Principio de Aufbau y la Regla de Hund

 El principio de Aufbau y la regla de Hund son dos reglas fundamentales que nos ayudan a determinar la configuración electrónica de un átomo, es decir, cómo se distribuyen los electrones en los diferentes orbitales atómicos.

1. Principio de Aufbau (Principio de Construcción):

La palabra "Aufbau" proviene del alemán y significa "construcción". Este principio establece que los electrones se van colocando en los orbitales atómicos en orden creciente de energía. Es decir, se llenan primero los orbitales de menor energía y luego se van ocupando los de mayor energía.

Para recordar el orden de llenado, se suele utilizar el diagrama de Moeller (o regla de las diagonales). Este diagrama representa el orden de llenado de los orbitales, teniendo en cuenta que los orbitales con menor valor de (n + l) se llenan primero, donde "n" es el número cuántico principal (nivel de energía) y "l" es el número cuántico azimutal (tipo de orbital: s=0, p=1, d=2, f=3).

El orden general de llenado es el siguiente:

1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 4f < 5d < 6p < 7s < 5f < 6d < 7p...

Ejemplo:

El potasio (K), con número atómico 19, tiene 19 electrones. Su configuración electrónica según el principio de Aufbau sería: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s¹.

2. Regla de Hund (Regla de Máxima Multiplicidad):

Esta regla se aplica cuando tenemos orbitales degenerados, es decir, orbitales que tienen la misma energía (como los tres orbitales p, los cinco orbitales d, o los siete orbitales f). La regla de Hund establece lo siguiente:

• Los electrones entran individualmente en cada uno de los orbitales degenerados antes de que alguno de ellos sea ocupado por un segundo electrón. Esto significa que, en la medida de lo posible, los electrones se distribuyen desapareados (con espines paralelos, representados por flechas hacia arriba ↑).
• Los electrones que ocupan orbitales degenerados lo hacen con espines paralelos (el mismo espín). Una vez que todos los orbitales degenerados están semillenos (con un electrón cada uno), entonces se empiezan a aparear los electrones en cada orbital (con espines opuestos, representados por flechas hacia abajo ↓).

Ejemplo:

El nitrógeno (N), con número atómico 7, tiene 7 electrones. Su configuración electrónica es 1s² 2s² 2p³.

Al aplicar la regla de Hund a los orbitales 2p (que son tres orbitales degenerados), los electrones se distribuyen de la siguiente manera:

2p: ↑ ↑ ↑ (en lugar de ↑↓ ↑ ☐ o ↑↓ ☐ ↑)

Es decir, cada orbital 2p contiene un electrón con espín paralelo a los otros dos, maximizando el espín total.

En resumen:

• El principio de Aufbau nos dice en qué orden se llenan los orbitales.
• La regla de Hund nos dice cómo se llenan los orbitales degenerados.

Importancia de estas reglas:

Estas reglas son cruciales para entender la estructura electrónica de los átomos y, por lo tanto, sus propiedades químicas. La configuración electrónica determina cómo un átomo interactúa con otros átomos para formar enlaces químicos y participar en reacciones químicas.

Ejemplo completo con ambos principios:

Consideremos el oxígeno (O), con número atómico 8. Tiene 8 electrones.

1. Principio de Aufbau: La configuración electrónica según este principio sería 1s² 2s² 2p⁴.

2. Regla de Hund: Al aplicar la regla de Hund a los orbitales 2p, los 4 electrones se distribuyen así:

   2p: ↑↓ ↑ ↑

Por lo tanto, la representación completa sería:

1s: ↑↓ 2s: ↑↓ 2p: ↑↓ ↑ ↑

Comprender estos principios te permitirá predecir y comprender mejor el comportamiento de los átomos y las moléculas.