AUFBAU principo pavyzdys

aufbau principas (kompozicija) yra atominės fizikos principas, kuris paaiškina elektronų išsidėstymą jų orbitose aplink atomo branduolį.

Įvairius tyrimus apie atomo prigimtį ir konfigūraciją, kurie leidžia suprasti jo ypatybes, tyrė daugelis tyrinėtojų. Tarp jų pastebimas danų fiziko Nielso Bohro darbas, ištobulinęs Ernesto Rutherfordo pasiūlytą atominį modelį.

Jo modelis pasižymi šiomis savybėmis: atomo branduolys užima centrą, o elektronas sukasi apskritomis orbitomis. Paaiškinti, kodėl ji nepraranda energijos žiedinėje orbitoje, ir atsižvelgdama į bangų elgesio atradimus ir tą patį dalelių laiką, kurį turi elektronai, jis manė, kad elektronai šokinėja iš energijos lygio į kitą, skleisdami arba sugerdami Energija.

Ar žinojote, kad šiuos orbitos lygius reguliuoja 2n lygtis²Kitaip tariant, maksimalus elektronų skaičius orbitoje yra lygus dvigubai didesniam orbitos skaičiaus kvadratui. Iki šiol žinomiems elementams turime 7 žinomas orbitas, kuriose K orbitoje yra 2 elektronai, L - 8 elektronai; M turi 18 elektronų, N - 32, O - 50, P - 72 ir Q - 98.

Taip pat buvo atrasta, kad elektronai turi keturis kvantinius skaičius: pagrindinis n, nurodantis jų atstumą nuo branduolio; azimutinis kvantinis skaičius l, nurodantis orbitą, kurioje yra magnetinis kvantinis skaičius m (s, p, d, f ir kt.), kuris nustato jo trajektoriją orbitoje ir nugaros skaičių s, kuris gali būti teigiamas arba neigiamas, kurio vertė yra 1/2. Kad du elektronai tame pačiame kelyje (tie patys skaičiai n ir l) tuo pačiu metu negali turėti to paties magnetinio kvantinio skaičiaus arba to paties sukimosi skaičiaus. Tai yra, du atomo elektronai negali turėti visų keturių vienodų kvantinių skaičių (Pauli išskyrimo principas)

Tai leido padaryti išvadą, kad norint, kad skirtingi elektronai egzistuotų kartu tame pačiame orbitos lygyje, lygiai energetika yra suskirstyta į porūšius, kurių kiekvienas savo ruožtu yra padalintas į orbitales, kuriose gali būti tik pora elektronai.

Pagal šį pastebėjimą energijos lygis K turi tik vieną pakopą, vadinamą s lygiu, kurį gali užimti vienas ar du elektronai.

Kitas lygis L turės keturis elektroninius pakopas: s lygį, vadinamą 2s, ir lygį, vadinamą 2p, kurį savo ruožtu sudaro trys orbitos, vadinamos 2p_x, 2 P._Y ir 2p_z. Trečiame lygyje bus šie pakopos: 3s, 3p ir 3d. 3D pakopoje bus 5 orbitos, kurias kiekvieną užims du elektronai. Šie lygiai gali turėti orbitales, kurios bus pridėtos, su raidėmis f, g, h ir i.

Prie to priduriame, kad kai elektronų nepakanka energijos lygiui užbaigti, jie pasiskirsto orbitose. (Hundo taisyklė).

Šie pakopos ir orbitos nėra atsitiktinai užpildyti. Orbitose esantys elektronai yra sutvarkyti pirmiausia užpildant žemesnius, o paskui aukštesnius energijos lygius. Tai pavaizduota grafiškai, todėl ji vadinama pjūklo arba įstrižainių taisykle.

Pagal ankstesnes taisykles, pirmųjų 10 periodinės lentelės elementų orbitiniai lygiai pateikiami taip:

H: 1s¹
Jis: 1s²
Li: 1s² , 2s¹
Būk: 1s² , 2s²
B: 1s² , 2s², 2 P.¹ (1s² , 2s², [2 P._x¹)
C: 1s² , 2s², 2 P.² (1s² , 2s², [2 P._x¹, 2 P._Y¹])
N: 1s² , 2s², 2 P.³ (1s² , 2s², [2 P._x¹, 2 P._Y¹, 2 P._z¹])
O: 1s² , 2s², 2 P.⁴ (1s² , 2s², [2 P._x², 2 P._Y¹, 2 P._z¹])
F: 1s² , 2s², 2 P.⁵ (1s² , 2s², [2 P._x², 2 P._Y², 2 P._z¹])
Ne: 1s² , 2s², 2 P.⁶ (1s² , 2s², [2 P._x², 2 P._Y², 2 P._z²])

Kaip matome šiuose pavyzdžiuose, pirmiausia užpildomi mažiau energijos turintys lygiai, kurie šiuo atveju yra s lygiai, o tada p lygis.

Taip pat galime pastebėti, kad lygių prisotinimas įvyksta inertinėmis dujomis Heliu ir Neonu.

Daugelyje periodinių lentelių kaip duomenų dalį randame elektroninę energijos lygių struktūrą ir Trumpai tariant, skliausteliuose randame inertinį elementą prieš elementą, o tada likusius lygius orbitos.

