az Aufbau-elv (a német Aufbau-tól, “felépítés, Építés”) fontos része volt Bohr eredeti elektron-konfigurációs koncepciójának. Meg lehet állapítani, hogy:
legfeljebb két elektront helyeznek a pályákba az orbitális energia növelésének sorrendjében: a legalacsonyabb energiájú pályákat kitöltik, mielőtt az elektronokat magasabb energiájú pályákba helyezik.
az atomi pályák kitöltésének hozzávetőleges sorrendje, az 1s-től a 7p-ig terjedő nyilak után., (A 7P után a sorrend a diagram tartományán kívüli pályákat tartalmazza, kezdve a 8s-vel.)
az elv nagyon jól működik (az atomok földi állapotai esetében) az első 18 elem esetében, majd a következő 100 elemnél csökkenően jól. Az Aufbau-elv modern formája a Madelung uralma (vagy Klechkowski uralma) által adott orbitális energiák sorrendjét írja le. Ezt a szabályt először Charles Janet állította 1929 – ben, Erwin Madelung fedezte fel 1936-ban, majd később V. M. elméleti indoklását adta., Klechkowski:
- Elektronpályák tele vannak a sorrend a növekvő n+l;
- , Ahol két elektronpályák azonos értékű, n+l, tele vannak annak érdekében, hogy növeljük n.
Ez meghozta a következő végzést kitöltése az elektronpályák:
1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p, (8, 5g, 6f, 7d, 8p, valamint 9s)
ebben A listában az elektronpályák zárójelben nem laknak a földi állam a legnehezebb atom már ismert (Og, Z = 118).,
az Aufbau-elv módosított formában alkalmazható az atommagban lévő protonokra és neutronokra, mint a nukleáris fizika és a nukleáris kémia shell modelljében.
Periodic tableEdit
elektron konfigurációs táblázat
a periódusos rendszer formája szorosan kapcsolódik az elemek atomjainak elektronkonfigurációjához., Például a 2. csoport összes elemének ns2 elektronkonfigurációja van (ahol inert gázkonfiguráció van), kémiai tulajdonságaikban pedig jelentős hasonlóságok vannak. Általánosságban elmondható, hogy a periódusos rendszer periodicitása a periódusos blokkok szempontjából egyértelműen az elektronok számának köszönhető (2, 6, 10, 14…) S, P, d és f alhéj kitöltésére volt szükség.
a legkülső elektronhéjat gyakran “valenciahéjnak” nevezik, és (az első közelítéshez) meghatározzák a kémiai tulajdonságokat., Emlékeztetni kell arra, hogy a kémiai tulajdonságok hasonlóságait több mint egy évszázaddal az elektronkonfiguráció gondolata előtt megjegyezték. Nem világos, hogy Madelung szabálya milyen mértékben magyarázza (nem egyszerűen leírja) a periódusos táblázatot, bár egyes tulajdonságok (például az átmeneti fémek első sorában a közös +2 oxidációs állapot) nyilvánvalóan eltérőek lennének az orbitális töltés eltérő sorrendjével.,
az Aufbau-elv hiányosságai
az Aufbau-elv egy alapvető posztulátumon nyugszik, hogy az orbitális energiák sorrendje rögzített, mind egy adott elem, mind a különböző elemek között; mindkét esetben ez csak megközelítőleg igaz. Úgy véli, hogy az atompályák a rögzített energia “dobozai”, amelyekbe két elektront lehet elhelyezni, nem több. Az atomi orbitális “elektron” energiája azonban az atom (vagy ion, vagy molekula stb.)., Nem létezik” egyelektron-megoldás ” egynél több elektron rendszerére, csak olyan sokelektron-oldatok halmaza, amelyeket nem lehet pontosan kiszámítani (bár matematikai közelítések állnak rendelkezésre, például a Hartree–Fock módszer).
az a tény, hogy az Aufbau-elv közelítésen alapul, abból a tényből látható, hogy egyáltalán szinte rögzített töltési sorrend van, hogy egy adott héjon belül az S-orbitális mindig a p-pályák előtt van kitöltve., Egy olyan hidrogénszerű atomban, amelynek csak egy elektronja van, az S-orbitális és a p-orbitális egyazon héjnak pontosan ugyanolyan energiája van, nagyon jó közelítés külső elektromágneses mezők hiányában. (Egy valódi hidrogénatomban azonban az energiaszinteket kissé felosztják a mag mágneses mezője, valamint a Bárány eltolódásának kvantumelektrodinamikai hatásai.)
