Beispiel für das AUFBAU-Prinzip

Das Aufbauprinzip (Zusammensetzung) ist ein Prinzip der Atomphysik, das erklärt die Anordnung der Elektronen auf ihren Bahnen um den Atomkern.

Die verschiedenen Studien über die Natur und Konfiguration des Atoms, die es uns ermöglichen, seine Eigenschaften zu verstehen, wurden von vielen Forschern untersucht. Bemerkenswert unter ihnen ist die Arbeit von Niels Bohr, einem dänischen Physiker, der das von Ernest Rutherford vorgeschlagene Atommodell perfektionierte.

Sein Modell hat folgende Eigenschaften: Der Atomkern nimmt das Zentrum ein, während das Elektron auf Kreisbahnen rotiert. Um zu erklären, warum es auf der Kreisbahn keine Energie verliert, und unter Berücksichtigung der Entdeckungen des Wellenverhaltens und der Teilchenzeit, die Elektronen haben, dachte er, dass Elektronen von einem Energieniveau auf ein anderes springen, emittieren oder absorbieren Energie.

Wussten Sie, dass diese Orbitalniveaus von der Gleichung 2n²Mit anderen Worten, die maximale Anzahl von Elektronen in einer Umlaufbahn ist gleich dem Doppelten des Quadrats der Anzahl der Umlaufbahnen. Für die bisher bekannten Elemente haben wir 7 bekannte Bahnen, wobei die K-Bahn 2 Elektronen hat, die L 8 Elektronen; M hat 18 Elektronen, N enthält 32, O enthält 50, P enthält 72 und Q enthält 98.

Es wurde auch entdeckt, dass Elektronen vier Quantenzahlen haben: das Haupt-n, das ihren Abstand vom Kern angibt; die azimutale Quantenzahl l, die das Orbital angibt, in dem sich eine magnetische Quantenzahl m befindet (s, p, d, f usw.), die bestimmt seine Flugbahn innerhalb eines Orbitals und eine Spinzahl s, die positiv oder negativ sein kann, mit einem Wert von 1/2. Dass zwei Elektronen auf derselben Bahn (gleiche Zahlen n und l) nicht gleichzeitig dieselbe magnetische Quantenzahl oder dieselbe Spinzahl haben können. Das heißt, zwei Elektronen in einem Atom können nicht alle vier gleichen Quantenzahlen haben (Pauli-Ausschlussprinzip)

Dies führte zu dem Schluss, dass für die Koexistenz verschiedener Elektronen auf demselben Orbitalniveau die Niveaus Die Energetik ist in Unterebenen unterteilt, von denen jede wiederum in Orbitale unterteilt ist, die nur ein Paar von contain enthalten können Elektronen.

Nach dieser Beobachtung enthält das Energieniveau K nur ein Unterniveau, das sogenannte s-Niveau, das von einem oder zwei Elektronen besetzt werden kann.

Die nächste Ebene, L, wird vier elektronische Unterebenen haben: eine Ebene s, genannt 2s, und eine Ebene, die 2p genannt wird, die wiederum aus drei Orbitalen, genannt 2p., besteht_x, 2 P_Ja und 2p_z. Die dritte Ebene hat die folgenden Unterebenen: 3s, 3p und 3d. Die 3d-Unterebene wird 5 Orbitale haben, von denen jedes von zwei Elektronen besetzt ist. Die folgenden Ebenen können Orbitale haben, die mit den Buchstaben f, g, h und i hinzugefügt werden.

Dazu fügen wir hinzu, dass die Elektronen, wenn sie nicht ausreichen, um ein Energieniveau zu vollenden, in den Orbitalen verteilt werden. (Hundsche Regel).

Diese Unterebenen und Orbitale werden nicht zufällig gefüllt. Die Elektronen in den Bahnen werden organisiert, indem zuerst die niedrigeren Energieniveaus und dann die höheren Energieniveaus gefüllt werden. Dies wird grafisch dargestellt und wird deshalb als Säge- oder Diagonalregel bezeichnet.

Nach den vorherigen Regeln werden die Orbitalniveaus der ersten 10 Elemente des Periodensystems wie folgt dargestellt:

H: 1s¹
Er: 1s²
Li: 1s² , 2s¹
Sei: 1s 1² , 2s²
B: 1s² , 2s²,2 P¹ (1s² , 2s²,[2 P_x¹)
C: 1s² , 2s²,2 P² (1s² , 2s²,[2 P_x¹,2 P_Ja¹])
N: 1s² , 2s²,2 P³ (1s² , 2s²,[2 P_x¹,2 P_Ja¹,2 P_z¹])
O: 1s² , 2s²,2 P⁴ (1s² , 2s²,[2 P_x²,2 P_Ja¹,2 P_z¹])
F: 1s² , 2s²,2 P⁵ (1s² , 2s²,[2 P_x²,2 P_Ja²,2 P_z¹])
Ne: 1s² , 2s²,2 P⁶ (1s² , 2s²,[2 P_x²,2 P_Ja²,2 P_z²])

Wie wir in diesen Beispielen sehen, werden zuerst die Niveaus mit weniger Energie gefüllt, in diesem Fall die s-Niveaus, und dann das p-Niveau.

Wir können auch beobachten, dass die Sättigung der Niveaus mit den Edelgasen Helium und Neon auftritt.

In vielen Periodensystemen finden wir als Teil der Daten die elektronische Struktur der Energieniveaus und Kurz gesagt finden wir in Klammern das inerte Element vor dem Element und dann den Rest der Ebenen Orbitale.

