Principio di Aufbau Concetto e spiegazione, esempi

il Principio di Aufbau Consiste in un'utile guida per prevedere teoricamente la configurazione elettronica di un elemento. La parola Aufbau si riferisce al verbo tedesco "costruire". Le regole dettate da questo principio hanno lo scopo di "aiutare a costruire l'atomo".

Quando si parla dell'ipotetica costruzione atomica, si riferisce esclusivamente agli elettroni, che a loro volta vanno di pari passo con il numero crescente di protoni. I protoni definiscono il numero atomico Z di un elemento chimico e per ciascun aggiunto al nucleo viene aggiunto un elettrone per compensare questo aumento della carica positiva.

Anche se sembra che i protoni non seguano un ordine stabilito per unirsi al nucleo dell'atomo, gli elettroni seguono una serie di condizioni, in modo che occupino prima le regioni dell'atomo di energia inferiore, in particolare quelle in cui la probabilità di trovarle nello spazio È più grande: gli orbitali.

Il principio Aufbau, insieme ad altre regole di riempimento elettronico (il principio di esclusione di Pauli e la regola di Hund), aiuta a stabilire l'ordine in cui gli elettroni devono essere aggiunti alla nuvola elettronica; In questo modo, è possibile assegnare una configurazione elettronica di un elemento chimico specifico.

indice

• 1 Concetto e spiegazione
  • 1.1 Livelli e sottolivelli
  • 1.2 Principio di esclusione di Pauli e regola di Hund
• 2 esempi
  • 2.1 Carbon
  • 2.2 Ossigeno
  • 2.3 Calcio
• 3 Limitazioni del principio Aufbau
• 4 riferimenti

Concetto e spiegazione

Se l'atomo fosse considerato una cipolla, si troverebbe al suo interno un numero finito di strati, determinato dal numero quantico principale n.

Oltre, al loro interno, ci sono i sottolivelli, le cui forme dipendono dai numeri quantici azimutali e magnetici m.

Gli orbitali sono identificati dai primi tre numeri quantici, mentre il quarto, quello della rotazione, indica in quale orbitale si trova l'elettrone. È allora in queste regioni dell'atomo dove ruotano gli elettroni, dagli strati più interni a quelli più esterni: lo strato di valenza, il più energico di tutti.

In tal caso, in che ordine gli elettroni devono riempire gli orbitali? Secondo il principio Aufbau, devono essere assegnati in base al valore crescente (n + l).

Inoltre, all'interno dei sottolivelli (n + l) gli elettroni devono occupare il sottolivello con il valore di energia più basso; in altre parole, occupano il valore più basso di n.

Seguendo queste regole di costruzione, Madelung ha sviluppato un metodo visivo che consiste nel tracciare frecce diagonali, che aiutano a costruire la configurazione elettronica di un atomo. In alcune sfere educative questo metodo è anche conosciuto come metodo della pioggia.

Strati e sottolivelli

La prima immagine illustra un metodo grafico per ottenere le configurazioni elettroniche, mentre la seconda immagine è il rispettivo metodo Madelung. Gli strati più energetici si trovano nella parte superiore e quelli meno energetici sono nella direzione verso il basso.

Da sinistra a destra i sottotitoli s, p, def dei corrispondenti livelli di energia principali sono "transitati". Come calcolare il valore di (n + l) per ogni passo segnato dalle frecce diagonali? Ad esempio, per l'orbitale 1s questo calcolo è uguale a (1 + 0 = 1), per l'orbitale 2s (2 + 0 = 2) e per l'orbitale 3p (3 + 1 = 4).

Il risultato di questi calcoli origina la costruzione dell'immagine. Pertanto, se non è disponibile a portata di mano, è sufficiente determinare (n + l) per ciascun orbitale, iniziando a riempire gli orbitali con gli elettroni da quello con il valore più basso di (n + l) al valore massimo.

Tuttavia, l'uso del metodo Madelung facilita enormemente la costruzione della configurazione elettronica e lo rende un'attività divertente per coloro che stanno imparando la tavola periodica.

Principio di esclusione di Pauli e regola di Hund

Il metodo Madelung non indica gli orbitali dei sottolivelli. Prendendo in considerazione, il principio di esclusione di Pauli afferma che nessun elettrone può avere gli stessi numeri quantici di un altro; o che cosa è lo stesso, una coppia di elettroni non può avere entrambi gli spin positivi o negativi.

Ciò significa che i loro numeri quantici di spin non possono essere uguali e, pertanto, devono corrispondere ai loro spin per occupare lo stesso orbitale.

D'altra parte, il riempimento degli orbitali deve essere fatto in modo tale da essere degenerati in energia (regola di Hund). Ciò si ottiene mantenendo tutti gli elettroni degli orbitali spaiati, fino a quando non è strettamente necessario accoppiare un paio di questi (come con l'ossigeno).

Esempi

I seguenti esempi riassumono l'intero concetto del principio di Aufbau.

carbonio

Per determinare la sua configurazione elettronica, prima deve essere noto il numero atomico Z e quindi il numero di elettroni. Il carbonio ha Z = 6, quindi devi localizzare i suoi 6 elettroni negli orbitali con il metodo Madelung:

Le frecce corrispondono agli elettroni.Dopo aver riempito gli orbitali 1 e 2, ciascuno con due elettroni, i due elettroni rimanenti sono assegnati agli orbitali 2p per differenza. Ecco come si manifesta la regola di Hund: due orbitali degenerati e uno vuoto.

ossigeno

L'ossigeno ha Z = 8, quindi ha due elettroni aggiuntivi, a differenza del carbonio. Uno di questi elettroni deve essere posto nell'orbitale 2p vuoto, e l'altro deve essere accoppiato per formare la prima coppia, con la freccia rivolta verso il basso. Di conseguenza, il principio dell'esclusione di Pauli si manifesta qui.

calcio

Il calcio ha 20 elettroni e anche gli orbitali sono riempiti con lo stesso metodo. L'ordine di riempimento è il seguente: 1s-2s-2p-3s-3p-4s.

Si può notare che, invece di riempire prima l'orbitale 3d, gli elettroni occupano i 4 secondi. Ciò accade prima di aprire i metalli di transizione, elementi che riempiono lo strato interno 3d.

Limitazioni del principio Aufbau

Il principio Aufbau non riesce a prevedere le configurazioni elettroniche di molti metalli di transizione e di elementi di terre rare (lantanidi e attinidi).

Questo perché le differenze di energia tra gli orbitali ns e (n-1) d sono basse. A causa di ragioni supportate dalla meccanica quantistica, gli elettroni potrebbero preferire degenerare gli orbitali (n-1) d al costo di scomparire o spostare gli elettroni dall'orbitale ns.

Un esempio famoso è il caso del rame. La sua configurazione elettronica prevista dal principio Aufbau è 1s²2s²2p⁶3S²3p⁶4s²3d⁹, quando sperimentalmente è stato dimostrato che è 1s²2s²2p⁶3S²3p⁶4s¹3d¹⁰.

Nel primo caso un elettrone solitario è spaiato in un orbitale 3d, mentre nel secondo tutti gli elettroni degli orbitali 3d sono accoppiati.

riferimenti 

1. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (15 giugno 2017). Aufbau Principle Definition. Tratto da: thoughtco.com
2. Prof. N. De Leon. (2001). Il principio di Aufbau. Tratto da: iun.edu
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