Princípio do Conceito e Explicação do Aufbau, Exemplos

O Princípio do Aufbau Consiste em um guia útil para prever teoricamente a configuração eletrônica de um elemento. Palavra aufbau refere-se ao verbo alemão "construir". As regras ditadas por este princípio são destinadas a "ajudar a construir o átomo".

Quando se fala da hipotética construção atômica, ela se refere exclusivamente aos elétrons, que, por sua vez, andam de mãos dadas com o crescente número de prótons. Os prótons definem o número atômico Z de um elemento químico, e para cada um adicionado ao núcleo é adicionado um elétron para compensar esse aumento da carga positiva.

Embora pareça que os prótons não seguem uma ordem estabelecida para se unir ao núcleo do átomo, os elétrons seguem uma série de condições, de modo que ocupam primeiro as regiões do átomo de baixa energia, especificamente aquelas onde a probabilidade de encontrá-las no espaço É maior: os orbitais.

O princípio Aufbau, juntamente com outras regras eletrônicas de preenchimento (o princípio de exclusão de Pauli e a regra Hund), ajuda a estabelecer a ordem na qual os elétrons devem ser adicionados à nuvem eletrônica; Desta forma, é possível atribuir uma configuração eletrônica de um elemento químico específico.

Índice

• 1 Conceito e explicação
  • 1.1 Camadas e subcamadas
  • 1.2 Princípio de exclusão de Pauli e regra de Hund
• 2 exemplos
  • 2.1 Carbono
  • 2.2 Oxigênio
  • 2.3 Cálcio
• 3 Limitações do princípio Aufbau
• 4 referências

Conceito e explicação

Se o átomo fosse considerado uma cebola, um número finito de camadas seria encontrado dentro dele, determinado pelo número quântico principal n.

Além, dentro deles, estão as subcamadas, cujas formas dependem dos números quânticos azimutal e magnético m.

Os orbitais são identificados pelos três primeiros números quânticos, enquanto o quarto, o do spin, indica em qual orbital o elétron será localizado. É então nessas regiões do átomo onde os elétrons giram, das camadas mais internas para as mais externas: a camada de valência, a mais energética de todas.

Em caso afirmativo, em que ordem os elétrons deveriam preencher os orbitais? De acordo com o princípio Aufbau, eles devem ser atribuídos de acordo com o valor crescente (n + l).

Além disso, dentro das subcamadas (n + l), os elétrons devem ocupar a subcamada com o menor valor de energia; em outras palavras, eles ocupam o menor valor de n.

Seguindo essas regras de construção, Madelung desenvolveu um método visual que consiste em traçar setas diagonais, que ajudam a construir a configuração eletrônica de um átomo. Em algumas esferas educacionais, esse método também é conhecido como o método da chuva.

Camadas e subcamadas

A primeira imagem ilustra um método gráfico para obter as configurações eletrônicas, enquanto a segunda imagem é o respectivo método de Madelung. As camadas mais energéticas estão localizadas no topo e as menos energéticas estão no sentido descendente.

Da esquerda para a direita, as subcamadas s, p, d e f dos seus principais níveis de energia correspondentes são "transitadas". Como calcular o valor de (n + l) para cada passo marcado pelas setas diagonais? Por exemplo, para o orbital 1s este cálculo é igual a (1 + 0 = 1), para o orbital 2s (2 + 0 = 2) e para o orbital 3p (3 + 1 = 4).

O resultado desses cálculos origina a construção da imagem. Portanto, se não estiver disponível, é suficiente determinar (n + l) para cada orbital, começando a preencher os orbitais com os elétrons daquele com o menor valor de (n + l) até o valor máximo.

No entanto, o uso do método Madelung facilita enormemente a construção da configuração eletrônica e a torna uma atividade divertida para aqueles que estão aprendendo a tabela periódica.

Princípio de exclusão de Pauli e regra de Hund

O método Madelung não indica os orbitais das subcamadas. Levando-os em consideração, o princípio de exclusão de Pauli afirma que nenhum elétron pode ter os mesmos números quânticos que outro; ou o que é o mesmo, um par de elétrons não pode ter os dois giros positivos ou negativos.

Isso significa que seus números quânticos de spins não podem ser iguais e, portanto, devem coincidir com seus spins para ocupar o mesmo orbital.

Por outro lado, o preenchimento dos orbitais deve ser feito de tal forma que eles sejam degenerados em energia (regra de Hund). Isto é conseguido mantendo todos os elétrons dos orbitais desemparelhados, até que seja estritamente necessário emparelhar um par destes (como no caso do oxigênio).

Exemplos

Os exemplos a seguir resumem todo o conceito do princípio de Aufbau.

Carbono

Para determinar sua configuração eletrônica, primeiro o número atômico Z deve ser conhecido e, portanto, o número de elétrons. O carbono tem Z = 6, então você tem que localizar seus 6 elétrons nos orbitais pelo método Madelung:

As setas correspondem aos elétrons.Depois de preencher os orbitais 1s e 2s, cada um com dois elétrons, os dois elétrons restantes são atribuídos aos orbitais 2p por diferença. É assim que se manifesta a regra de Hund: dois orbitais degenerados e um vazio.

Oxigênio

O oxigênio tem Z = 8, então tem dois elétrons adicionais, ao contrário do carbono. Um desses elétrons deve ser colocado no orbital 2p vazio e o outro deve ser emparelhado para formar o primeiro par, com a seta apontando para baixo. Consequentemente, o princípio da exclusão de Pauli se manifesta aqui.

Cálcio

O cálcio tem 20 elétrons, e os orbitais também são preenchidos com o mesmo método. A ordem de preenchimento é a seguinte: 1s-2s-2p-3s-3p-4s.

Pode-se notar que, em vez de preencher o orbital 3d primeiro, os elétrons ocupam os 4s. Isso acontece antes de abrir os metais de transição, elementos que preenchem a camada interna 3d.

Limitações do princípio Aufbau

O princípio Aufbau não consegue prever as configurações eletrônicas de muitos metais de transição e elementos de terras raras (lantanídeos e actinídeos).

Isso ocorre porque as diferenças de energia entre os orbitais ns e (n-1) d são baixos. Devido a razões apoiadas pela mecânica quântica, os elétrons podem preferir degenerar os orbitais (n-1) d ao custo de desaparecer ou desalojar elétrons do orbital ns.

Um exemplo famoso é o caso do cobre. Sua configuração eletrônica prevista pelo princípio Aufbau é 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d⁹, quando experimentalmente foi mostrado que é 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s¹3d¹⁰.

No primeiro, um elétron solitário é desemparelhado em um orbital 3d, enquanto no segundo todos os elétrons dos orbitais 3d são emparelhados.

Referências 

1. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (15 de junho de 2017). Definição do Princípio de Aufbau. Retirado de: thoughtco.com
2. Prof. N. De Leon. (2001). O Princípio Aufbau. Retirado de: iun.edu
3. Química 301. Princípio de Aufbau. Retirado de: ch301.cm.utexas.edu
4. Hozefa Arsiwala e teacherlookup.com. (1 de junho de 2017). Em Profundidade: Princípio Aufbau Com Exemplos. Retirado de: teacherlookup.com
5. Whitten, Davis, Peck & Stanley. Química (8a ed.). CENGAGE Learning, p 199-203.
6. Goodphy (27 de julho de 2016). Esquema de Madelung. [Figura] Retirado de: commons.wikimedia.org