AUFBAU原则：概念和解释，示例 - 化学

的构造原理是从理论上预测的元件的电子结构的有益的指导。“ aufbau”一词指的是德语动词“ build”。该原则所规定的规则旨在“帮助建立原子”。

当涉及假设的原子构造时，它仅指电子，而电子又与质子数量的增加并驾齐驱。质子定义了化学元素的原子序数Z，并且每添加一个原子核，就会添加一个电子，以补偿正电荷的这种增加。

尽管似乎质子没有遵循建立原子原子核的既定顺序，但电子确实遵循一系列条件，即电子首先以较低的能量占据原子的区域，特别是那些在空间中找到它们的概率更大：轨道。

Aufbau原理以及其他电子填充规则（Pauli排除原理和Hund规则）有助于确定将电子添加到电子云的顺序。这样，可以分配某种化学元素的电子结构。

概念与解释

如果认为该原子好像是一个洋葱，则在其中会发现由主量子数n决定的有限数量的层。

子壳的内部进一步取决于子壳的形状，子壳的形状取决于方位角l和磁量子数m。

轨道由前三个量子数标识，而第四个量子数自旋s结束，表明电子将位于哪个轨道。然后，正是在原子的这些区域中，电子从最内层到最外层旋转：化合价层，是所有能量中最活跃的。

既然如此，电子应该以什么顺序填充轨道？根据Aufbau原则，必须根据递增值（n + l）分配它们。

同样，在子壳（n + l）中，电子必须以最低的能量值占据子壳。换句话说，它们占据了n的最小值。

按照这些构造规则，Madelung开发了一种视觉方法，该方法包括绘制对角箭头，这有助于建立原子的电子构型。在某些教育领域，此方法也称为雨淋法。

第一幅图像说明了获得电子构型的图形方法，而第二幅图像是相应的马德隆方法。能量最高的层位于顶部，能量最低的层位于向下方向。

从左至右，其相应的主能级的子层s，p，d和f被“过渡”。如何计算由对角箭头标记的每一步的（n + l）值？例如，对于1s轨道，此计算等于（1 + 0 = 1），对于2s轨道（2 + 0 = 2），对于3p轨道（3 + 1 = 4）。

这些计算的结果源自图像的构造。因此，如果手头没有它，只需为每个轨道确定（n + l），就开始用从（n + l）的最小值到最大的电子填充电子。

但是，使用马德隆方法极大地促进了电子构型的构建，并使之成为学习周期表的人们的一项娱乐活动。

Madelung的方法未指示子壳的轨道。考虑到它们，保利排除原理指出，没有电子可以具有相同的量子数。或相同，一对电子不能同时具有正或负自旋。

这意味着它们的自旋量子数s不能相同，因此，当它们占据相同的轨道时它们的自旋必须成对。

另一方面，必须以使其能量退化的方式完成轨道的填充（洪德定律）。这是通过使轨道中的所有电子不成对实现的，直到严格必须将一对电子（如与氧配对）配对为止。

以下示例总结了Aufbau原理的整个概念。

为了确定其电子构型，首先必须知道原子序数Z，因此必须知道电子数。碳的Z = 6，因此必须使用马德隆方法将其6个电子置于轨道上：

箭头对应于电子。在1s和2s轨道分别充满两个电子之后，将2p轨道分配给其余两个电子。洪德定律因此得以体现：两个退化的轨道和一个空的轨道。

氧的Z = 8，因此与碳不同，它有两个额外的电子。这些电子中的一个必须放置在空的2p轨道中，另一个必须成对形成第一对，箭头指向下方。因此，此处体现了保利排除原则。

钙具有20个电子，并且仍然用相同的方法填充轨道。填充顺序如下：1s-2s-2p-3s-3p-4s。

可以注意到，电子没有先填充3d轨道，而是占据了4s。这发生在过渡金属填充之前，过渡金属确实填充了内部3d层。

Aufbau原理无法预测许多过渡金属和稀土元素（镧系元素和act系元素）的电子构型。

这是因为ns和（n-1）d轨道之间的能量差很小。出于量子力学支持的原因，电子可能更愿意以使电子从ns轨道撤消或脱离的代价来退化（n-1）d轨道。

铜就是一个著名的例子。通过Aufbau原理预测的其电子构型为1s ² 2s ² 2p ⁶ 3s ² 3p ⁶ 4s ² 3d ⁹，在实验中已显示为1s ² 2s ² 2p ⁶ 3s ² 3p ⁶ 4s ¹ 3d ¹⁰。

在第一个中，孤立的电子在3d轨道中不成对，而在第二个中，3d轨道中的所有电子都成对。