Im Fall von Natrium können wir es beispielsweise auf eine dieser beiden Arten darstellen:

Nein: 1s² , 2s²,2 P⁶, 3s¹
Na: [Ne], 3s¹

Wenn wir uns nun den Graphen der Unterebenen ansehen, sehen wir zum Beispiel, dass in Elementen wie Kalium oder Kalzium wird, obwohl es sich auf Stufe 4 befindet, nicht die 3D-Unterstufe einnehmen, da es eine höhere Energie hat als Stufe 4s. Nach der Bohrschen Regel werden also Level 4s zuerst besetzt, vor 3d:

K: 1s² , 2s²,2 P⁶, 3s² , 3p⁶, 4s¹ - [Ar], 4s¹
Ca: 1s² , 2s²,2 P⁶, 3s² , 3p⁶, 4s² - [Ar], 4s²
Sc: 1s² , 2s²,2 P⁶, 3s² , 3p⁶, 4s¹, 3d¹ - [Ar], 4s¹, 3d¹
Ti: 1s² , 2s²,2 P⁶, 3s² , 3p⁶, 4s², 3d² - [Ar], 4s², 3d²

Die Reihenfolge der Orbitale nach dem Aufbau-Prinzip, die wir aus der Betrachtung der Diagonalen des Graphen ableiten können, wäre folgende:

1s², 2s²,2 P⁶, 3s², 3p⁶, 4s², 3d¹⁰, 4p⁶, 5s², 4d¹⁰,5 p⁶, 6s², 4f¹⁴,5 d¹⁰, 6p⁶, 7s²

Beispiele für das Aufbauprinzip

Darstellung der elektronischen Pegel einiger Elemente nach dem Aufbau-Prinzip:

Ja: 1s² , 2s²,2 P⁶, 3s², 3p² - [Ne], 3s², 3p²
P: 1s² , 2s²,2 P⁶, 3s², 3p⁴ - [Ne], 3s², 3p⁴
Ar: P: 1s² , 2s²,2 P⁶, 3s², 3p⁶ - [Ne], 3s², 3p⁶
V: 1s² , 2s²,2 P⁶, 3s² , 3p⁶, 4s², 3d³ - [Ar], 4s², 3d³
Glaube: 1s² , 2s²,2 P⁶, 3s² , 3p⁶, 4s², 3d⁶ - [Ar], 4s², 3d⁶
Zn: 1s² , 2s²,2 P⁶, 3s² , 3p⁶, 4s², 3d¹⁰ - [Ar], 4s², 3d¹⁰
Ga: 1s² , 2s²,2 P⁶, 3s² , 3p⁶, 4s², 3d¹⁰, 4p¹ - [Ar], 4s², 3d¹⁰, 4p¹
Ge: 1s² , 2s²,2 P⁶, 3s² , 3p⁶, 4s², 3d¹⁰, 4p² - [Ar], 4s², 3d¹⁰, 4p²
Br: 1s² , 2s²,2 P⁶, 3s² , 3p⁶, 4s², 3d¹⁰, 4p⁵ - [Ar], 4s², 3d¹⁰, 4p⁵
Kr: 1s² , 2s²,2 P⁶, 3s² , 3p⁶, 4s², 3d¹⁰, 4p⁶ - [Ar], 4s², 3d¹⁰, 4p⁶
Rb: 1s² , 2s²,2 P⁶, 3s² , 3p⁶, 4s², 3d¹⁰, 4p⁶, 5s¹ - [Kr], 5s¹
Sr: 1s² , 2s²,2 P⁶, 3s² , 3p⁶, 4s², 3d¹⁰, 4p⁶, 5s² - [Kr], 5s²
Y: 1s² , 2s²,2 P⁶, 3s² , 3p⁶, 4s², 3d¹⁰, 4p⁶, 5s², 4d¹ - [Kr], 5s², 4d¹
Zr: 1s² , 2s²,2 P⁶, 3s² , 3p⁶, 4s², 3d¹⁰, 4p⁶, 5s², 4d² - [Kr], 5s², 4d²
Ag: 1s² , 2s²,2 P⁶, 3s² , 3p⁶, 4s², 3d¹⁰, 4p⁶, 5s², 4d⁹ - [Kr], 5s², 4d⁹
CD: 1s² , 2s²,2 P⁶, 3s² , 3p⁶, 4s², 3d¹⁰, 4p⁶, 5s², 4d¹⁰ - [Kr], 5s², 4d¹⁰
Ich: 1s² , 2s²,2 P⁶, 3s² , 3p⁶, 4s², 3d¹⁰, 4p⁶, 5s², 4d⁹,5 p⁵ - [Kr], 5s², 4d⁹,5 p⁵
Xe: 1s² , 2s²,2 P⁶, 3s² , 3p⁶, 4s², 3d¹⁰, 4p⁶, 5s², 4d¹⁰,5 p⁶ - [Kr], 5s², 4d¹⁰,5 p⁶
Cs: 1s² , 2s²,2 P⁶, 3s² , 3p⁶, 4s², 3d¹⁰, 4p⁶, 5s², 4d⁹,5 p⁶, 6s¹ - [Xe], 6s¹
Ba: 1s² , 2s²,2 P⁶, 3s² , 3p⁶, 4s², 3d¹⁰, 4p⁶, 5s², 4d¹⁰,5 p⁶, 6s² - [Xe], 6s²