az átmeneti metálok Ionizációjaszerkesztés
az Aufbau-elv naiv alkalmazása jól ismert paradoxonhoz (vagy látszólagos paradoxonhoz) vezet az átmeneti fémek alapvető kémiájában., A kálium és a kalcium az átmeneti fémek előtti periódusos rendszerben jelenik meg, elektronkonfigurációjuk 4s1, illetve 4S2, azaz a 4s-orbitális a 3D-orbitális előtt van kitöltve. Ez összhangban van Madelung szabályával, mivel a 4S-orbitális n + l = 4 (n = 4, l = 0), míg a 3D-orbitális N+l = 5 (n = 3, l = 2). A kalcium után az átmeneti fémek (Sc-Zn) első sorozatának legtöbb semleges atomja két 4S elektronral rendelkezik, de két kivétel van. A króm és a réz elektronkonfigurációja 3D5 4s1, illetve 3d10 4s1, azaz, egy elektron átment a 4S-orbitális egy 3D-orbitális generálni egy félig töltött vagy töltött subshell. Ebben az esetben a szokásos magyarázat az, hogy “a félig töltött vagy teljesen kitöltött alhéj különösen stabil elektronok elrendezése”. Ezt azonban a tények nem támasztják alá, mivel a tungsten (W) D4s2 konfigurációval rendelkezik, nem pedig d5s1 konfigurációval, a niobium (Nb) pedig rendellenes d4s1 konfigurációval rendelkezik, amely nem ad félig töltött vagy teljesen kitöltött alhéjat.,
Ez a jelenség csak akkor Paradox, ha feltételezzük, hogy az atompályák energiarendszerét a nukleáris töltés vagy az elektronok jelenléte nem befolyásolja más pályákon. Ha ez lenne a helyzet, a 3d-orbitális volna ugyanaz az energia, mint a 3p-orbitális, mint a hidrogén, de egyértelműen nem. Nincs különleges oka annak, hogy a Fe2+ – ion kellett volna ugyanaz az elektron konfiguráció, mint a króm-atom, tekintettel arra, hogy a vas van még két proton van a mag, mint a króm, illetve, hogy a kémia a két faj nagyon különböző., Melrose és Eric Scerri a Hartree-Fock-féle atomszerkezet-számítási módszer két elektron-repulziós integráljával elemezték az orbitális energia változásait orbitális foglalkozásokkal. A közelmúltban Scerri azzal érvelt, hogy ellentétben azzal, amit a források túlnyomó többsége tartalmaz, beleértve a korábbi cikk címét a témáról, a 4S helyett a 3D orbitálok valójában inkább elfoglaltak.,
kémiai környezetben a konfigurációk még jobban megváltozhatnak:a Th3+, mivel a csupasz ion konfigurációja 5f1, de a legtöbb TIII vegyületben a tóriumatom 6d1 konfigurációval rendelkezik. Leginkább a különböző konfigurációk szuperpozíciója van jelen. Például a rézfémet nem írja le jól sem a 3d104s1, sem a 3d94s2 konfiguráció, de meglehetősen jól jellemzi az első 90% – os hozzájárulását, a második 10% – os hozzájárulását., Valójában a látható fény már elegendő az elektronok gerjesztéséhez a legtöbb átmeneti fémben, és gyakran folyamatosan “áramlik” különböző konfigurációkon keresztül, amikor ez megtörténik(a réz és csoportja kivétel).
