Exemplo de Princípio AUFBAU

O princípio aufbau (composição) é um princípio da física atômica, que explica o arranjo dos elétrons em suas órbitas ao redor do núcleo do átomo.

Os vários estudos sobre a natureza e configuração do átomo, que nos permitem compreender as suas características, têm sido objeto de estudo de muitos investigadores. Entre eles, destaca-se o trabalho de Niels Bohr, físico dinamarquês, que aperfeiçoou o modelo atômico proposto por Ernest Rutherford.

Seu modelo tem as seguintes características: o núcleo do átomo ocupa o centro, enquanto o elétron gira em órbitas circulares. Explicar porque ele não perde energia na órbita circular, e levando em consideração as descobertas do comportamento das ondas e do mesmo tempo de partícula que os elétrons têm, ele considerou que os elétrons saltam de um nível de energia para outro, emitindo ou absorvendo Energia.

Você sabia que esses níveis orbitais são governados pela equação 2n²Em outras palavras, o número máximo de elétrons em uma órbita é igual a duas vezes o quadrado do número da órbita. Para os elementos conhecidos até o momento, temos 7 órbitas conhecidas, nas quais a órbita K possui 2 elétrons, a L, 8 elétrons; M tem 18 elétrons, N contém 32, O contém 50, P contém 72 e Q contém 98.

Também foi descoberto que os elétrons têm quatro números quânticos: o principal n, que indica sua distância do núcleo; o número quântico azimutal, l, que indica o orbital no qual um número quântico magnético m está localizado (s, p, d, f, etc), que determina sua trajetória dentro de um orbital, e um número de spin, s, que pode ser positivo ou negativo, com um valor de 1/2. Que dois elétrons no mesmo caminho (mesmos números n e l) não podem ter o mesmo número quântico magnético ou o mesmo número de spin ao mesmo tempo. Ou seja, dois elétrons em um átomo não podem ter todos os quatro números quânticos iguais (princípio de exclusão de Pauli)

Isso levou à conclusão de que, para diferentes elétrons coexistirem no mesmo nível orbital, os níveis a energética é dividida em subníveis, cada um dos quais, por sua vez, é dividido em orbitais que podem conter apenas um par de elétrons.

De acordo com essa observação, o nível de energia K contém apenas um subnível, denominado nível s, que pode ser ocupado por um ou dois elétrons.

O próximo nível, L, terá quatro subníveis eletrônicos: um nível s, chamado 2s, e um nível chamado 2p, que por sua vez é composto de três orbitais, chamados 2p_x, 2 P_Y e 2p_z. O terceiro nível terá os seguintes subníveis: 3s, 3p e 3d. O subnível 3d terá 5 orbitais, cada um deles ocupado por dois elétrons. Os níveis a seguir podem ter orbitais que serão adicionados, com as letras f, g, h e i.

A isso acrescentamos que, quando os elétrons não são suficientes para completar um nível de energia, eles são distribuídos nos orbitais. (Regra de Hund).

Esses subníveis e orbitais não são preenchidos aleatoriamente. Os elétrons nas órbitas são organizados preenchendo primeiro os níveis de energia inferiores e, em seguida, os níveis de energia superiores. Isso é representado graficamente, por isso é chamado de regra da serra ou das diagonais.

De acordo com as regras anteriores, os níveis orbitais dos primeiros 10 elementos da tabela periódica, representados da seguinte forma:

H: 1s¹
Ele: 1s²
Li: 1s² , 2s¹
Be: 1s² , 2s²
B: 1s² , 2s², 2 P¹ (1s² , 2s², [2 P_x¹)
C: 1s² , 2s², 2 P² (1s² , 2s², [2 P_x¹, 2 P_Y¹])
N: 1s² , 2s², 2 P³ (1s² , 2s², [2 P_x¹, 2 P_Y¹, 2 P_z¹])
O: 1s² , 2s², 2 P⁴ (1s² , 2s², [2 P_x², 2 P_Y¹, 2 P_z¹])
F: 1s² , 2s², 2 P⁵ (1s² , 2s², [2 P_x², 2 P_Y², 2 P_z¹])
Ne: 1s² , 2s², 2 P⁶ (1s² , 2s², [2 P_x², 2 P_Y², 2 P_z²])

Como vemos nesses exemplos, primeiro os níveis com menos energia são preenchidos, que neste caso são os níveis s, e depois o nível p.

Podemos observar também que a saturação dos níveis ocorre com os gases inertes Hélio e Néon.

Em muitas tabelas periódicas, encontramos como parte dos dados a estrutura eletrônica dos níveis de energia, e Resumindo, encontramos entre parênteses o elemento inerte anterior ao elemento e, em seguida, o resto dos níveis orbitais.

