Princípio de Aufbau: Conceito e Explicação, Exemplos

O princípio de Aufbau consiste em um guia útil para prever teoricamente a configuração eletrônica de um elemento. A palavra aufbau refere-se ao verbo alemão “build”. As regras ditadas por esse princípio visam “ajudar a construir o átomo”.

Ao falar sobre a construção atômica hipotética, refere-se 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, um elétron é adicionado para compensar esse aumento na carga positiva.

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Embora pareça que os prótons não sigam uma ordem estabelecida para entrar no núcleo do átomo, os elétrons seguem uma série de condições, de modo que primeiro ocupam as regiões do átomo de energia mais baixa, especificamente aquelas onde a probabilidade de encontrá-los no espaço É mais velho: os orbitais.

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

Conceito e explicação

Se o átomo fosse considerado uma cebola, seria encontrada uma quantidade finita de camadas, determinada pelo número quântico principal n.

Além deles, dentro delas, estão as sub-camadas, cujas formas dependem dos números quânticos azimutal e magnético m.

Os orbitais são identificados pelos três primeiros números quânticos, enquanto o quarto, o dos spin s, termina indicando em qual orbital o elétron estará localizado. É nessas regiões do átomo que os elétrons giram, das camadas mais interna para a mais externa: a camada de valência, a mais energética de todas.

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Assim, em que ordem os elétrons devem preencher os orbitais? De acordo com o princípio de Aufbau, eles devem ser atribuídos com base no valor crescente (n + l).

Além disso, dentro das sub-camadas (n + l), os elétrons devem ocupar a sub-camada 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 desenhar setas diagonais, que ajudam a construir a configuração eletrônica de um átomo. Em algumas esferas educacionais, esse método também é conhecido como método da chuva.

Camadas e subcamadas

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A primeira imagem ilustra um método gráfico para obter configurações eletrônicas, enquanto a segunda imagem é o respectivo método Madelung. As camadas mais energéticas estão localizadas na parte superior e as menos energéticas estão na direção descendente.

Da esquerda para a direita, as subcamadas s, p, def dos respectivos níveis principais de energia são “transitadas”. Como calcular o valor de (n + l) para cada etapa marcada pelas setas diagonais? Por exemplo, para o orbital 1s, esse 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 causa a construção da imagem. Portanto, se não estiver disponível, basta determinar (n + l) para cada orbital, começando a encher os orbitais com os elétrons dos quais ele tem o menor valor de (n + l) até o valor máximo.

No entanto, o uso do método Madelung facilita muito a construção da configuração eletrônica e a torna uma atividade divertida para quem está 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 rotações positivas ou negativas.

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Isso significa que seu número quântico de giros não pode ser o mesmo e, portanto, deve corresponder a seus giros ao ocupar o mesmo orbital.

Por outro lado, o preenchimento dos orbitais deve ser feito de maneira a degenerar em energia (regra de Hund). Isso é conseguido mantendo todos os elétrons orbitais ausentes, até que seja estritamente necessário emparelhar um par deles (como é o caso do oxigênio).

Exemplos

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

Carbono

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

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As setas correspondem aos elétrons. Depois de encher os orbitais 1s e 2s, cada um com dois elétrons, os orbitais 2p por diferença recebem os dois elétrons restantes. A regra de Hund é assim manifestada: dois orbitais degenerados e um vazio.

Oxigênio

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

Cálcio

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

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

Limitações do princípio de Aufbau

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

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Isso ocorre porque as diferenças de energia entre os orbitais ns e (n-1) d são baixas. Devido a razões apoiadas pela mecânica quântica, os elétrons podem preferir degenerar orbitais (n-1) d com o custo de desaparecer ou expulsar elétrons dos orbitais ns.

Um exemplo famoso é o caso do cobre. Sua configuração eletrônica prevista pelo princípio de Aufbau é 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 9 , quando foi provado experimentalmente ser 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 10 .

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

Referências

  1. Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (15 de junho de 2017). Definição do Princípio Aufbau. Retirado de: thoughtco.com
  2. N. De Leon. (2001) O princípio de 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 de Aufbau com exemplos. Retirado de: teacherlookup.com
  5. Whitten, Davis, Peck e 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

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