EL PROBLEMA DE AUFBAU

EL PROBLEMA DE AUFBAU

El uso del principio aufbau para predecir configuraciones electrónicas de átomos y, por lo tanto, explicar el diseño de la tabla periódica, es un punto clave en la enseñanza de la química. Sin embargo, la versión de este método que se ha enseñado a generaciones de estudiantes es en realidad muy defectuosa. El error es bastante sutil y bien puede haber surgido de un intento de simplificar las cosas

Comenzando por el comienzo

El método aufbau fue inicialmente propuesto por el físico danés Niels Bohr, quien fue la primera persona en usar la mecánica cuántica para estudiar la estructura atómica. También fue uno de los primeros en explicar fundamentalmente la tabla periódica en términos de arreglos de electrones (configuraciones electrónicas). Bohr propuso que los átomos de la tabla periódica pueden construirse progresivamente de un electrón a la vez: comenzando por el átomo más simple de todos, hidrógeno con solo un electrón, moviéndose al helio con dos electrones, litio con tres, todos el camino al uranio, que en ese momento (1913) era el átomo más pesado conocido, con 92 electrones. El siguiente ingrediente es el conocimiento de los orbitales atómicos en los que los electrones se colocan progresivamente. Estos orbitales, al menos en su forma más simple, hoy en día provienen de resolver la ecuación de Schrödinger para el átomo de hidrógeno.

los orbitales

Los diferentes orbitales atómicos vienen en varios tipos que se distinguen por etiquetas como s, p, d y f. Cada capa de electrones se puede descomponer en varios orbitales y, a medida que nos alejamos del núcleo, cada capa contiene un número progresivamente mayor de tipos de orbitales: la primera capa solo contiene un orbital 1s, la segunda capa 2s y 2p orbitales, la tercera parte orbitales de shell 3s, 3p y 3d, los orbitales de cuarta shell 4s, 4p, 4d y 4f, etc. Luego, necesitamos saber cuántos de estos orbitales ocurren en cada caparazón. La respuesta es proporcionada por la fórmula 2

l + 1, donde l toma valores diferentes dependiendo de si estamos hablando de orbitales s, p, d o f. Para s orbitalsl = 0, para p orbitales l = 1, para d orbitales l = 2 y así sucesivamente. Como resultado, hay potencialmente un orbital s, tres orbitales p, cinco orbitales d, siete orbitales f, etc. para cada caparazón.

La falla

Hasta aquí todo bien. Ahora viene el ingrediente mágico en la versión descuidada de este principio que pretende predecir el orden en que estos orbitales se llenan (y aquí es donde acecha la falacia): en lugar de llenar las conchas alrededor del núcleo en una secuencia simple, donde cada caparazón debe llenar completamente antes de pasar al siguiente caparazón, nos dicen que el procedimiento correcto es más complicado. Pero también nos aseguran que existe un patrón simple y agradable que rige el orden de la concha y, en consecuencia, del relleno orbital. Esto se demuestra usando el diagrama aufbau, que se encuentra en el corazón del problema. Se dice que el orden de llenado se obtiene comenzando en la parte superior del diagrama y siguiendo las flechas. Este proceso proporciona el orden de llenado de orbitales con electrones de acuerdo con esta secuencia: 1s> 2s> 2p> 3s> 3p> 4s> 3d> 4p> 5s> 4d, etc. Este diagrama, cuando se combina con un conocimiento de cuántos los electrones pueden acomodarse en cada tipo de orbital y el número de orbitales disponibles en cada caparazón, ahora se supone que nos da una predicción de la configuración electrónica completa de todos menos 20 átomos en los que ocurren más irregularidades, como los casos de cromo y cobre Pero no nos desviemos de estas anomalías y nos concentremos en un problema mucho más profundo con este enfoque.

Algunos ejemplos

Consideremos algunos ejemplos. El átomo de magnesio tiene un total de 12 electrones. Usando el diagrama de aufbau, obtenemos una configuración electrónica de 1s2, 2s2, 2p6, 3s2 en acuerdo hermoso con experimentos que pueden examinar la configuración directamente al observar los espectros de los átomos. Otro ejemplo es calcio, que tiene 20 electrones. Este método da una configuración de 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2 y una vez más hay un acuerdo perfecto con los experimentos en el espectro de los átomos de calcio. Pero ahora veamos qué sucede para el siguiente átomo, el escandio, con sus 21 electrones. De acuerdo con el diagrama de aufbau, la configuración debe ser 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d1 y de hecho lo es. Pero la sabiduría convencional afirma que el electrón final para entrar en el átomo de escandio es un electrón 3d, cuando los experimentos indican que el orbital 3D se llena antes del orbital 4s.

Por qué ocurre el error

Pero, ¿cómo puede haber ocurrido este error aparentemente flagrante y enraizado en los círculos de educación química? La respuesta está en el hecho de que el diagrama de aufbau da la configuración general correctamente en casi 20 casos. Es solo cuando uno cuestiona el orden de llenado que este enfoque da la respuesta incorrecta. Desafortunadamente, apegándose a esta forma de enseñar configuraciones electrónicas ha llevado a muchos profesores y libros de texto a inventar todo tipo de esquemas contorsionados para explicar por qué aunque el orbital 4s se llena de manera preferencial (como lo hace si sigue el diagrama aufbau) también es el electrón 4s ionizado preferencialmente para formar un ion de Sc +. Estas explicaciones son todas incorrectas, ya que el orbital 4s en realidad se llena el último y, en consecuencia, es perfectamente natural que sea el primer orbital que pierda un electrón al formar un ion positivo.

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