Principio de Aufbau: significado y funcionamiento.

El principio de Aufbau es un método para explicar la disposición de los electrones dentro de los átomos de diferentes elementos químicos. La teoría atómica puede ser compleja y difícil, pero este principio proporciona un conjunto simple de reglas que pueden explicar las configuraciones electrónicas de la gran mayoría de elementos. El término proviene de una palabra alemana que significa “construcción” y se refiere a la forma en que se agregan electrones a los átomos que van de elementos más ligeros a más pesados. El principio no es perfecto y hay algunas excepciones, pero es una herramienta muy útil para aprender sobre la estructura atómica.

El principio de Aufbau se suele enseñar en las clases de química.

Conchas, subcapas y orbitales

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Para comprender el principio de Aufbau, es necesario observar primero la estructura del átomo. Se puede decir que los electrones orbitan el núcleo cargado positivamente ; sin embargo, existen ciertas reglas que dictan cómo se pueden organizar. En el modelo generalmente aceptado, ocupan capas , que pueden considerarse concéntricas, alrededor del núcleo. Dentro de estas hay subcapas , dentro de las cuales hay orbitales . Un orbital describe el espacio habitado por un electrón.

El principio de Aufbau es un método que explica la disposición de los electrones dentro de los átomos de diferentes elementos, incluido el cloro, que tiene 17 electrones en tres capas.

Las conchas se numeran 1, 2, 3, etc., en orden de distancia creciente desde el núcleo – y niveles de energía en aumento – y los números también indican cuántas subcapas pueden tener. Las subcapas están etiquetadas como s, p, d y f, en el orden general de la energía que poseen los electrones en los orbitales que contienen. Cada uno tiene un número máximo de orbitales que puede contener: s tiene solo uno, p tiene tres, d tiene cinco yf tiene siete, y cada orbital puede contener un máximo de dos electrones. Todos los orbitales dentro de una subcapa tienen el mismo nivel de energía.

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Esto se resume en la siguiente tabla:

Conchas, subcapas y orbitales
Cascarón Subshell Orbitales Electrones máximos
1s 12
2 s1 2
– pag3 6
3 s1 2
– pag3 6
– D5 10
4 s1 2
– pag3 6
– D5 10
– F7 14

Esto muestra, por ejemplo, que el shell 3 tiene un subshell s, ap y ad. Cuando esté completamente lleno, tendrá un total de 2 + 6 + 10 = 18 electrones. La configuración electrónica de un elemento se puede escribir, por ejemplo, como:

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1s 2 2s 2 2p 1

que es el elemento número cinco, boro. Esto muestra el número de capa seguido de la letra de la subcapa, con el número de electrones que contiene en superíndice.

Construyendo los elementos

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Es posible imaginar la construcción de elementos progresivamente más pesados ??agregando electrones, comenzando con el elemento más liviano, el hidrógeno (1s 1 ). A medida que se agregan electrones, llenan los orbitales dentro de las subcapas dentro de las capas. Es una regla general que cualquier sistema adoptará la configuración que tenga la menor energía. Si bien esta es una regla muy simple, determinar la disposición de energía más baja y explicar las configuraciones puede implicar muchas complicaciones debido a las interacciones entre partículas. Los electrones, naturalmente, tenderán a llenar los orbitales de menor energía antes que los de mayor energía, y el principio de Aufbau busca explicar cómo sucede esto.

Las normas

El principio de Aufbau tiene solo tres reglas:

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Electrons will fill orbitals in increasing order of energy — that is, they will fill the lowest energy orbitals first. Since all the orbitals in a given subshell have the same energy level, they must all be filled before the next subshell starts to fill.
Each orbital can contain a maximum of two electrons, and these must have opposite spins.
Where there are two or more orbitals available with the same energy level, none of them will be filled until they all have an electron. In other words, electrons will try to distribute themselves evenly across the available orbitals of the same energy wherever possible.

In the case of the simplest element, hydrogen, its one electron sits in an orbital in the s subshell. The next element, helium, has a second electron that goes into the same orbital: 1s2. The orbital, the s subshell and shell 1 are all now full. Lithium, with three electrons, has the same configuration as helium, but with an extra electron in the s subshell of shell 2, as that is the lowest energy orbital available: 1s22s1.

Skipping a couple of elements, carbon, with six electrons, has a 1s22s22p2 configuration: both the s subshells are filled, so the two remaining electrons go into the p subshell. They will go into different orbitals, according to the third rule of the Aufbau principle.

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Exceptions

As elements get heavier, their arrangements of orbitals become more complex, and, sometimes, the interactions between electrons can produce exceptions to the Aufbau principle. The rules hold true until element number 24, chromium. This is one of a handful of elements that do not quite conform. It leaves its 4s subshell unfilled, while there are five electrons in the next subshell, because, in this unusual instance, it is a slightly lower energy configuration than that predicted by the rules. Other exceptions are copper and silver.

Uses

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Despite the exceptions, the Aufbau principle is useful in chemistry courses where students discover the fundamental rules about the atomic structure and properties of elements. A chart or diagram may be used to show how the principle works for various example elements. This will usually show the shells, subshells and orbitals in a way that clearly illustrates how they are filled.