concept de principe Aufbau et explications, des exemples



Le Principe d'Aufbau Il s'agit d'un guide utile pour prédire théoriquement la configuration électronique d'un élément. Mot aufbau il se réfère au verbe allemand "construire". Les règles dictées par ce principe visent à "aider à construire l'atome".

En parlant de la construction atomique hypothétique, elle se réfère exclusivement aux électrons, qui à leur tour vont de pair avec le nombre croissant de protons. Les protons définissent le numéro atomique Z d'un élément chimique et, pour chaque ajout au noyau, un électron est ajouté pour compenser cette augmentation de la charge positive.

Bien qu'il semble que les protons ne suivent pas un ordre établi pour rejoindre le noyau de l'atome, les électrons suivent une série de conditions, de sorte qu'ils occupent d'abord les régions de l'atome d'énergie inférieure, en particulier celles où la probabilité de les trouver dans l'espace. C'est plus grand: les orbitales.

Le principe Aufbau, associé à d'autres règles de remplissage électronique (le principe d'exclusion de Pauli et la règle de Hund), permet d'établir l'ordre dans lequel les électrons doivent être ajoutés au nuage électronique; De cette manière, il est possible d’attribuer une configuration électronique à un élément chimique spécifique.

Index

  • 1 Concept et explication
    • 1.1 Calques et sous-couches
    • 1.2 Principe d'exclusion de Pauli et règle de Hund
  • 2 exemples
    • 2.1 Carbone
    • 2.2 oxygène
    • 2.3 Calcium
  • 3 Limites du principe Aufbau
  • 4 références

Concept et explication

Si l'atome était considéré comme un oignon, on en trouverait un nombre fini, déterminé par le nombre quantique principal n.

Au-delà, à l'intérieur d'eux, se trouvent les sous-couches dont les formes dépendent des nombres quantiques azimutaux et magnétiques m.

Les orbitales sont identifiées par les trois premiers nombres quantiques, tandis que la quatrième, celle du spin, indique dans quelle orbitale l'électron sera localisé. C'est alors dans ces régions de l'atome que les électrons tournent, des couches les plus internes aux plus externes: la couche de valence, la plus énergétique de toutes.

Si oui, dans quel ordre les électrons doivent-ils remplir les orbitales? Selon le principe Aufbau, ils doivent être attribués en fonction de la valeur croissante (n + l).

De même, dans les sous-couches (n + l), les électrons doivent occuper la sous-couche ayant la plus faible valeur énergétique; en d'autres termes, ils occupent la plus petite valeur de n.

En suivant ces règles de construction, Madelung a développé une méthode visuelle consistant à tracer des flèches diagonales qui permettent de construire la configuration électronique d'un atome. Dans certaines sphères éducatives, cette méthode est également appelée méthode de la pluie.

Calques et sous-couches

La première image illustre une méthode graphique pour obtenir les configurations électroniques, tandis que la seconde image est la méthode Madelung respective. Les couches les plus énergétiques sont situées en haut et les moins énergiques sont en bas.

De gauche à droite, les sous-couches s, p, d et f de leurs niveaux d'énergie principaux correspondants sont "transités". Comment calculer la valeur de (n + l) pour chaque étape marquée par les flèches diagonales? Par exemple, pour l'orbitale 1s, ce calcul est égal à (1 + 0 = 1), à l'orbitale 2s (2 + 0 = 2) et à l'orbitale 3p (3 + 1 = 4).

Le résultat de ces calculs est à l'origine de la construction de l'image. Par conséquent, s'il n'est pas disponible, il suffit de déterminer (n + l) pour chaque orbitale, en commençant à remplir les orbitales avec les électrons de la valeur la plus faible (n + l) à la valeur maximale.

Cependant, l'utilisation de la méthode Madelung facilite grandement la construction de la configuration électronique et en fait une activité divertissante pour ceux qui apprennent le tableau périodique.

Principe d'exclusion de Pauli et règle de Hund

La méthode Madelung n'indique pas les orbitales des sous-couches. En les prenant en considération, le principe d'exclusion de Pauli stipule qu'aucun électron ne peut avoir les mêmes nombres quantiques qu'un autre; ou ce qui est pareil, une paire d'électrons ne peut pas avoir les deux spins positifs ou négatifs.

Cela signifie que leurs nombres quantiques de spins ne peuvent pas être égaux et, par conséquent, doivent correspondre à leurs spins pour occuper la même orbitale.

D'autre part, le remplissage des orbitales doit se faire de manière à dégénérer en énergie (règle de Hund). Ceci est réalisé en gardant tous les électrons des orbitales non appariés, jusqu’à ce qu’il soit strictement nécessaire de les coupler (comme avec l’oxygène).

Des exemples

Les exemples suivants résument l'ensemble du concept du principe d'Aufbau.

Carbone

Pour déterminer sa configuration électronique, il faut d'abord connaître le numéro atomique Z, et donc le nombre d'électrons. Le carbone a Z = 6, il faut donc localiser ses 6 électrons dans les orbitales par la méthode de Madelung:

Les flèches correspondent aux électrons.Après avoir rempli les orbitales 1 et 2, chacune avec deux électrons, les deux électrons restants sont affectés aux orbitales 2p par différence. C'est ainsi que se manifeste la règle de Hund: deux orbitales dégénérées et une orbitale vide.

Oxygène

L'oxygène a Z = 8, donc il a deux électrons supplémentaires, contrairement au carbone. L'un de ces électrons doit être placé dans l'orbitale 2p vide et l'autre doit être apparié pour former la première paire, la flèche pointant vers le bas. Par conséquent, le principe de l'exclusion de Pauli se manifeste ici.

Calcium

Le calcium a 20 électrons, et les orbitales sont également remplies avec la même méthode. L'ordre de remplissage est le suivant: 1s-2s-2p-3s-3p-4s.

On peut remarquer qu'au lieu de remplir d'abord l'orbitale 3d, les électrons occupent les 4s. Cela se produit avant d'ouvrir les métaux de transition, éléments qui remplissent la couche interne en 3D.

Limites du principe Aufbau

Le principe d'Aufbau ne permet pas de prédire les configurations électroniques de nombreux métaux de transition et de terres rares (lanthanides et actinides).

En effet, les différences d'énergie entre les orbitales ns et (n-1) d sont faibles. Pour des raisons appuyées par la mécanique quantique, les électrons peuvent préférer dégénérer les orbitales (n-1) d au prix de la disparition ou de l’élimination des électrons de l’orbite ns.

Un exemple célèbre est le cas du cuivre. Sa configuration électronique prédite par le principe Aufbau est 1s22s22p63s23p64s23d9, quand expérimentalement il a été montré qu'il est 1s22s22p63s23p64s13d10.

Dans le premier, un électron solitaire est dissocié dans une orbitale 3D, tandis que dans le second, tous les électrons des orbitales 3D sont appariés.

Références 

  1. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (15 juin 2017). Aufbau Définition du principe. Tiré de: thoughtco.com
  2. Prof. N. De Leon. (2001). Le principe Aufbau. Tiré de: iun.edu
  3. Chimie 301. Principe Aufbau. Tiré de: ch301.cm.utexas.edu
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  5. Whitten, Davis, Peck & Stanley. Chimie (8ème éd.). CENGAGE Learning, p 199-203.
  6. Goodphy (27 juillet 2016). Schéma de Madelung. [Figure] Tiré de: commons.wikimedia.org