Pvz., Natrio atveju jį galime vaizduoti vienu iš šių dviejų būdų:

Na: 1s² , 2s², 2 P.⁶, 3s¹
Na: [Ne], 3s¹

Dabar, jei pažvelgsime į pakopų grafiką, pamatysime, pavyzdžiui, kad tokiuose elementuose kaip Kalis arba Nepaisant to, kad kalcis yra 4 lygyje, jis neužims 3d pakopos, nes jo energija yra didesnė nei 4s lygis. Taigi pagal Bohro taisyklę 4 lygiai bus užimti pirmiausia, prieš 3d:

K: 1s² , 2s², 2 P.⁶, 3s² , 3p⁶, 4s¹ - [Ar], 4s¹
Ca: 1s² , 2s², 2 P.⁶, 3s² , 3p⁶, 4s² - [Ar], 4s²
Sc: 1s² , 2s², 2 P.⁶, 3s² , 3p⁶, 4s¹, 3d¹ - [Ar], 4s¹, 3d¹
Ti: 1s² , 2s², 2 P.⁶, 3s² , 3p⁶, 4s², 3d² - [Ar], 4s², 3d²

Orbitų eilės tvarka pagal Aufbau principą ir tai, ką galime padaryti stebėdami grafo įstrižaines, būtų tokia:

1s², 2s², 2 P.⁶, 3s², 3p⁶, 4s², 3d¹⁰, 4p⁶, 5s², 4d¹⁰, 5 psl⁶, 6s², 4f¹⁴, 5 d¹⁰, 6p⁶, 7s²

Aufbau principo pavyzdžiai

Kai kurių elementų elektroninių lygių atvaizdavimas pagal Aufbau principą:

Taip: 1s² , 2s², 2 P.⁶, 3s², 3p² - [Ne], 3s², 3p²
P: 1s² , 2s², 2 P.⁶, 3s², 3p⁴ - [Ne], 3s², 3p⁴
Ar: P: 1s² , 2s², 2 P.⁶, 3s², 3p⁶ - [Ne], 3s², 3p⁶
V: 1s² , 2s², 2 P.⁶, 3s² , 3p⁶, 4s², 3d³ - [Ar], 4s², 3d³
Tikėjimas: 1s² , 2s², 2 P.⁶, 3s² , 3p⁶, 4s², 3d⁶ - [Ar], 4s², 3d⁶
Zn: 1s² , 2s², 2 P.⁶, 3s² , 3p⁶, 4s², 3d¹⁰ - [Ar], 4s², 3d¹⁰
Ga: 1s² , 2s², 2 P.⁶, 3s² , 3p⁶, 4s², 3d¹⁰, 4p¹ - [Ar], 4s², 3d¹⁰, 4p¹
Ge: 1s² , 2s², 2 P.⁶, 3s² , 3p⁶, 4s², 3d¹⁰, 4p² - [Ar], 4s², 3d¹⁰, 4p²
Br: 1s² , 2s², 2 P.⁶, 3s² , 3p⁶, 4s², 3d¹⁰, 4p⁵ - [Ar], 4s², 3d¹⁰, 4p⁵
Kr: 1s² , 2s², 2 P.⁶, 3s² , 3p⁶, 4s², 3d¹⁰, 4p⁶ - [Ar], 4s², 3d¹⁰, 4p⁶
Rb: 1s² , 2s², 2 P.⁶, 3s² , 3p⁶, 4s², 3d¹⁰, 4p⁶, 5s¹ - [Kr], 5s¹
Sr: 1s² , 2s², 2 P.⁶, 3s² , 3p⁶, 4s², 3d¹⁰, 4p⁶, 5s² - [Kr], 5s²
Y: 1s² , 2s², 2 P.⁶, 3s² , 3p⁶, 4s², 3d¹⁰, 4p⁶, 5s², 4d¹ - [Kr], 5s², 4d¹
Zr: 1s² , 2s², 2 P.⁶, 3s² , 3p⁶, 4s², 3d¹⁰, 4p⁶, 5s², 4d² - [Kr], 5s², 4d²
Ag: 1s² , 2s², 2 P.⁶, 3s² , 3p⁶, 4s², 3d¹⁰, 4p⁶, 5s², 4d⁹ - [Kr], 5s², 4d⁹
CD: 1s² , 2s², 2 P.⁶, 3s² , 3p⁶, 4s², 3d¹⁰, 4p⁶, 5s², 4d¹⁰ - [Kr], 5s², 4d¹⁰
Aš: 1s² , 2s², 2 P.⁶, 3s² , 3p⁶, 4s², 3d¹⁰, 4p⁶, 5s², 4d⁹, 5 psl⁵ - [Kr], 5s², 4d⁹, 5 psl⁵
Xe: 1s² , 2s², 2 P.⁶, 3s² , 3p⁶, 4s², 3d¹⁰, 4p⁶, 5s², 4d¹⁰, 5 psl⁶ - [Kr], 5s², 4d¹⁰, 5 psl⁶
Cs: 1s² , 2s², 2 P.⁶, 3s² , 3p⁶, 4s², 3d¹⁰, 4p⁶, 5s², 4d⁹, 5 psl⁶, 6s¹ - [Xe], 6s¹
Ba: 1s² , 2s², 2 P.⁶, 3s² , 3p⁶, 4s², 3d¹⁰, 4p⁶, 5s², 4d¹⁰, 5 psl⁶, 6s² - [Xe], 6s²