¿Qué es el principio de Aufbau?
El principio de Aufbau dicta la forma en que se llenan los electrones en los orbitales atómicos de un átomo en su estado básico.
Afirma que los electrones se llenan en los orbitales atómicos en el orden creciente del nivel de energía del orbital. Según el principio de Aufbau, los orbitales atómicos disponibles con los niveles de energía más bajos se ocupan antes que los que tienen niveles de energía más altos.
La palabra “Aufbau” tiene raíces alemanas y puede traducirse aproximadamente como “construir” o “acumular”. A continuación se muestra un diagrama que ilustra el orden de ocupación de los orbitales atómicos. Aquí, “n” se refiere al número cuántico principal y “l” es el número cuántico azimutal.
El principio de Aufbau puede utilizarse para comprender la ubicación de los electrones en un átomo y sus correspondientes niveles de energía. Por ejemplo, el carbono tiene 6 electrones y su configuración electrónica es 1s22s22p2.
Es importante tener en cuenta que cada orbital puede contener un máximo de dos electrones (según el principio de exclusión de Pauli). Además, la forma en que los electrones se llenan en los orbitales de un mismo subespacio debe seguir la regla de Hund, es decir, cada orbital de un subespacio determinado debe estar ocupado por electrones de forma individual antes de que dos electrones se emparejen en un orbital.
Características más destacadas del principio de Aufbau
- Según el principio de Aufbau, los electrones ocupan primero los orbitales cuya energía es la más baja. Esto implica que los electrones entran en los orbitales que tienen energías más altas sólo cuando los orbitales con energías más bajas se han llenado completamente.
- El orden en que aumenta la energía de los orbitales puede determinarse con la ayuda de la regla (n+l), en la que la suma de los números cuánticos principal y azimutal determina el nivel de energía del orbital.
- Los valores más bajos de (n+l) corresponden a energías orbitales más bajas. Si dos orbitales comparten valores (n+l) iguales, se dice que el orbital con el valor n más bajo tiene una energía más baja asociada.
- El orden en que los orbitales se llenan de electrones es: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p, etc.
Excepciones
La configuración electrónica del cromo es [Ar]3d54s1 y no [Ar]3d44s2 (como sugiere el principio de Aufbau). Esta excepción se atribuye a varios factores, como la mayor estabilidad que proporcionan las subcubiertas semillenas y la brecha energética relativamente baja entre las subcubiertas 3d y 4s.
La brecha energética entre las distintas subcubiertas se ilustra a continuación.
Las subcubiertas semillenas presentan menores repulsiones electrón-electrón en los orbitales, lo que aumenta la estabilidad. Del mismo modo, las subcubiertas completamente llenas también aumentan la estabilidad del átomo. Por lo tanto, las configuraciones electrónicas de algunos átomos desobedecen el principio de Aufbau (dependiendo de la brecha energética entre los orbitales).
Por ejemplo, el cobre es otra excepción a este principio con una configuración electrónica correspondiente a [Ar]3d104s1. Esto puede explicarse por la estabilidad que proporciona una subcélula 3d completamente llena.
Configuración electrónica según el principio de Aufbau
Escribir la configuración electrónica del azufre
- El número atómico del azufre es 16, lo que implica que tiene un total de 16 electrones.
- Según el principio de Aufbau, dos de estos electrones están presentes en la subcapa 1s, ocho de ellos están presentes en la subcapa 2s y 2p, y los restantes están distribuidos en las subcapas 3s y 3p.
- Por lo tanto, la configuración electrónica del azufre puede escribirse como 1s22s22p63s23p4.
Escribir la configuración electrónica del nitrógeno
- El elemento nitrógeno tiene 7 electrones (ya que su número atómico es 7).
- Los electrones se llenan en los orbitales 1s, 2s y 2p.
- La configuración electrónica del nitrógeno puede escribirse como 1s22s22p3