PRINCIPIO DI AUFBAU: CONCETTO E SPIEGAZIONE, ESEMPI - CHIMICA - 2024

Il principio di Aufbau è una guida utile 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 di ipotetica costruzione atomica, ci si riferisce esclusivamente agli elettroni, che a loro volta vanno di pari passo con il crescente numero di protoni. I protoni definiscono il numero atomico Z di un elemento chimico e per ciascuno di essi aggiunto al nucleo viene aggiunto un elettrone per compensare questo aumento di carica positiva.

Sebbene sembri che i protoni non seguano un ordine stabilito per unirsi al nucleo dell'atomo, gli elettroni seguono una serie di condizioni, in modo tale da occupare prima le regioni dell'atomo con energia inferiore, in particolare quelle in cui la probabilità di trovarli nello spazio è maggiore: gli orbitali.

Il principio di 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 dovrebbero essere aggiunti alla nuvola di elettroni; In questo modo è possibile assegnare una configurazione elettronica di un determinato elemento chimico.

Concetto e spiegazione

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

Più avanti, al loro interno, si trovano le subshell, le cui forme dipendono dai numeri azimutali l e quantici magnetici m.

Gli orbitali sono identificati dai primi tre numeri quantici, mentre il quarto, lo spin s, finisce ad indicare in quale orbitale si troverà l'elettrone. È quindi in queste regioni dell'atomo che ruotano gli elettroni, dagli strati più interni a quelli più esterni: lo strato di valenza, il più energetico di tutti.

Stando così le cose, in quale ordine gli elettroni dovrebbero riempire gli orbitali? Secondo il principio Aufbau, devono essere assegnati in base al valore crescente (n + l).

Allo stesso modo, all'interno delle subshell (n + l) gli elettroni devono occupare la subshell 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 disegnare frecce diagonali, che aiutano a costruire la configurazione elettronica di un atomo. In alcuni ambiti educativi questo metodo è noto anche 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 in alto e i meno energetici sono nella direzione verso il basso.

Da sinistra a destra vengono “transitati” i sottostrati s, p, d e f dei corrispondenti livelli energetici principali. Come calcolare il valore di (n + l) per ogni passaggio contrassegnato 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 dà origine alla costruzione dell'immagine. Pertanto, se non è disponibile a portata di mano, è sufficiente determinare (n + l) per ogni orbitale, iniziando a riempire gli orbitali di elettroni da quello con il valore più piccolo di (n + l) a quello con il valore massimo.

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

Il principio di esclusione di Pauli e la regola di Hund

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

Ciò significa che i loro numeri quantici di spin s non possono essere gli stessi e, quindi, i loro giri devono accoppiarsi quando occupano lo stesso orbitale.

D'altra parte, il riempimento degli orbitali deve essere fatto in modo tale che siano degenerati in energia (regola di Hund). Ciò si ottiene mantenendo spaiati tutti gli elettroni negli orbitali, fino a quando non è strettamente necessario accoppiarne una coppia (come con l'ossigeno).

Esempi

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

Carbonio

Per determinare la sua configurazione elettronica, è necessario prima conoscere il numero atomico Z e quindi il numero di elettroni. Il carbonio ha Z = 6, quindi i suoi 6 elettroni devono essere localizzati negli orbitali usando il metodo Madelung:

Le frecce corrispondono agli elettroni. Dopo che gli orbitali 1s e 2s sono stati riempiti, ciascuno con due elettroni, agli orbitali 2p vengono assegnati per differenza i due elettroni rimanenti. La regola di Hund si manifesta così: due orbitali degeneri e uno vuoto.

Ossigeno

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

Calcio

Il calcio ha 20 elettroni e gli orbitali vengono ancora 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 4s. Ciò si verifica prima di lasciare il posto ai metalli di transizione, elementi che riempiono lo strato 3d interno.

Limitazioni del principio Aufbau

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

Questo perché le differenze energetiche tra gli orbitali ns e (n-1) d sono basse. Per ragioni supportate dalla meccanica quantistica, gli elettroni possono preferire la degenerazione degli orbitali (n-1) d al costo di annullare o rimuovere gli elettroni dall'orbitale ns.

Un famoso esempio è il caso del rame. La sua configurazione elettronica prevista dal principio di Aufbau è 1s ² 2s ² 2p ⁶ 3s ² 3p ⁶ 4s ² 3d ⁹ , quando sperimentalmente è stato dimostrato essere 1s ² 2s ² 2p ⁶ 3s ² 3p ⁶ 4s ¹ 3d ¹⁰ .

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

Riferimenti

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