De Aufbau-principe Het bestaat uit een handige gids om de elektronische configuratie van een element theoretisch te voorspellen. Het woord aufbau verwijst naar het Duitse werkwoord "bouwen". De regels die door dit principe worden gedicteerd, zijn bedoeld om 'het atoom te helpen bouwen'.
Wanneer we het hebben over de hypothetische atomaire constructie, verwijst het uitsluitend naar elektronen, die op hun beurt hand in hand gaan met het toenemende aantal protonen. Protonen bepalen het atoomnummer Z van een chemisch element, en voor elk toegevoegd aan de kern wordt een elektron toegevoegd om deze toename in positieve lading te compenseren..
Hoewel het lijkt alsof de protonen geen vaste volgorde volgen om zich bij de atoomkern te voegen, volgen de elektronen wel een reeks voorwaarden, zodanig dat ze eerst de gebieden van het atoom bezetten met lagere energie, met name die waar de de kans om ze in de ruimte te vinden is groter: de orbitalen.
Het Aufbau-principe, samen met andere elektronische vulregels (het Pauli-uitsluitingsprincipe en de Hund-regel), helpt om de volgorde vast te stellen waarin elektronen aan de elektronenwolk moeten worden toegevoegd; op deze manier is het mogelijk om een juiste elektronische configuratie van een bepaald chemisch element toe te wijzen.
Artikel index
Als het atoom zou worden beschouwd alsof het een ui was, zou er een eindig aantal lagen in worden gevonden, bepaald door het hoofdkwantumgetal n.
Verder bevinden zich binnenin de subshells, waarvan de vormen afhangen van de kwantumgetallen azimutale l en magnetische m.
De orbitalen worden geïdentificeerd door de eerste drie kwantumgetallen, terwijl de vierde, de rotaties, aangeeft in welke baan het elektron zich zal bevinden. Het is dan in deze gebieden van het atoom waar de elektronen roteren, van de binnenste naar de buitenste lagen: de valentie-laag, de meest energetische van allemaal..
Als dit het geval is, in welke volgorde moeten de elektronen de orbitalen vullen? Volgens het Aufbau-principe moeten ze worden toegewezen op basis van de stijgende waarde (n + l).
Evenzo moeten binnen de subshells (n + l) de elektronen de subshell met de laagste energiewaarde bezetten; met andere woorden, ze bezetten de laagste waarde van n.
Volgens deze constructieregels ontwikkelde Madelung een visuele methode die bestaat uit het tekenen van diagonale pijlen, die helpen bij het bouwen van de elektronische configuratie van een atoom. In sommige onderwijssferen wordt deze methode ook wel de regenmethode genoemd..
De eerste afbeelding illustreert een grafische methode om de elektronenconfiguraties te verkrijgen, terwijl de tweede afbeelding de respectievelijke Madelung-methode is. De meest energetische lagen bevinden zich bovenaan en de minst energetische zijn in neerwaartse richting..
Van links naar rechts worden de sublagen s, p, d en f van hun corresponderende hoofdenergieniveaus ‘doorgevoerd’. Hoe bereken je de waarde van (n + l) voor elke stap gemarkeerd door de diagonale pijlen? Voor de 1s-orbitaal is deze berekening bijvoorbeeld gelijk aan (1 + 0 = 1), voor de 2s-orbitaal (2 + 0 = 2) en voor de 3p-orbitaal (3 + 1 = 4).
Het resultaat van deze berekeningen komt voort uit de constructie van het beeld. Daarom, als het niet bij de hand is, bepaal dan eenvoudig (n + l) voor elke orbitaal, en begin de orbitalen te vullen met elektronen van degene met de laagste waarde van (n + l) tot degene met de maximale waarde.
Het gebruik van de Madelung-methode vergemakkelijkt echter enorm de constructie van de elektronenconfiguratie en maakt het een vermakelijke bezigheid voor degenen die het periodiek systeem aan het leren zijn..
De Madelung-methode geeft niet de orbitalen van de subshells aan. Als we ze in aanmerking nemen, stelt het uitsluitingsprincipe van Pauli dat geen enkel elektron dezelfde kwantumgetallen kan hebben als een ander; of wat hetzelfde is, een paar elektronen kan niet zowel positieve als negatieve spins hebben.
Dit betekent dat hun spinkwantumnummers s niet gelijk kunnen zijn en daarom moeten hun spins paren wanneer ze dezelfde baan bezetten..
Aan de andere kant moet het vullen van de orbitalen zo gebeuren dat ze in energie gedegenereerd zijn (regel van Hund). Dit wordt bereikt door alle elektronen in de orbitalen ongepaard te houden, totdat het strikt noodzakelijk is om een paar hiervan te paren (zoals bij zuurstof).
De volgende voorbeelden vatten het hele concept van het Aufbau-principe samen..
Om de elektronische configuratie te bepalen, moet eerst het atoomnummer Z bekend zijn, en dus het aantal elektronen. Koolstof heeft Z = 6, dus zijn 6 elektronen moeten zich in de orbitalen bevinden met behulp van de Madelung-methode:
De pijlen komen overeen met de elektronen. Na het vullen van de 1s en 2s orbitalen, elk met twee elektronen, krijgen de 2p orbitalen door verschil de resterende twee elektronen toegewezen. De regel van Hund komt dus tot uiting: twee gedegenereerde orbitalen en één leeg.
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 paren om het eerste paar te vormen, met de pijl naar beneden. Bijgevolg komt hier het uitsluitingsprincipe van Pauli tot uiting.
Calcium heeft 20 elektronen en de orbitalen zijn nog steeds gevuld met dezelfde methode. De volgorde van vullen is als volgt: 1s-2s-2p-3s-3p-4s.
Opgemerkt kan worden dat in plaats van eerst de 3d-orbitaal te vullen, de elektronen de 4s bezetten. Dit gebeurt voordat plaats wordt gemaakt voor overgangsmetalen, elementen die de binnenste laag 3d vullen.
Het principe van Aufbau kan de elektronische configuraties van veel overgangsmetalen en zeldzame aardelementen (lanthaniden en actiniden) niet voorspellen.
Dit komt doordat de energetische verschillen tussen de ns en (n-1) d orbitalen laag zijn. Om redenen die worden ondersteund door de kwantummechanica, kunnen elektronen er de voorkeur aan geven de (n-1) d-orbitalen te degenereren ten koste van het ongedaan maken of losmaken van elektronen uit de ns-orbitaal..
Een beroemd voorbeeld is het geval van koper. De elektronenconfiguratie voorspeld door het Aufbau-principe is 1stwee2 sectwee2 Blz63stwee3p64stwee3d9, wanneer experimenteel is aangetoond dat het 1s istwee2 sectwee2 Blz63stwee3p64s13d10.
In de eerste is een solitair elektron ongepaard in een 3d-orbitaal, terwijl in de tweede alle elektronen in de 3d-orbitalen gepaard zijn..
Niemand heeft nog op dit artikel gereageerd.