PRINCIPI D'AUFBAU: CONCEPTE I EXPLICACIÓ, EXEMPLES - QUIMICA - 2025

El principi d'Aufbau consisteix d'una guia útil per predir teòricament la configuració electrònica d'un element. La paraula Aufbau es refereix a el verb alemany "construir". Les regles dictades per aquest principi tenen com a propòsit "ajudar a construir l'àtom".

Quan es parla de la hipotètica construcció atòmica, es refereix exclusivament als electrons, els quals al seu torn van de la mà de el creixent nombre de protons. Els protons defineixen el nombre atòmic Z d'un element químic, i per cada un agregat a l'nucli s'afegeix un electró per compensar aquest increment de la càrrega positiva.

Encara que sembli que els protons no segueixin un ordre establert per incorporar-se a l'nucli de l'àtom, els electrons sí segueixen una sèrie de condicions, de manera que ocupin primerament les regions de l'àtom de menor energia, específicament aquelles on la probabilitat de trobar-los en l'espai és més gran: els orbitals.

El principi d'Aufbau, juntament amb altres regles d'ompliment electrònic (el principi d'exclusió de Pauli i la regla de Hund), ajuda a establir quin és l'ordre en què els electrons han d'addicionar al núvol electrònica; d'aquesta manera, és possible assignar una configuració electrònica pròpia d'un determinat element químic.

Concepte i explicació

Si es considerés l'àtom com si fos una ceba, es trobaria dins d'aquest una quantitat finita de capes, determinades pel nombre quàntic principal n.

Més enllà, a l'interior de les mateixes, es troben les subcapes, les formes depenen dels nombres quàntics azimutal li magnètic m.

Els orbitals estan identificats pels tres primers números quàntics, mentre que el quart, el de l'espín s, acaba d'assenyalar en quin orbital l'electró s'ubicarà. És llavors en aquestes regions de l'àtom on giren els electrons, des de les capes més internes a la més externa: la capa de valència, la més energètica de totes.

Sent així, ¿en quin ordre han de els electrons omplir els orbitals? D'acord amb el principi d'Aufbau, s'han d'assignar en funció de la valor creixent (n + l).

Així mateix, dins de les subcapes (n + l) els electrons han d'ocupar la sub-capa amb el menor valor d'energia; en altres paraules, ocupen la de menor valor de n.

Seguint aquestes regles de construcció, Madelung va desenvolupar un mètode visual que consisteix a traçar fletxes diagonals, les quals ajuden a construir la configuració electrònica d'un àtom. En algunes esferes educatives aquest mètode també es coneix com el mètode de la pluja.

Capes i subcapes

La primera imatge il·lustra un mètode gràfic per obtenir les configuracions electròniques, mentre que la segona imatge és el respectiu mètode de Madelung. Les capes més energètiques se situen al cim i les menys energètiques estan en direcció cap avall.

D'esquerra a dreta es "transiten" les subcapes s, p, dif de les seves corresponents nivells energètics principals. Com calcular el valor d'(n + l) per a cada graó marcat per les fletxes diagonals? Per exemple, per l'orbital 1s aquest càlcul és igual a (1 + 0 = 1), per l'orbital 2s (2 + 0 = 2), i per l'orbital 3p (3 + 1 = 4).

El resultat d'aquests càlculs origina la construcció de la imatge. Per tant, si no està disponible a la mà, només cal determinar (n + l) per a cada orbital, començant a omplir els orbitals amb els electrons des del qual té el menor valor de (n + l) fins al de l'màxim valor.

No obstant això, l'ús de l'mètode de Madelung facilita molt la construcció de la configuració electrònica i ho fa una activitat entretinguda per a aquells que estan aprenent la taula periòdica.

Principi d'exclusió de Pauli i regla de Hund

El mètode de Madelung no indica els orbitals de les subcapes. Tenint-los en consideració, el principi d'exclusió de Pauli afirma que cap electró pot tenir els mateixos nombres quàntics que un altre; o el que és igual, un parell d'electrons no pot tenir dos espins positius o negatius.

Això vol dir que els seus números quàntics de spins s no poden ser iguals i, per tant, han apariar les seves espines a l'ocupar un mateix orbital.

D'altra banda, l'ompliment dels orbitals s'ha de fer de tal manera que estiguin degenerats en energia (regla de Hund). Això s'aconsegueix mantenint desaparellats tots els electrons dels orbitals, fins que sigui estrictament necessari apariar un parell d'aquests (com passa amb l'oxigen).

exemples

Els següents exemples resum tot el concepte plantejat de el principi d'Aufbau.

carboni

Per determinar la seva configuració electrònica, primerament s'ha de conèixer el nombre atòmic Z, i així, el nombre d'electrons. El carboni té Z = 6, per la qual cosa cal situar els seus 6 electrons en els orbitals mitjançant el mètode de Madelung:

Les fletxes corresponen als electrons. Després omplir-se les orbitals 1s i 2s, cada un amb dos electrons, als orbitals 2p per diferència se'ls assignen els dos restants electrons. Es manifesta així la regla de Hund: dos orbitals degenerats i un de buit.

oxigen

L'oxigen té Z = 8, per la qual cosa compta amb dos electrons addicionals a diferència de l'carboni. Un d'aquests electrons ha de col·locar-se en l'orbital 2p buit, i l'altre aparellar per formar el primer parell, amb la fletxa apuntant cap avall. En conseqüència, aquí es manifesta el principi d'exclusió de Pauli.

calci

El calci té 20 electrons, i igualment es prossegueix a omplir els orbitals amb el mateix mètode. L'ordre d'ompliment és el següent: 1s-2s-2p-3s-3p-4s.

Pot notar-se que, en lloc d'omplir primer l'orbital 3d, els electrons ocupen el 4s. Això passa abans d'obrir pas als metalls de transició, elements que sí que omplen la capa interna 3d.

Limitacions del principi d'Aufbau

El principi d'Aufbau falla a l'predir les configuracions electròniques de molts metalls de transició i dels elements de terres rares (lantànids i actínids).

Això es deu al fet que les diferències energètiques entre els orbitals ns i (n-1) d són baixes. A causa de raons sustentades per la mecànica quàntica, els electrons poden preferir degenerar els orbitals (n-1) d a el cost de desaparear o desallotjar els electrons de l'orbital ns.

Un exemple famós és el cas de l'coure. La seva configuració electrònica predita pel principi d'Aufbau és 1s ² 2s ² 2p ⁶ 3s ² 3p ⁶ 4s ² 3d ^setembre, quan experimentalment s'ha demostrat que és 1s ² 2s ² 2p ⁶ 3s ² 3p ⁶ 4s ¹ 3d ¹⁰.

A la primera un electró solitari queda desapareado en un orbital 3d, mentre que en la segona tots els electrons dels orbitals 3d estan aparellats.

referències

1. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (15 de juny del 2017). Aufbau Principle Definition. Pres de: thoughtco.com
2. Prof. N. De Leon. (2001). The Aufbau Principle. Pres de: iun.edu
3. Chemistry 301. Aufbau Principle. Pres de: ch301.cm.utexas.edu
4. Hozefa Arsiwala and teacherlookup.com. (01 de juny del 2017). In Depth: Aufbau Principle With Examples. Pres de: teacherlookup.com
5. Whitten, Davis, Peck & Stanley. Química. (8va ed.). Cengage Learning, pàg 199-203.
6. Goodphy. (27 de juliol 2016). Scheme of Madelung.. Pres de: commons.wikimedia.org