Das Aufbauprinzip ist eine Methode zur Erklärung der Anordnung von Elektronen innerhalb von Atomen verschiedener chemischer Elemente. Die Atomtheorie kann komplex und schwierig sein, aber dieses Prinzip bietet ein einfaches Regelwerk, das die Elektronenkonfigurationen der allermeisten Elemente erklären kann. Der Begriff kommt von einem deutschen Wort, das „ausbauen“ bedeutet und bezieht sich auf die Art und Weise, wie Elektronen zu Atomen hinzugefügt werden, die von leichteren zu schwereren Elementen übergehen. Das Prinzip ist nicht perfekt und es gibt einige Ausnahmen, aber es ist ein sehr nützliches Werkzeug, um die atomare Struktur zu lernen.
Schalen, Unterschalen und Orbitale
Um das Aufbauprinzip zu verstehen, muss man sich zunächst die Struktur des Atoms anschauen. Man kann sagen, dass die Elektronen den positiv geladenen Kern umkreisen; Es gibt jedoch bestimmte Regeln, die vorschreiben, wie sie angeordnet werden können. Im allgemein akzeptierten Modell besetzen sie Schalen, die man sich als konzentrisch vorstellen kann, um den Kern. Darin befinden sich Unterschalen, in denen sich Orbitale befinden. Ein Orbital beschreibt den von einem Elektron bewohnten Raum.
Schalen sind mit 1, 2, 3 usw. nummeriert, in der Reihenfolge zunehmender Entfernung vom Kern – und zunehmender Energieniveaus – wobei die Zahlen auch angeben, wie viele Unterschalen sie haben können. Die Unterschalen sind mit s, p, d und f bezeichnet, in der allgemeinen Reihenfolge der Energie, die die Elektronen in ihren Orbitalen besitzen. Jedes hat eine maximale Anzahl von Orbitalen, die es aufnehmen kann: s hat nur eins, p hat drei, d hat fünf und f hat sieben, und jedes Orbital kann maximal zwei Elektronen enthalten. Alle Orbitale innerhalb einer Unterschale haben das gleiche Energieniveau.
Dies ist in der folgenden Tabelle zusammengefasst:
Schalen, Unterschalen und Orbitale
Shell-Subshell-Orbitale Maximale Elektronenanzahl
1s 12
2 s1 2
— p3 6
3 s1 2
— p3 6
— d5 10
4 s1 2
— p3 6
— d5 10
— f7 14
Dies zeigt zum Beispiel, dass Shell 3 eine s-, ap- und ad-Subshell hat. Wenn es vollständig gefüllt ist, hätte es insgesamt 2 + 6 + 10 = 18 Elektronen. Die Elektronenkonfiguration für ein Element kann beispielsweise geschrieben werden als:
1s22s22p1
das ist Element Nummer fünf, Bor. Dies zeigt die Schalennummer gefolgt vom Buchstaben der Unterschale, wobei die Anzahl der darin enthaltenen Elektronen hochgestellt ist.
Konstruieren der Elemente
Man kann sich vorstellen, zunehmend schwerere Elemente durch Hinzufügen von Elektronen aufzubauen, beginnend mit dem leichtesten Element, Wasserstoff (1s1). Wenn Elektronen hinzugefügt werden, füllen sie Orbitale innerhalb von Unterschalen innerhalb von Schalen. Es ist eine allgemeine Regel, dass jedes System die Konfiguration mit der niedrigsten Energie einnimmt. Obwohl dies eine sehr einfache Regel ist, kann die Bestimmung der Anordnung mit der niedrigsten Energie und das Erklären der Konfigurationen aufgrund von Wechselwirkungen zwischen Teilchen mit vielen Komplikationen verbunden sein. Elektronen werden natürlich dazu neigen, die niederenergetischen Orbitale vor den höherenergetischen zu füllen, und das Aufbauprinzip versucht zu erklären, wie dies geschieht.
Die Regeln
Das Aufbauprinzip hat nur drei Regeln:
Elektronen füllen Orbitale in aufsteigender Energiereihenfolge – das heißt, sie füllen zuerst die Orbitale mit der niedrigsten Energie. Da alle Orbitale in einer gegebenen Unterschale das gleiche Energieniveau haben, müssen sie alle gefüllt sein, bevor sich die nächste Unterschale füllt.
Jedes Orbital kann maximal zwei Elektronen enthalten, und diese müssen entgegengesetzte Spins haben.
Wenn zwei oder mehr Orbitale mit demselben Energieniveau verfügbar sind, wird keines von ihnen gefüllt, bis sie alle ein Elektron haben. Mit anderen Worten, Elektronen werden versuchen, sich möglichst gleichmäßig auf die verfügbaren Orbitale gleicher Energie zu verteilen.
Beim einfachsten Element, Wasserstoff, sitzt sein einziges Elektron in einem Orbital in der s-Unterschale. Das nächste Element, Helium, hat ein zweites Elektron, das in dasselbe Orbital geht: 1s2. Das Orbital, die s-Unterschale und die Schale 1 sind jetzt alle voll. Lithium hat mit drei Elektronen die gleiche Konfiguration wie Helium, aber mit einem zusätzlichen Elektron in der s-Unterschale von Schale 2, da dies das Orbital mit der niedrigsten Energie ist: 1s22s1.
Wenn man einige Elemente überspringt, hat Kohlenstoff mit sechs Elektronen eine 1s22s22p2-Konfiguration: Beide s-Unterschalen sind gefüllt, sodass die beiden verbleibenden Elektronen in die p-Unterschale gehen. Sie werden nach der dritten Regel des Aufbauprinzips in verschiedene Orbitale gehen.
Ausnahmen
Je schwerer die Elemente werden, desto komplexer werden ihre Orbitalanordnungen, und manchmal können die Wechselwirkungen zwischen Elektronen Ausnahmen vom Aufbauprinzip erzeugen. Die Regeln gelten bis zum Element Nummer 24, Chrom. Dies ist eines der wenigen Elemente, die nicht ganz übereinstimmen. Es lässt seine 4s-Unterschale ungefüllt, während es in der nächsten Unterschale fünf Elektronen gibt, weil es in diesem ungewöhnlichen Fall eine etwas niedrigere Energiekonfiguration hat als die von den Regeln vorhergesagte. Weitere Ausnahmen sind Kupfer und Silber.
Verwendung
Trotz der Ausnahmen ist das Aufbauprinzip in Chemiekursen nützlich, in denen die Studierenden die grundlegenden Regeln über den atomaren Aufbau und die Eigenschaften von Elementen entdecken. Ein Diagramm oder Diagramm kann verwendet werden, um zu zeigen, wie das Prinzip für verschiedene Beispielelemente funktioniert. Dies zeigt normalerweise die Schalen, Unterschalen und Orbitale auf eine Weise, die deutlich macht, wie sie gefüllt sind.