hasonló ionszerű 3dx4s0 konfigurációk fordulnak elő az egyszerű kristálymező-elmélet által leírt átmeneti fémkomplexekben, még akkor is, ha a fém oxidációs állapota 0. Például a króm-hexakarbonil krómatomként (nem ionként) írható le, amelyet hat szén-monoxid-ligandum vesz körül., A központi krómatom elektronkonfigurációját 3D6-nak írják le, a hat elektron kitölti a három alacsonyabb energiájú d pályát a ligandumok között. A másik két D pálya nagyobb energiában van a ligandumok kristálymezője miatt. Ez a kép összhangban van azzal a kísérleti ténnyel, hogy a komplex diamágneses, ami azt jelenti, hogy nincs párosítatlan elektronja. A molekuláris orbitális elmélet pontosabb leírásában azonban a hat elektron által elfoglalt d-szerű pályák már nem azonosak a szabad atom d pályáival.,
egyéb kivételek Madelung szabálya alól
Több kivétel van Madelung szabálya alól a nehezebb elemek között, és mivel az atomszám növekszik, egyre nehezebb olyan egyszerű magyarázatokat találni, mint például a félig töltött alhéjak stabilitása. A kivételek nagy részét Hartree-Fock számításokkal lehet megjósolni, amelyek hozzávetőleges módszer a többi elektron orbitális energiákra gyakorolt hatásának figyelembevételére., Minőségi szempontból például láthatjuk, hogy a 4D elemek a legnagyobb koncentrációban vannak a Madelung anomáliákban, mivel a 4d–5s rés kisebb, mint a 3d–4s és az 5d–6s rések.
a nehezebb elemek esetében figyelembe kell venni a speciális relativitáselméletnek az atomi pályák energiáira gyakorolt hatásait is, mivel a belső héjú elektronok a fénysebességhez közeledő sebességgel mozognak. Általában ezek a relativisztikus hatások általában csökkentik az S-pályák energiáját a többi atomi pályához képest., Ez az oka annak, hogy a 6d elemek előre, hogy nem Madelung anomáliák eltekintve lawrencium (amelyre relativisztikus hatások stabilizálása, a p1/2 orbitális is, mert a kihasználtság a földi állam), mint a relativitás lép közbe, hogy a 7-es elektronpályák alacsonyabb az energia, mint a 6d is.
az alábbi táblázat a földi állapot konfigurációját mutatja az orbitális kihasználtság szempontjából, de nem mutatja a földi állapotot az orbitális energiák sorrendjében, spektroszkópikusan meghatározva., Például az átmeneti fémekben a 4S orbitális nagyobb energiával rendelkezik, mint a 3d orbitális; a lantánidokban a 6s magasabb, mint a 4f és 5d. a földi állapotok az elemek Elektronkonfigurációiban láthatók (adatoldal). Ez azonban a töltéstől is függ: a Ca atomnak 4S-rel alacsonyabb energiája van, mint a 3D-nek, de a Ca2+ kation energiája 3D-vel alacsonyabb, mint a 4s. a gyakorlatban a Madelung szabály által előrejelzett konfigurációk legalább közel vannak a talaj állapotához, még ezekben az anomális esetekben is., A lantánum, az aktínium és a tórium üres F pályái hozzájárulnak a kémiai kötéshez, akárcsak az átmeneti fémek üres p pályái.
Üres s, d, f elektronpályák kimutatták, kifejezetten, mint néha megtörtént, hogy hangsúlyozzák, a töltés érdekében, valamint annak tisztázása, hogy még elektronpályák üres a föld állami (pl. lantán 4f vagy palládium 5s) lehet foglalt kötés a kémiai vegyületek. (Ugyanez igaz a p-pályákra is, amelyeket nem mutatnak kifejezetten, mert valójában csak a gázfázisú földi állapotokban vannak elfoglalva.,td> 4s1 3d10
The various anomalies have no relevance to chemistry., Így például a neodímium általában +3 oxidációs állapotot képez, annak konfigurációja ellenére 4f45d06s2, amely ha naiv módon értelmezik, stabilabb +2 oxidációs állapotot javasol, amely csak a 6s elektronok elvesztésének felel meg. Ezzel szemben az 5f36d17s2 típusú urán a + 3 oxidációs állapotban sem nagyon stabil, inkább a +4 és +6 értéket részesíti előnyben.
a hassiumon túli elemek elektronhéj-konfigurációját még nem ellenőrizték empirikusan, de várhatóan kivétel nélkül követik Madelung szabályát a 120 elemig., A 121 elemnek 8S2 5G0 6f0 7D0 8P1 rendellenes konfigurációval kell rendelkeznie, p-vel, nem g elektronral. Az elektronkonfigurációk ezen túl kísérleti jellegűek, és az előrejelzések különböznek a modellek között, de a Madelung szabálya várhatóan lebomlik az 5G, 6f, 7d és 8p1/2 pályák energiájának közelsége miatt.
