit die Anzahl der Elektronen. Der Kohlenstoff hat Z = 6, also müssen Sie seine 6 Elektronen in den Orbitalen nach der Madelung-Methode lokalisieren:

Die Pfeile entsprechen den Elektronen.Nach dem Füllen der 1s und 2s Orbitale mit jeweils zwei Elektronen werden die zwei verbleibenden Elektronen den 2p Orbitalen durch Differenzbildung zugeordnet. So manifestiert sich Hunds Regel: zwei degenerierte Orbitale und eine leere.

Sauerstoff

Sauerstoff hat Z = 8, also im Gegensatz zu Kohlenstoff zwei zusätzliche Elektronen. Einer dieser Elektronen muss in das leere 2p-Orbital platziert werden, und der andere muss gepaart werden, um das erste Paar zu bilden, wobei der Pfeil nach unten zeigt. Folglich manifestiert sich hier das Prinzip des Ausschlusses von Pauli.

Kalzium

Kalzium hat 20 Elektronen und die Orbitale sind ebenfalls mit der gleichen Methode gefüllt. Die Reihenfolge der Füllung ist wie folgt: 1s-2s-2p-3s-3p-4s.

Man kann feststellen, dass die Elektronen die 4s besetzen, anstatt zuerst das 3d Orbital zu füllen. Dies geschieht vor dem Öffnen der Übergangsmetalle, Elemente, die die 3d innere Schicht füllen.

Einschränkungen des Aufbau Prinzips

Mit dem Aufbau-Prinzip lassen sich die elektronischen Konfigurationen vieler Übergangsmetalle und Seltenerdelemente (Lanthanoide und Actinoide) nicht vorhersagen.

Dies liegt daran, dass die Energiedifferenzen zwischen den ns- und (n-1) d-Orbitalen niedrig sind. Aus Gründen, die von der Quantenmechanik gestützt werden, bevorzugen die Elektronen möglicherweise eine Entartung der Orbitale (n-1) d, wobei Elektronen aus dem ns-Orbital verschwinden oder verschoben werden.

Ein berühmtes Beispiel ist der Fall von Kupfer. Seine durch das Aufbau-Prinzip vorhergesagte elektronische Konfiguration ist 1s22s22p63s23p64s23d9, wenn experimentell gezeigt wurde, dass es 1s ist22s22p63s23p64s13d10.

In der ersten ist ein einzelnes Elektron in einem 3D-Orbital ungepaart, während in der zweiten alle Elektronen der 3d-Orbitale gepaart sind.

Referenzen 

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