PRINCIP AUFBAU: KONCEPCE A VYSVĚTLENÍ, PŘÍKLADY - CHEMIE - 2026

Princip Aufbau je užitečným vodítkem pro teoretické předpovědi elektronické konfigurace prvku. Slovo aufbau označuje německé sloveso „stavět“. Účelem pravidel diktovaných tímto principem je „pomoci budovat atom“.

Pokud jde o hypotetickou atomovou konstrukci, týká se to výhradně elektronů, které zase jdou ruku v ruce s rostoucím počtem protonů. Protony definují atomové číslo Z chemického prvku a pro každé přidané do jádra se přidá elektron, aby se kompenzovalo toto zvýšení kladného náboje.

Ačkoli se zdá, že protony nesledují zavedený řád, aby se připojily k jádru atomu, elektrony sledují řadu podmínek, takovým způsobem, že nejprve obsadí oblasti atomu s nižší energií, konkrétně ty, kde je pravděpodobnost jejich nalezení v prostoru je větší: orbitaly.

Princip Aufbau spolu s dalšími pravidly elektronického plnění (Pauliho vyloučení a Hundovo pravidlo) pomáhá stanovit pořadí, v jakém by se elektrony měly přidávat do elektronového cloudu; Tímto způsobem je možné přiřadit elektronickou konfiguraci určitého chemického prvku.

Koncept a vysvětlení

Pokud by byl atom považován za cibuli, byl by v něm nalezen konečný počet vrstev, určený hlavním kvantovým číslem n.

Dále v nich jsou subshells, jejichž tvary závisí na azimutálních l a magnetických kvantových číslech m.

Orbitaly jsou identifikovány prvními třemi kvantovými čísly, zatímco čtvrtá, rotace, končí a označuje, ve kterém orbitálu bude elektron umístěn. Právě v těchto oblastech atomu rotují elektrony, od nejvnitřnějších vrstev k nejvzdálenějším: valenční vrstva, nejenergičtější ze všech.

V jakém případě by tedy měly elektrony vyplnit orbitaly? Podle zásady Aufbau musí být přiřazeny na základě rostoucí hodnoty (n + l).

Podobně, v subshells (n + l) elektrony musí obsazení subshell s nejnižší energetickou hodnotou; jinými slovy, zaujímají nejnižší hodnotu n.

V návaznosti na tato konstrukční pravidla vyvinula Madelung vizuální metodu, která spočívá v kreslení diagonálních šipek, které pomáhají budovat elektronickou konfiguraci atomu. V některých vzdělávacích sférách je tato metoda známá také jako dešťová metoda.

Vrstvy a podvrstvy

První obrázek ilustruje grafickou metodu pro získání elektronových konfigurací, zatímco druhý obrázek je příslušná Madelungova metoda. Nejenergičtější vrstvy jsou umístěny nahoře a nejméně energické jsou směrem dolů.

Zleva doprava jsou dílčí vrstvy s, p, d a f jejich odpovídajících hlavních energetických hladin „transitovány“. Jak vypočítat hodnotu (n + l) pro každý krok označený diagonálními šipkami? Například pro 1s orbitál se tento výpočet rovná (1 + 0 = 1), pro 2s orbitál (2 + 0 = 2) a pro 3p orbitál (3 + 1 = 4).

Výsledkem těchto výpočtů je konstrukce obrazu. Pokud tedy není k dispozici, jednoduše určete (n + l) pro každý orbitál, začneme vyplňovat orbity elektrony od elektronů s nejmenší hodnotou (n + l) k těm s maximální hodnotou.

Použití metody Madelung však velmi usnadňuje konstrukci elektronové konfigurace a činí z ní zábavnou činnost pro ty, kteří se učí periodickou tabulku.

Pauliho vylučovací princip a Hundovo pravidlo

Madelungova metoda neindikuje orbity subshellů. Když je vezmeme v úvahu, Pauliho vylučovací princip uvádí, že žádný elektron nemůže mít stejná kvantová čísla jako jiná; nebo co je stejné, pár elektronů nemůže mít kladné i záporné otočení.

To znamená, že jejich rotační kvantová čísla s nemohou být stejná, a proto se musí jejich spiny při obsazení stejného orbitálu párovat.

Na druhé straně musí být vyplňování orbitálů prováděno tak, aby byly v energii degenerované (Hundovo pravidlo). Toho je dosaženo udržováním všech elektronů na orbitalech nespárovaných, dokud není nezbytně nutné párovat tyto páry (jako s kyslíkem).

Příklady

Následující příklady shrnují celou koncepci Aufbauova principu.

Uhlík

K určení jeho elektronické konfigurace musí být nejprve známo atomové číslo Z, a tedy počet elektronů. Uhlík má Z = 6, takže jeho 6 elektronů musí být umístěno na orbitu pomocí Madelungovy metody:

Šipky odpovídají elektronům. Po naplnění orbitálů 1s a 2s, každý se dvěma elektrony, jsou orbitaly 2p přiřazeny rozdílem zbývajících dvou elektronů. Hundovo pravidlo se tedy projevuje: dva degenerované orbity a jeden prázdný.

Kyslík

Kyslík má Z = 8, takže má dva další elektrony na rozdíl od uhlíku. Jeden z těchto elektronů musí být umístěn do prázdného orbitálu 2p a druhý musí být spárován tak, aby vytvořil první dvojici se šipkou směřující dolů. V důsledku toho se zde projevuje Pauliho vyloučení.

Vápník

Vápník má 20 elektronů a oběžné dráhy jsou stále naplněny stejnou metodou. Pořadí plnění je následující: 1s-2s-2p-3s-3p-4s.

Je třeba poznamenat, že místo vyplnění 3d orbitálu jako první, elektrony zabírají 4s. K tomu dochází před uvolněním přechodných kovů, prvků, které vyplňují vnitřní 3D vrstvu.

Omezení zásady Aufbau

Princip Aufbau nedokáže předpovídat elektronické konfigurace mnoha přechodných kovů a prvků vzácných zemin (lanthanidy a aktinidy).

Je tomu tak proto, že energetické rozdíly mezi orbitály ns a (n-1) d jsou nízké. Z důvodů podporovaných kvantovou mechanikou mohou elektrony raději degenerovat (n-1) d orbitaly za cenu odstranění nebo uvolnění elektronů z ns orbitalu.

Slavným příkladem je případ mědi. Jeho elektronová konfigurace předvídaná podle Aufbauova principu je 1s ² 2s ² 2p ⁶ 3s ² 3p ⁶ 4s ² 3d ⁹, když se experimentálně ukázalo, že je 1s ² 2s ² 2p ⁶ 3s ² 3p ⁶ 4s ¹ 3d ¹⁰.

V prvním je solitární elektron nepárovaný ve 3D orbitále, zatímco ve druhém jsou všechny elektrony v 3d orbitálech spárovány.

Reference

1. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (15. června 2017). Definice principu Aufbau. Převzato z: thinkco.com
2. N. De Leon. (2001). Princip Aufbau. Převzato z: iun.edu
3. Chemie 301. Princip Aufbau. Převzato z: ch301.cm.utexas.edu
4. Hozefa Arsiwala a teacherlookup.com. (1. června 2017). Hloubka: Aufbauův princip s příklady. Převzato z: teacherlookup.com
5. Whitten, Davis, Peck a Stanley. Chemie. (8. ed.). CENGAGE Learning, str. 199-203.
6. Goodphy. (27. července 2016). Schéma Madelung.. Převzato z: commons.wikimedia.org