Exemple de principe AUFBAU

le principe aufbau (composition) est un principe de la physique atomique, qui explique la disposition des électrons dans leurs orbites autour du noyau de l'atome.

Les différentes études sur la nature et la configuration de l'atome, qui permettent de comprendre ses caractéristiques, ont fait l'objet d'études par de nombreux chercheurs. Parmi eux, le travail de Niels Bohr, un physicien danois, qui a perfectionné le modèle atomique proposé par Ernest Rutherford.

Son modèle a les caractéristiques suivantes: le noyau de l'atome occupe le centre, tandis que l'électron tourne autour sur des orbites circulaires. Pour expliquer pourquoi il ne perd pas d'énergie sur l'orbite circulaire, et compte tenu des découvertes du comportement des vagues et de la même temps de particule que les électrons, il considère que les électrons sautent d'un niveau d'énergie à un autre, émettant ou absorbant énergie.

Saviez-vous que ces niveaux orbitaux sont régis par l'équation 2n²En d'autres termes, le nombre maximum d'électrons dans une orbite est égal à deux fois le carré du nombre de l'orbite. Pour les éléments connus à ce jour, nous avons 7 orbites connues, dans lesquelles l'orbite K possède 2 électrons, la L, 8 électrons; M a 18 électrons, N en contient 32, O en contient 50, P en contient 72 et Q en contient 98.

On avait aussi découvert que les électrons ont quatre nombres quantiques: le n principal, qui indique leur distance au noyau; le nombre quantique azimutal, l, qui indique l'orbitale dans laquelle se trouve un nombre quantique magnétique m (s, p, d, f, etc), qui détermine sa trajectoire au sein d'une orbitale, et un nombre de spin, de tour, s, qui peut être positif ou négatif, avec une valeur de 1/2. Que deux électrons sur le même chemin, (mêmes nombres n et l) ne peuvent pas avoir le même nombre quantique magnétique ou le même nombre de spin en même temps. Autrement dit, deux électrons dans un atome ne peuvent pas avoir les quatre nombres quantiques égaux (principe d'exclusion de Pauli)

Cela a conduit à la conclusion que pour que différents électrons coexistent au même niveau orbital, les niveaux l'énergétique est divisée en sous-niveaux, dont chacun est à son tour divisé en orbitales qui ne peuvent contenir qu'une paire de électrons.

Selon cette observation, le niveau d'énergie K ne contient qu'un seul sous-niveau, appelé niveau s, qui peut être occupé par un ou deux électrons.

Le niveau suivant, L, aura quatre sous-niveaux électroniques: un niveau s, appelé 2s, et un niveau appelé 2p, qui à son tour est composé de trois orbitales, appelées 2p_X, 2P_Oui et 2p_z. Le troisième niveau aura les sous-niveaux suivants: 3s, 3p et 3d. Le sous-niveau 3D aura 5 orbitales, dont chacune sera occupée par deux électrons. Les niveaux suivants peuvent avoir des orbitales qui seront ajoutées, avec les lettres f, g, h et i.

A cela nous ajoutons que lorsque les électrons ne suffisent pas à compléter un niveau d'énergie, ils se répartissent dans les orbitales. (règle de Hund).

Ces sous-niveaux et orbitales ne sont pas remplis au hasard. Les électrons dans les orbites sont organisés en remplissant d'abord les niveaux d'énergie inférieurs, puis les niveaux d'énergie supérieurs. Ceci est représenté graphiquement, et pour cette raison on l'appelle la règle de la scie ou des diagonales.

Selon les règles précédentes, les niveaux orbitaux des 10 premiers éléments du tableau périodique, représentés de la manière suivante :

H: 1s¹
Lui: 1s²
Li: 1s² , 2s¹
Être: 1s² , 2s²
B: 1s² , 2s²,2 P¹ (1s² , 2s²,[2P_X¹)
C: 1s² , 2s²,2 P² (1s² , 2s²,[2P_X¹,2 P_Oui¹])
N: 1s² , 2s²,2 P³ (1s² , 2s²,[2P_X¹,2 P_Oui¹,2 P_z¹])
O: 1s² , 2s²,2 P⁴ (1s² , 2s²,[2P_X²,2 P_Oui¹,2 P_z¹])
F: 1s² , 2s²,2 P⁵ (1s² , 2s²,[2P_X²,2 P_Oui²,2 P_z¹])
Ne: 1s² , 2s²,2 P⁶ (1s² , 2s²,[2P_X²,2 P_Oui²,2 P_z²])

Comme nous pouvons le voir dans ces exemples, les niveaux avec moins d'énergie sont remplis en premier, qui dans ce cas sont les niveaux s, puis le niveau p.

On peut également observer que la saturation des niveaux se produit avec les gaz inertes Hélium et Néon.

Dans de nombreux tableaux périodiques, nous trouvons dans le cadre des données la structure électronique des niveaux d'énergie, et Bref, on retrouve entre parenthèses l'élément inerte précédant l'élément, puis le reste des niveaux orbitales.

Par exemple, dans le cas du sodium, nous pouvons le voir représenté de l'une ou l'autre de ces deux manières :

Na: 1s² , 2s²,2 P⁶, 3s¹
Na: [Ne], 3s¹

Maintenant, si nous regardons le graphique des sous-niveaux, nous verrons, par exemple, que dans des éléments, tels que le Potassium ou Le calcium, bien qu'étant au niveau 4, n'occupera pas le sous-niveau 3d, car il a une énergie plus élevée que niveau 4s. Donc selon la règle de Bohr, les niveaux 4 seront occupés en premier, avant 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

La suite de l'ordre des orbitales selon le principe d'Aufbau et que l'on peut déduire en observant les diagonales du graphe, serait la suivante :

1s², 2s²,2 P⁶, 3s², 3p⁶, 4s², 3d¹⁰, 4p⁶, 5s², 4d¹⁰,5 p⁶, 6s², 4f¹⁴,5 jours¹⁰, 6p⁶, 7s²

Exemples du principe Aufbau

Représentation des niveaux électroniques de certains éléments selon le principe Aufbau :

Oui: 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
Foi: 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
Moi: 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: 1 s² , 2s²,2 P⁶, 3s² , 3p⁶, 4s², 3d¹⁰, 4p⁶, 5s², 4d¹⁰,5 p⁶, 6s² - [Xe], 6s²