AUFBAU-PRINCIPE: CONCEPT EN UITLEG, VOORBEELDEN - CHEMIE - 2026

Het Aufbau-principe is een handige gids om theoretisch de elektronische configuratie van een element te voorspellen. Het woord aufbau verwijst naar het Duitse werkwoord "bouwen". De regels die door dit principe worden opgelegd, zijn bedoeld om "het atoom te helpen bouwen".

Wanneer we het hebben over de hypothetische atoomconstructie, verwijst het uitsluitend naar elektronen, die op hun beurt hand in hand gaan met het toenemende aantal protonen. Protonen bepalen het atoomnummer Z van een chemisch element, en voor elk toegevoegd aan de kern wordt een elektron toegevoegd om deze toename van positieve lading te compenseren.

Hoewel het lijkt alsof de protonen geen vaste volgorde volgen om zich bij de atoomkern te voegen, volgen de elektronen wel een reeks voorwaarden, zodanig dat ze eerst de gebieden van het atoom bezetten met lagere energie, met name die waar de kans ze in de ruimte te vinden is. is groter: de orbitalen.

Aufbau's principe, samen met andere elektronische vulregels (het Pauli-uitsluitingsprincipe en de Hund-regel), helpt om de volgorde vast te stellen waarin elektronen aan de elektronenwolk moeten worden toegevoegd; Op deze manier is het mogelijk om een ​​elektronische configuratie van een bepaald chemisch element toe te wijzen.

Concept en uitleg

Als het atoom zou worden beschouwd alsof het een ui was, zou er een eindig aantal lagen in worden gevonden, bepaald door het hoofdkwantumgetal n.

Verderop, binnenin, bevinden zich de subshells, waarvan de vormen afhankelijk zijn van de azimutale l en magnetische kwantumgetallen m.

De orbitalen worden geïdentificeerd door de eerste drie kwantumgetallen, terwijl de vierde, de rotaties, aangeeft in welke orbitaal het elektron zich zal bevinden. Het is dan in deze gebieden van het atoom waar de elektronen roteren, van de binnenste naar de buitenste: de valentie-laag, de meest energetische van allemaal.

Als dat het geval is, in welke volgorde moeten de elektronen de orbitalen vullen? Volgens het Aufbau-principe moeten ze worden toegewezen op basis van de toenemende waarde (n + l).

Evenzo moeten binnen de subshells (n + l) de elektronen de subshell met de laagste energiewaarde bezetten; met andere woorden, ze bezetten de laagste waarde van n.

Volgens deze constructieregels ontwikkelde Madelung een visuele methode die bestaat uit het tekenen van diagonale pijlen, die helpen bij het bouwen van de elektronische configuratie van een atoom. In sommige onderwijssferen wordt deze methode ook wel de regenmethode genoemd.

Lagen en sublagen

De eerste afbeelding illustreert een grafische methode om de elektronenconfiguraties te verkrijgen, terwijl de tweede afbeelding de respectievelijke Madelung-methode is. De meest energetische lagen bevinden zich bovenaan en de minst energetische zijn in neerwaartse richting.

Van links naar rechts worden de sublagen s, p, d en f van hun corresponderende hoofdenergieniveaus “doorgevoerd”. Hoe de waarde van (n + l) berekenen voor elke stap gemarkeerd door de diagonale pijlen? Voor de 1s-orbitaal is deze berekening bijvoorbeeld gelijk aan (1 + 0 = 1), voor de 2s-orbitaal (2 + 0 = 2) en voor de 3p-orbitaal (3 + 1 = 4).

Het resultaat van deze berekeningen komt voort uit de constructie van het beeld. Daarom, als het niet bij de hand is, bepaal dan eenvoudig (n + l) voor elke orbitaal, en begin de orbitalen te vullen met elektronen van degene met de kleinste waarde van (n + l) tot degene met de maximale waarde.

Het gebruik van de Madelung-methode vergemakkelijkt echter enorm de constructie van de elektronenconfiguratie en maakt het een vermakelijke activiteit voor degenen die het periodiek systeem leren.

