쌓음 원리는 이론적 요소의 전자 구성을 예측하는 유용한 가이드입니다. aufbau라는 단어는 독일어 동사 "to build"를 나타냅니다. 이 원칙에 의해 규정 된 규칙은 "원자를 만드는 데 도움이되는"것입니다.
가상의 원자 구성에 관해서는 전자만을 의미하며, 이는 차례로 증가하는 양성자 수와 함께 진행됩니다. 양성자는 화학 원소의 원자 번호 Z를 정의하며, 핵에 추가 된 각 원소에 대해 이러한 양전하 증가를 보상하기 위해 전자가 추가됩니다.
양성자가 원자핵에 합류하기 위해 확립 된 순서를 따르지 않는 것처럼 보이지만, 전자는 먼저 낮은 에너지로 원자 영역, 특히 공간에서 찾을 가능성이있는 영역을 차지하는 방식으로 일련의 조건을 따릅니다. 더 큽니다 : 궤도.
Aufbau 원리는 다른 전자 충전 규칙 (Pauli 배제 원리 및 Hund의 규칙)과 함께 전자 구름에 전자를 추가하는 순서를 설정하는 데 도움이됩니다. 이러한 방식으로 특정 화학 원소의 전자 구성을 할당 할 수 있습니다.
개념 및 설명
원자가 양파처럼 간주된다면, 그 안에 유한 한 수의 층이 발견 될 것이며, 이는 주 양자 수 n에 의해 결정됩니다.
그 안에는 그 모양이 방위각 l 및 자기 양자 수 m에 따라 달라지는 서브 쉘이 있습니다.
궤도는 처음 세 개의 양자 번호로 식별되며, 네 번째 인 스핀 s는 전자가 어느 궤도에 위치 할 것인지를 나타냅니다. 그런 다음 전자가 가장 안쪽 층에서 가장 바깥 쪽 층으로 회전하는 원자의 이러한 영역에 있습니다. 원자가 층은 가장 에너지가 많습니다.
그렇다면 전자는 어떤 순서로 궤도를 채워야할까요? Aufbau 원칙에 따라 증가하는 값 (n + l)에 따라 할당되어야합니다.
마찬가지로, 서브 쉘 (n + l) 내에서 전자는 가장 낮은 에너지 값으로 서브 쉘을 차지해야합니다. 즉, n의 가장 낮은 값을 차지합니다.
이러한 구성 규칙에 따라 Madelung은 원자의 전자 구성을 만드는 데 도움이되는 대각선 화살표를 그리는 시각적 방법을 개발했습니다. 일부 교육 분야에서는이 방법을 비 방법이라고도합니다.
레이어 및 하위 레이어
첫 번째 이미지는 전자 구성을 얻는 그래픽 방법을 보여주고 두 번째 이미지는 각각의 Madelung 방법입니다. 가장 에너지가 많은 층은 상단에 있고 가장 에너지가 적은 층은 아래쪽에 있습니다.
왼쪽에서 오른쪽으로 해당하는 주요 에너지 레벨의 하위 레이어 s, p, d 및 f가 "전달"됩니다. 대각선 화살표로 표시된 각 단계의 (n + l) 값을 계산하는 방법은 무엇입니까? 예를 들어, 1s 궤도의 경우이 계산은 (1 + 0 = 1), 2s 궤도 (2 + 0 = 2) 및 3p 궤도 (3 + 1 = 4)와 같습니다.
이러한 계산의 결과는 이미지 구성에서 비롯됩니다. 따라서 당장 사용할 수없는 경우 각 궤도에 대해 (n + l)을 결정하고 가장 작은 값 (n + l)을 가진 전자에서 최대 값을 가진 전자까지 궤도를 채우기 시작합니다.
그러나 Madelung 방법을 사용하면 전자 구성의 구성이 크게 촉진되고 주기율표를 배우는 사람들에게 재미있는 활동이됩니다.
Pauli의 배제 원칙과 Hund의 규칙
Madelung의 방법은 서브 쉘의 궤도를 나타내지 않습니다. 그것들을 고려할 때, Pauli 배제 원리는 어떤 전자도 다른 전자와 동일한 양자 수를 가질 수 없다고 말합니다. 또는 똑같은 것은 한 쌍의 전자가 양수 또는 음수 스핀을 모두 가질 수 없습니다.
이는 스핀 양자 수 s가 같을 수 없으므로 동일한 궤도를 차지할 때 스핀이 쌍을 이루어야 함을 의미합니다.
반면에 궤도를 채우는 것은 에너지가 퇴화되는 방식으로 이루어져야합니다 (Hund의 법칙). 이것은 (산소와 마찬가지로) 이들 쌍을 쌍으로 연결하는 것이 엄격하게 필요할 때까지 궤도의 모든 전자를 쌍으로 유지함으로써 달성됩니다.
예
다음 예는 Aufbau 원칙의 전체 개념을 요약합니다.
탄소
전자 구성을 결정하려면 먼저 원자 번호 Z를 알아야하며 따라서 전자 수를 알아야합니다. 탄소는 Z = 6이므로 Madelung 방법을 사용하여 6 개의 전자가 궤도에 있어야합니다.
화살표는 전자에 해당합니다. 1s와 2s 오비탈이 각각 두 개의 전자로 채워진 후 2p 오비탈은 나머지 두 전자의 차이에 의해 할당됩니다. 따라서 Hund의 규칙이 나타납니다. 두 개의 퇴화 궤도와 하나는 비어 있습니다.
산소
산소는 Z = 8이므로 탄소와 달리 두 개의 추가 전자가 있습니다. 이 전자 중 하나는 빈 2p 궤도에 배치되어야하고 다른 하나는 화살표가 아래를 가리키는 첫 번째 쌍을 형성하기 위해 쌍을 이루어야합니다. 결과적으로 Pauli 배제 원칙이 여기에 나타납니다.
칼슘
칼슘에는 20 개의 전자가 있으며 궤도는 여전히 동일한 방법으로 채워져 있습니다. 채우기 순서는 1s-2s-2p-3s-3p-4s입니다.
3d 궤도를 먼저 채우는 대신 전자가 4를 차지한다는 것을 알 수 있습니다. 이것은 내부 3D 레이어를 채우는 요소 인 전이 금속을 만들기 전에 발생합니다.
Aufbau 원리의 한계
Aufbau 원리는 많은 전이 금속과 희토류 원소 (란타나 이드 및 악티늄 족)의 전자 구성을 예측하지 못합니다.
이는 ns 및 (n-1) d 궤도 간의 에너지 차이가 낮기 때문입니다. 양자 역학에 의해 뒷받침되는 이유로 전자는 ns 궤도에서 전자를 취소하거나 분리하는 대가로 (n-1) d 궤도를 퇴화시키는 것을 선호 할 수 있습니다.
유명한 예는 구리의 경우입니다. Aufbau 원리에 의해 예측되는 전자 구성은 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 9 이며, 실험적으로 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 10 으로 나타났습니다 .
첫 번째는 고독한 전자가 3d 궤도에서 짝을 이루지 않는 반면 두 번째는 3d 궤도의 모든 전자가 쌍을 이룹니다.
참고 문헌
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