Principiul Aufbau

Reprezentarea principiului Aufbau.

Principiul Aufbau ^[1] (de asemenea regula Aufbau sau principiul de construcție al configurației electronice a unui atom ), este aplicat pentru a determina configurația electronică a unui atom , moleculă sau ion . Principiul presupune un proces ipotetic în care un atom este „construit” printr-o umplere progresivă a orbitalilor cu electroni . Pe măsură ce sunt adăugate, acestea presupun condițiile cele mai stabile în ceea ce privește nucleul și electronii deja prezenți în atom ^[2] (de exemplu, 1s înainte de 2s). Numărul de electroni pe care fiecare orbital îl poate ocupa este limitat de principiul excluderii Pauli . Dacă sunt disponibili mai mulți orbitali cu aceeași energie , Regula lui Hund spune că orbitalii liberi vor fi umpluți înainte ca orbitalii deja parțial ocupați să fie reutilizați (de către electroni cu rotire antiparalelă).

O versiune a principiului Aufbau poate fi, de asemenea, utilizată pentru a prezice configurația protonilor și neutronilor într-un nucleu atomic.

Istorie

Principiul își ia numele de la termenul german Aufbauprinzip , „principiu de construcție”, mai degrabă decât numele unui om de știință. De fapt, a fost formulată de către fizicianul danez Niels Bohr în jurul anului 1920 .

A fost o aplicare timpurie a mecanicii cuantice la proprietățile electronilor și a explicat proprietățile chimice în termeni fizici . Fiecare electron adăugat este supus câmpului electric creat de sarcina pozitivă a nucleului atomic și sarcina negativă a celorlalți electroni care înconjoară nucleul. Deși pentru atomul de hidrogen nu există nicio diferență de energie între orbitalii cu același număr cuantic principal n , acest lucru nu este adevărat pentru electronii externi ai celorlalți atomi.

Semiclasic, orbitalele cu cel mai înalt moment unghiular sunt „orbite circulare” în afara electronilor interiori, dar orbitele cu un moment unghiular scăzut (orbitalele s și orbitalele p ) au o excentricitate ridicată a orbitei pe măsură ce se apropie de nucleu și suferă, în medie, de la o încărcare nucleară protejată mai puțin puternică. Acest lucru explică de ce orbitalii de 4 s se umplu chiar mai devreme decât orbitalii de 3 d .

Regula lui Madelung privind ordonarea energiilor orbitale

Ordinea în care acești orbitali sunt umpluți este dată de regula n + ℓ (cunoscută și sub numele de regula lui Madelung de la numele descoperitorului său Erwin Madelung ), sau de regula lui Klečkovskij (de la numele de Vsevolod Klečkovskij, cu care este cunoscută în unele țări, în special vorbitori de franceză și rusă), sau ca regulă diagonală.

Orbitalii cu o valoare mai mică de n + ℓ sunt conectați în fața orbitalilor cu valori n + ℓ mai mari. În acest context, n reprezintă numărul cuantic principal

Ordinea în care orbitalii sunt ordonați în funcție de energiile în creștere, conform regulii lui Madelung. Fiecare săgeată roșie diagonală corespunde unei valori diferite de n + ℓ .

și ℓ numărul cuantic azimut; valorile ℓ = 0, 1, 2, 3, 4, 5, 6 corespund abrevierilor s , p , d , f , g , h și respectiv i .

Regula se bazează pe numărul total de noduri din orbitalul atomic, n + ℓ , care este legat de energia orbitalului în sine. În cazul valorilor egale de n + ℓ , orbitalul cu o valoare mai mică de n este primul legat. Faptul că majoritatea configurațiilor atomilor neutri din punct de vedere electric, în starea lor de bază, văd o umplere a orbitalilor în conformitate cu această tendință " n + ℓ, n" a fost verificat experimental, pe baza caracteristicilor spectroscopice ale elementelor.

Regula lui Madelung de ordonare a energiilor orbitale se aplică numai atomilor neutri din punct de vedere electric în starea lor fundamentală; tot în acest caz, există câteva elemente pentru care această regulă prezice configurații electronice diferite de cele determinate experimental. Cuprul, cromul și paladiul sunt exemple clasice ale acestei proprietăți.

Conform regulii lui Madelung, orbitalul de 4 s ( n + ℓ = 4 + 0 = 4) ar fi ocupat înainte de orbitalul de 3 d ( n + ℓ = 3 + 2 = 5). În consecință, pentru cupru ( ₂₉ Cu) regula prevede configurația 1s ² 2s ² 2p ⁶ 3s ² 3p ⁶ 4s ² 3d ⁹ , prescurtat [Ar] 4s ² 3d ⁹ , unde [Ar] indică configurația argonului ( gaz nobil care precede cuprul). Cu toate acestea, configurația experimentală de electroni a atomului de cupru se dovedește a fi [Ar] 4s ¹ 3d ¹⁰ . Prin umplerea orbitalului de 3 d , cuprul poate fi într-o stare de energie mai mică.

În mod similar, Chromium își asumă o configurație electronică de [Ar] 4s ¹ 3d ⁵ în loc de [Ar] 4s ² 3d ⁴ . În acest caz, cromul are o carcasă de 3 d pe jumătate plină (ceea ce reprezintă o configurație deosebit de stabilă pentru metalele din grupul de tranziție d) .

Pentru paladiu, regula lui Madelung oferă o configurație [Kr] 5s ² 4d ⁸ , dar configurația experimentală [Kr] 4d ¹⁰ prezintă o dispunere diferită a electronilor.

Notă

Elemente conexe

• Configurare electronică
• electroni de valență

Alte proiecte

• Wikimedia Commons conține imagini sau alte fișiere pe principiul Aufbau

linkuri externe

• ( EN ) Principiul lui Aufbau , în Encyclopedia Britannica , Encyclopædia Britannica, Inc.

Portalul chimiei

Portal cuantic