Pauli's uitsluitingsprincipe en de regel van Hund

De methode van Madelung geeft niet de orbitalen van de subshells aan. Als we ze in aanmerking nemen, stelt het uitsluitingsprincipe van Pauli dat geen enkel elektron dezelfde kwantumgetallen kan hebben als een ander; of wat hetzelfde is, een paar elektronen kan niet zowel positieve als negatieve spins hebben.

Dit betekent dat hun spinkwantumnummers s niet hetzelfde kunnen zijn en daarom moeten hun spins paren wanneer ze dezelfde orbitaal bezetten.

Aan de andere kant moet het vullen van de orbitalen zo gebeuren dat ze in energie gedegenereerd zijn (regel van Hund). Dit wordt bereikt door alle elektronen in de orbitalen ongepaard te houden, totdat het strikt noodzakelijk is om een ​​paar hiervan te paren (zoals bij zuurstof).

Voorbeelden

De volgende voorbeelden vatten het hele concept van het Aufbau-principe samen.

Koolstof

Om de elektronische configuratie te bepalen, moet eerst het atoomnummer Z bekend zijn, en dus het aantal elektronen. Koolstof heeft Z = 6, dus zijn 6 elektronen moeten zich in de orbitalen bevinden met behulp van de Madelung-methode:

De pijlen komen overeen met de elektronen. Na het vullen van de 1s en 2s-orbitalen, elk met twee elektronen, worden de 2p-orbitalen per verschil toegewezen aan de twee resterende elektronen. De regel van Hund komt dus tot uiting: twee gedegenereerde orbitalen en één leeg.

Zuurstof

Zuurstof heeft Z = 8, dus het heeft twee extra elektronen in tegenstelling tot koolstof. Een van deze elektronen moet in de lege 2p-orbitaal worden geplaatst en de andere moet paren om het eerste paar te vormen, met de pijl naar beneden. Het uitsluitingsprincipe van Pauli komt hier dus tot uiting.

Calcium

Calcium heeft 20 elektronen en de orbitalen zijn nog steeds gevuld met dezelfde methode. De volgorde van vullen is als volgt: 1s-2s-2p-3s-3p-4s.

Opgemerkt kan worden dat, in plaats van eerst de 3d-orbitaal te vullen, de elektronen de 4s bezetten. Dit gebeurt voordat plaats wordt gemaakt voor overgangsmetalen, elementen die de binnenste 3d-laag vullen.

Beperkingen van het Aufbau-principe

Het Aufbau-principe kan de elektronische configuraties van veel overgangsmetalen en zeldzame aardelementen (lanthaniden en actiniden) niet voorspellen.

Dit komt doordat de energetische verschillen tussen de ns en (n-1) d orbitalen laag zijn. Om redenen die worden ondersteund door de kwantummechanica, kunnen elektronen er de voorkeur aan geven de (n-1) d-orbitalen te degenereren ten koste van het ongedaan maken of verdrijven van de elektronen uit de ns-orbitaal.

Een beroemd voorbeeld is het geval van koper. De elektronenconfiguratie die wordt voorspeld door het Aufbau-principe is 1s ² 2s ² 2p ⁶ 3s ² 3p ⁶ 4s ² 3d ⁹ , wanneer experimenteel is aangetoond dat dit 1s ² 2s ² 2p ⁶ 3s ² 3p ⁶ 4s ¹ 3d ^{10 is} .

In de eerste is een solitair elektron ongepaard in een 3d-orbitaal, terwijl in de tweede alle elektronen in de 3d-orbitalen gepaard zijn.

Referenties

1. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (15 juni 2017). Aufbau-principe definitie. Ontleend aan: thoughtco.com
2. Prof. N. De Leon. (2001). Het Aufbau-principe. Genomen uit: iun.edu
3. Chemistry 301. Aufbau-principe. Genomen uit: ch301.cm.utexas.edu
4. Hozefa Arsiwala en teacherlookup.com. (1 juni 2017). Diepgaand: Aufbau-principe met voorbeelden. Genomen uit: teacherlookup.com
5. Whitten, Davis, Peck & Stanley. Chemie. (8e ed.). CENGAGE Leren, p 199-203.
6. Goodphy. (27 juli 2016). Regeling van Madelung. . Ontleend aan: commons.wikimedia.org