Aufbau principas yra būdas paaiškinti elektronų išsidėstymą skirtingų cheminių elementų atomuose. Atominė teorija gali būti sudėtinga ir sudėtinga, tačiau šis principas pateikia paprastą taisyklių rinkinį, galintį paaiškinti daugumos elementų elektronų konfigūracijas. Terminas kilęs iš vokiško žodžio, reiškiančio „pastatymas“, ir nurodo būdą, kuriuo elektronai pridedami prie atomų, pereinančių nuo lengvesnių prie sunkesnių elementų. Principas nėra tobulas, yra keletas išimčių, tačiau tai labai naudinga priemonė norint sužinoti apie atominę struktūrą.
Apvalkalai, pokeriai ir orbitos
Norint suprasti Aufbau principą, pirmiausia reikia pažvelgti į atomo struktūrą. Galima sakyti, kad elektronai skrieja aplink teigiamai įkrautą branduolį; tačiau yra tam tikrų taisyklių, nurodančių, kaip jos gali būti išdėstytos. Pagal visuotinai priimtą modelį jie užima apvalkalus, kurie gali būti laikomi koncentriniais, aplink branduolį. Juose yra subkorpusai, kuriuose yra orbitos. Orbitalė apibūdina erdvę, kurioje gyvena elektronas.
Apvalkalai yra sunumeruoti 1, 2, 3 ir tt, atsižvelgiant į didėjantį atstumą nuo branduolio ir didėjantį energijos lygį, o skaičiai taip pat nurodo, kiek jie gali turėti subapvalus. Subapvalkalai pažymėti s, p, d ir f, bendra tvarka pagal elektronų turimą energiją jų turimose orbitose. Kiekviena iš jų turi maksimalų skaičių orbitalių, kurias gali turėti: s turi tik vieną, p – tris, d – penkis ir f – septynis, o kiekvienoje orbitalyje gali būti daugiausiai du elektronai. Visos orbitos, esančios posluoksnyje, turi tą patį energijos lygį.
Tai apibendrinta toliau pateiktoje lentelėje:
Apvalkalai, pokeriai ir orbitos
Shell Subshell orbitalių maksimalus elektronų skaičius
1 metai 12
2 s1 2
– p3 6
3 s1 2
– p3 6
– d5 10
4 s1 2
– p3 6
– d5 10
– f7 14
Pavyzdžiui, tai rodo, kad 3 apvalkalas turi s, ap ir ad subshell. Visiškai užpildytas jame iš viso būtų 2 + 6 + 10 = 18 elektronų. Elemento elektronų konfigūraciją galima parašyti, pavyzdžiui, taip:
1s22s22p1
kuris yra elementas numeris penki, boras. Tai rodo apvalkalo numerį, po kurio eina posluoksnio raidė, o elektronų skaičius yra viršuje.
Elementų konstravimas
Galima įsivaizduoti, kad statome palaipsniui sunkesnius elementus pridedant elektronų, pradedant nuo lengviausio elemento – vandenilio (1s1). Pridedant elektronų, jie užpildo orbitales, esančias apvalkaluose. Tai yra bendra taisyklė, kad bet kuri sistema priims mažiausią energiją turinčią konfigūraciją. Nors tai labai paprasta taisyklė, mažiausios energijos išdėstymo nustatymas ir konfigūracijų paaiškinimas gali sukelti daug komplikacijų dėl dalelių sąveikos. Elektronai, žinoma, bus linkę užpildyti žemesnės energijos orbitales prieš aukštesnės energijos orbitas, o Aufbau principas siekia paaiškinti, kaip tai vyksta.
Taisyklės
Aufbau principas turi tik tris taisykles:
Elektronai užpildys orbitales didėjančia energijos tvarka – tai yra, jie pirmiausia užpildys žemiausios energijos orbitales. Kadangi visos tam tikro posluoksnio orbitalės turi tą patį energijos lygį, jos visos turi būti užpildytos prieš pradedant pildytis kitam subapvalumui.
Kiekvienoje orbitoje gali būti daugiausiai du elektronai, kurių sukiniai turi būti priešingi.
Jei yra dvi ar daugiau vienodo energijos lygio orbitalių, nė viena iš jų nebus užpildyta tol, kol jos visos turės elektroną. Kitaip tariant, elektronai, kur tik įmanoma, stengsis tolygiai paskirstyti turimas tos pačios energijos orbitas.
Paprasčiausio elemento, vandenilio, atveju vienas jo elektronas sėdi orbitoje s posluoksnyje. Kitas elementas, helis, turi antrą elektroną, kuris patenka į tą pačią orbitą: 1s2. Orbitalė, s subshell ir 1 apvalkalas dabar yra pilni. Ličio, turinčio tris elektronus, konfigūracija tokia pati kaip helio, bet su papildomu elektronu 2 apvalkalo s posluoksnyje, nes tai yra mažiausios energijos orbita: 1s22s1.
Praleidus keletą elementų, anglis su šešiais elektronais turi 1s22s22p2 konfigūraciją: abu s subapvalkalai yra užpildyti, todėl du likę elektronai patenka į p subapvalką. Pagal trečiąją Aufbau principo taisyklę jie eis į skirtingas orbitas.
išimtys
Elementams sunkėjant, jų orbitų išdėstymas tampa sudėtingesnis, o kartais elektronų sąveika gali sukelti Aufbau principo išimtis. Taisyklės galioja iki 24 elemento, chromo. Tai vienas iš nedaugelio elementų, kurie ne visai atitinka. Jis palieka neužpildytą 4 s posluoksnį, o kitame subapvale yra penki elektronai, nes šiuo neįprastu atveju tai yra šiek tiek mažesnė energijos konfigūracija, nei numatyta taisyklėse. Kitos išimtys yra varis ir sidabras.
Naudoja
Nepaisant išimčių, Aufbau principas yra naudingas chemijos kursuose, kuriuose studentai atranda pagrindines taisykles apie atominę struktūrą ir elementų savybes. Diagrama arba diagrama gali būti naudojama norint parodyti, kaip principas veikia įvairiems pavyzdiniams elementams. Paprastai tai rodo apvalkalus, pokerius ir orbitales taip, kad aiškiai parodytų, kaip jie užpildomi.