Por exemplo, no caso do sódio, podemos vê-lo representado de uma destas duas maneiras:

Na: 1s² , 2s², 2 P⁶, 3s¹
Na: [Ne], 3s¹

Agora, se olharmos o gráfico dos subníveis, veremos, por exemplo, que em elementos, como Potássio ou O cálcio, apesar de estar no nível 4, não ocupará o subnível 3d, pois possui energia superior nível 4s. Portanto, de acordo com a regra de Bohr, o nível 4s será ocupado primeiro, antes de 3d:

K: 1s² , 2s², 2 P⁶, 3s² , 3p⁶, 4s¹ - [Ar], 4s¹
Ca: 1s² , 2s², 2 P⁶, 3s² , 3p⁶, 4s² - [Ar], 4s²
Sc: 1s² , 2s², 2 P⁶, 3s² , 3p⁶, 4s¹, 3d¹ - [Ar], 4s¹, 3d¹
Ti: 1s² , 2s², 2 P⁶, 3s² , 3p⁶, 4s², 3d² - [Ar], 4s², 3d²

A sequência da ordem dos orbitais de acordo com o princípio de Aufbau e que podemos deduzir observando as diagonais do gráfico, seria a seguinte:

1s², 2s², 2 P⁶, 3s², 3p⁶, 4s², 3d¹⁰, 4p⁶, 5s², 4d¹⁰, 5 p⁶, 6s², 4f¹⁴, 5 d¹⁰, 6p⁶, 7s²

Exemplos do princípio Aufbau

Representação dos níveis eletrônicos de alguns elementos de acordo com o princípio Aufbau:

Sim: 1s² , 2s², 2 P⁶, 3s², 3p² - [Ne], 3s², 3p²
P: 1s² , 2s², 2 P⁶, 3s², 3p⁴ - [Ne], 3s², 3p⁴
Ar: P: 1s² , 2s², 2 P⁶, 3s², 3p⁶ - [Ne], 3s², 3p⁶
V: 1s² , 2s², 2 P⁶, 3s² , 3p⁶, 4s², 3d³ - [Ar], 4s², 3d³
Fé: 1s² , 2s², 2 P⁶, 3s² , 3p⁶, 4s², 3d⁶ - [Ar], 4s², 3d⁶
Zn: 1s² , 2s², 2 P⁶, 3s² , 3p⁶, 4s², 3d¹⁰ - [Ar], 4s², 3d¹⁰
Ga: 1s² , 2s², 2 P⁶, 3s² , 3p⁶, 4s², 3d¹⁰, 4p¹ - [Ar], 4s², 3d¹⁰, 4p¹
Ge: 1s² , 2s², 2 P⁶, 3s² , 3p⁶, 4s², 3d¹⁰, 4p² - [Ar], 4s², 3d¹⁰, 4p²
Br: 1s² , 2s², 2 P⁶, 3s² , 3p⁶, 4s², 3d¹⁰, 4p⁵ - [Ar], 4s², 3d¹⁰, 4p⁵
Kr: 1s² , 2s², 2 P⁶, 3s² , 3p⁶, 4s², 3d¹⁰, 4p⁶ - [Ar], 4s², 3d¹⁰, 4p⁶
Rb: 1s² , 2s², 2 P⁶, 3s² , 3p⁶, 4s², 3d¹⁰, 4p⁶, 5s¹ - [Kr], 5s¹
Sr: 1s² , 2s², 2 P⁶, 3s² , 3p⁶, 4s², 3d¹⁰, 4p⁶, 5s² - [Kr], 5s²
Y: 1s² , 2s², 2 P⁶, 3s² , 3p⁶, 4s², 3d¹⁰, 4p⁶, 5s², 4d¹ - [Kr], 5s², 4d¹
Zr: 1s² , 2s², 2 P⁶, 3s² , 3p⁶, 4s², 3d¹⁰, 4p⁶, 5s², 4d² - [Kr], 5s², 4d²
Ag: 1s² , 2s², 2 P⁶, 3s² , 3p⁶, 4s², 3d¹⁰, 4p⁶, 5s², 4d⁹ - [Kr], 5s², 4d⁹
Cd: 1s² , 2s², 2 P⁶, 3s² , 3p⁶, 4s², 3d¹⁰, 4p⁶, 5s², 4d¹⁰ - [Kr], 5s², 4d¹⁰
I: 1s² , 2s², 2 P⁶, 3s² , 3p⁶, 4s², 3d¹⁰, 4p⁶, 5s², 4d⁹, 5 p⁵ - [Kr], 5s², 4d⁹, 5 p⁵
Xe: 1s² , 2s², 2 P⁶, 3s² , 3p⁶, 4s², 3d¹⁰, 4p⁶, 5s², 4d¹⁰, 5 p⁶ - [Kr], 5s², 4d¹⁰, 5 p⁶
Cs: 1s² , 2s², 2 P⁶, 3s² , 3p⁶, 4s², 3d¹⁰, 4p⁶, 5s², 4d⁹, 5 p⁶, 6s¹ - [Xe], 6s¹
Ba: 1s² , 2s², 2 P⁶, 3s² , 3p⁶, 4s², 3d¹⁰, 4p⁶, 5s², 4d¹⁰, 5 p⁶, 6s² - [Xe], 6s²