Aufbau의 원리와 설명, 예



그 Aufbau의 원리 이론적으로 요소의 전자 구성을 예측하는 데 유용한 가이드로 구성됩니다. 단어 아우 바우 독일어 동사 "빌드"를 나타냅니다. 이 원리에 의해 규정 된 규칙은 "원자를 만드는 것을 돕는다".

가설적인 원자 구조에 대해서 말할 때, 전자는 독점적으로 전자를 의미하며, 차례로 증가하는 양성자 수와 함께 진행됩니다. 양성자는 화학 원소의 원자 번호 Z를 정의하고, 핵에 각각 첨가 된 양전하의 증가를 보상하기 위해 전자가 추가됩니다.

양성자가 원자핵에 합류하는 확립 된 순서를 따르지는 않았지만, 전자는 일련의 조건을 따르므로 더 낮은 에너지의 원자의 영역을 우선적으로 차지하며, 특히 우주에서 그들을 발견 할 확률이 높은 영역 더 큰 : 궤도 함수.

Aufbau 원칙은 다른 전자 채우기 규칙 (Pauli 제외 원칙 및 Hund 규칙)과 함께 전자가 전자 구름에 추가되어야하는 순서를 수립하는 데 도움이됩니다. 이러한 방식으로 특정 화학 원소의 전자 배치를 지정할 수 있습니다.

색인

  • 1 개념과 설명
    • 1.1 레이어 및 하위 레이어
    • 1.2 Pauli의 배제 원칙과 Hund의 지배
  • 2 예
    • 2.1 탄소
    • 2.2 산소
    • 2.3 칼슘
  • 3 Aufbau 원칙의 한계
  • 4 참고 

개념과 설명

원자가 마치 양파 인 것으로 간주된다면, 주 양자 수 n에 의해 결정되는이 층의 유한 양이 될 것입니다.

그 너머에는, 그 형태가 방위각과 자기의 양자 수에 의존하는 부층이있다..

궤도는 첫 번째 3 개의 양자 수에 의해 식별되는 반면, 네 번째는 전자의 궤도를 나타내는 지표로 끝납니다. 그 다음 전자가 회전하는 원자의이 영역에서 가장 안쪽 층에서 가장 바깥 쪽 : 원자가 층, 모든 에너지 중 가장 활발한 층.

그렇다면 전자가 어떤 순서로 오비탈을 채워야합니까? Aufbau 원리에 따르면, 그들은 증가하는 값 (n + 1)에 따라 할당되어야한다..

또한, 서브 층 (n + 1) 내에서 전자는 가장 낮은 에너지 값을 갖는 서브 층을 점유해야한다; 즉, n의 가장 작은 값을 차지합니다..

이러한 구성 규칙에 따라, Madelung은 원자의 전자 구성을 구성하는 데 도움이되는 대각선 화살표를 추적하는 시각적 방법을 개발했습니다. 일부 교육 분야에서는이 방법을 비법이라고도합니다..

레이어 및 하위 레이어

첫 번째 이미지는 전자 구성을 얻기위한 그래픽 방식을 보여 주지만 두 번째 이미지는 각각의 Madelung 방식입니다. 가장 활기찬 레이어는 상단에 위치하고 가장 에너지가 적은 레이어는 아래쪽에 있습니다..

왼쪽에서 오른쪽으로, 해당 주 에너지 레벨의 하위 레이어 s, p, d 및 f가 "통과"됩니다. 대각선 화살표로 표시된 각 단계의 (n + l) 값을 계산하는 방법은 무엇입니까? 예를 들어 1s 궤도의 경우이 계산은 2s 궤도 (2 + 0 = 2)와 3p 궤도 (3 + 1 = 4)에 대해 (1 + 0 = 1).

이 계산의 결과로 이미지가 생성됩니다. 따라서, 현재 사용 가능하지 않다면, 각 궤도에 대해 (n + 1)을 결정하고, 가장 낮은 값 (n + 1)에서 최대 값까지의 전자로 궤도를 채우기 시작한다.

그러나 Madelung 방법을 사용하면 전자 구성을 매우 쉽게 만들 수 있으며 주기율표를 배우는 사람들에게 즐거운 활동이됩니다.

파울리의 배제 원칙과 룬트 통치

Madelung 방법은 하위 계층의 궤도를 나타내지 않습니다. 그것들을 고려할 때 Pauli의 배타 원리는 어떤 전자도 다른 전자와 같은 양자 수를 가질 수 없다고 말합니다. 또는 무엇이 같은지, 한 쌍의 전자는 양 또는 음의 회전을 가질 수 없다..

즉, 양자의 스핀 수는 같을 수 없으므로 동일한 궤도를 차지하기 위해 스핀이 일치해야합니다..

반면에, 궤도의 충전은 에너지가 퇴화되는 방식으로 이루어져야한다 (Hund의 법칙). 이것은 궤도의 모든 전자가 페어링되지 않도록 유지함으로써 이루어지며, 한 쌍의 산소를 (산소와 같이).

예제들

다음 예는 Aufbau의 원리에 대한 전체적인 개념을 요약 한 것이다..

탄소

전자 구성을 결정하려면 먼저 원자 번호 Z와 전자 수를 알아야합니다. 탄소는 Z = 6이므로, Madelung 방법을 통해 오비탈에서 6 개의 전자를 찾을 필요가 있습니다.

화살표는 전자에 해당합니다. 2 개의 전자를 가진 1s 및 2s 오비탈을 채운 후에, 나머지 두 전자는 차이에 의해 2p 오비탈에 할당됩니다. 이것은 훈트의 규칙이 어떻게 나타나는지입니다 : 두 개의 퇴화 된 궤도와 하나의 비어있는 궤도.

산소

산소에는 Z = 8이 있기 때문에 탄소와 달리 두 개의 전자가 추가됩니다. 이 전자들 중 하나는 빈 2p 궤도에 놓여 야하고 다른 하나는 쌍을 이루어 첫 번째 쌍을 형성해야하며 화살표는 아래를 향하게해야합니다. 결과적으로 Pauli의 배제 원칙이 여기에 드러납니다..

칼슘

칼슘에는 20 개의 전자가 있으며, 궤도는 같은 방법으로 채워집니다. 채우기 순서는 다음과 같습니다. 1s-2s-2p-3s-3p-4s.

3d 궤도를 먼저 채우는 대신 전자가 4s를 차지한다는 것을 알 수 있습니다. 이것은 전이 금속을 열기 전에 발생하며 내부 레이어 3d를 채우는 요소.

Aufbau 원칙의 한계

Aufbau 원리는 많은 전이 금속 및 희토류 원소 (란타 노이드 및 악티늄)의 전자 배열을 예측하지 못한다..

이것은 ns와 (n-1) d 오비탈 간의 에너지 차이가 ​​낮기 때문입니다. 양자 역학에 의해 뒷받침 된 이유 때문에, 전자는 ns 궤도로부터 전자를 사라지거나 없애는 비용으로 궤도 함수 (n-1) d를 퇴화시키는 것을 선호 할 수있다.

유명한 예로는 구리의 경우가 있습니다. Aufbau 원리에 의해 예측 된 전자 구성은 1s22 초22p63 대23p64 대23d9, 실험적으로 1s로 표시되었을 때22 초22p63 대23p64 대13d10.

첫 번째 경우 단독 전자는 3d 궤도에서 짝을 이루지 못하며 두 번째 궤도에서는 3d 오비탈의 모든 전자가 짝을 이룬다..

참고 문헌

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