Principio de aufbau

Regla de aufbau

Cuando se discute la hipotética construcción atómica, se refiere exclusivamente a los electrones, que a su vez van de la mano con el creciente número de protones. Los protones definen el número atómico Z de un elemento químico, y por cada uno que se añade al núcleo se añade un electrón para compensar este aumento de carga positiva.

Aunque parece que los protones no siguen un orden determinado para incorporarse al núcleo del átomo, los electrones sí siguen una serie de condiciones, de modo que primero ocupan las regiones del átomo con menor energía, concretamente aquellas donde la probabilidad de encontrarlos en el espacio es mayor: los orbitales.

El principio de Aufbau, junto con otras reglas de llenado electrónico (el principio de exclusión de Pauli y la regla de Hund), ayuda a establecer el orden en que los electrones deben ser añadidos a la nube de electrones; de esta manera, es posible asignar una configuración electrónica específica a un elemento químico determinado.

Principio de aufbau explicación

Si el átomo se considerara como una cebolla, habría un número finito de capas dentro de él, determinado por el número cuántico principal n.

Más allá de éstas están las subcapas, cuyas formas dependen del número cuántico azimutal l y del número magnético m.

Los orbitales se identifican por los tres primeros números cuánticos, mientras que el cuarto, el espín s, termina indicando en qué orbital se ubicará el electrón. Es entonces en estas regiones del átomo donde los electrones giran, desde la capa más interna a la más externa: la capa de valencia, la más energética de todas.

Entonces, ¿en qué orden deberían los electrones llenar las órbitas? De acuerdo con el principio de Aufbau, deberían asignarse según el valor creciente (n+l).

Asimismo, dentro de las subcapas (n+l) los electrones deben ocupar la subcapa de menor valor energético, es decir, ocupan la de menor valor de n.

Siguiendo estas reglas de construcción, Madelung desarrolló un método visual que consiste en trazar flechas diagonales, que ayudan a construir la configuración electrónica de un átomo. En algunos ámbitos educativos este método también se conoce como el método de la lluvia.

Principio de aufbau

Las capas más energéticas están situadas en la parte superior y las menos energéticas están en dirección descendente.

De izquierda a derecha las subcapas s, p, d y f de sus correspondientes niveles de energía principal son «atravesadas». ¿Cómo se calcula el valor de (n+l) para cada paso marcado por las flechas diagonales? Por ejemplo, para el orbital 1s este cálculo es igual a (1+0=1), para el orbital 2s (2+0=2), y para el orbital 3p (3+1=4).

El resultado de estos cálculos conduce a la construcción de la imagen. Por lo tanto, si no se dispone de ella a mano, basta con determinar (n+l) para cada orbital, empezando a llenar los orbitales con los electrones desde el de menor valor de (n+l) hasta el de mayor valor.

Sin embargo, el uso del método de Madelung facilita la construcción de la configuración electrónica y la convierte en una actividad divertida para los que están aprendiendo la tabla periódica.

El principio de exclusión de Pauli y la regla de Hund

El método de Madelung no indica las órbitas de las subcapas. Tomándolos en consideración, el principio de exclusión de Pauli establece que ningún electrón puede tener los mismos números cuánticos que otro; o lo que es igual, un par de electrones no puede tener giros tanto positivos como negativos.

Esto significa que sus números cuánticos de espines no pueden ser los mismos, y por lo tanto deben emparejar sus espines ocupando el mismo orbital.

Por otra parte, el llenado de los orbitales debe hacerse de tal manera que se degeneren en energía (regla de Hund). Esto se logra manteniendo todos los electrones fuera de los orbitales, hasta que sea estrictamente necesario aparearlos (como sucede con el oxígeno).

Limitaciones del principio de Aufbau

El principio de Aufbau no logra predecir las configuraciones electrónicas de muchos metales de transición y elementos de tierras raras (lantánidos y actínidos).

Esto se debe a que las diferencias de energía entre los orbitales ns y (n-1)d son bajas. Por razones apoyadas por la mecánica cuántica, los electrones pueden preferir degenerar los orbitales (n-1)d a costa de disipar o desplazar los electrones del orbital ns.