Principio dell’Aufbau: diagramma delle energie

Il principio dell’Aufbau e la configurazione elettronica

Il principio dell’Aufbau si basa sulla costruzione della configurazione elettronica di un atomo o di una molecola, ovvero sull’assegnazione dei suoi elettroni ai vari orbitali. Per stabilire in quali orbitali atomici si accomodano gli elettroni, si utilizza il principio di esclusione di Pauli, la regola di Hund e il diagramma delle energie.

Principio di esclusione di Pauli e regola di Hund

Secondo il principio di Pauli, in un atomo non possono esistere due elettroni con gli stessi numeri quantici e, se presenti due elettroni nello stesso livello energetico, devono avere spin opposti. La regola di Hund prevede che, quando si riempiono orbitali con la stessa energia, gli elettroni si dispongono con spin parallelo prima di accoppiarsi.

Configurazione elettronica

La distribuzione degli elettroni negli orbitali è chiamata configurazione elettronica. Ad esempio, l’idrogeno ha configurazione 1s¹, indicando un solo elettrone nell’orbitale 1s. Per gli elettroni successivi, si seguono le regole del Principio di Pauli e si riempiono gli orbitali a energia inferiore.

L’elio, con due elettroni, ha configurazione 1s², entrambi gli elettroni con spin opposto. Il litio, con tre elettroni, ha configurazione 1s², 2s¹, mentre il berillio con quattro elettroni ha configurazione 1s², 2s², con tutti gli elettroni a spin appaiato.

Questo processo continua per gli elementi successivi, seguendo le regole del principio dell’Aufbau per determinare la configurazione elettronica corretta di ciascun elemento.

Configurazioni elettroniche degli elementi

Il primo elemento che possiede cinque elettroni è il boro, con configurazione 1s^2,2s^2,2p^1. Successivamente, per l’atomo di carbonio con sei elettroni, la configurazione diventa 1s^2,2s^2,2p^2. Per l’azoto, che ha sette elettroni, la configurazione è 1s^2,2s^2,2p^3 con i tre elettroni p spaiati.

Aggiungendo un elettrone si ottiene la configurazione 1s^2,2s^2,2p^4 per l’ossigeno con due elettroni spaiati. Proseguendo in questo modo si arriva alla configurazione 1s^2,2s^2,2p^5 per il fluoro e 1s^2,2s^2,2p^6 per il neon.

Per quanto riguarda gli elementi del blocco d, il sodio ha un elettrone nell’orbitale 3s, mentre l’argo possiede la configurazione 3s^2,3p^6.

L’orbitale 4s risulta essere a minor energia rispetto all’orbitale 3d, pertanto il potassio ha una configurazione 4s^1 e il calcio 4s^2.

Elementi del blocco d

Nel caso dello scandio, il ventunesimo elettrone si inserisce in un orbitale d, e lo stesso vale per gli elementi successivi fino a zinco. Questi dieci elementi costituiscono la cosiddetta I serie di transizione.

Dopo la serie di transizione iniziale, si passa agli orbitali 4p, che portano alla configurazione esterna 4s^2,4p^6 per il cripto. Successivamente si riempiono gli orbitali 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s e 5f.

Gli orbitali 4f possono contenere fino a quattordici elettroni, corrispondenti ai lantanidi o elementi delle terre rare.

Con il riempimento degli orbitali 5f inizia la serie degli attinidi, caratterizzati da nuclei instabili.