DIAGONĀĻU NOTEIKUMS: KAM TAS PAREDZĒTS, UN PIEMĒRI - ĶĪMIJA - 2025

Diagonāļu noteikums ir uzbūves princips, kas ļauj aprakstīt atoma vai jonu elektronisko konfigurāciju atbilstoši katra orbītas vai enerģijas līmeņa enerģijai. Šajā ziņā katra atoma elektroniskais sadalījums ir unikāls, un to piešķir kvantu skaitļi.

Šie skaitļi nosaka telpu, kurā visticamāk atrodas elektroni (ko sauc par atomu orbitāļiem), un arī apraksta tos. Katrs kvantu skaitlis ir saistīts ar atomu orbitāļu īpašību, kas palīdz izprast atomu sistēmu īpašības, izkārtojot to elektronus atomā un enerģijās.

Tāpat diagonāļu noteikums (pazīstams arī kā Madelunga likums) balstās uz citiem principiem, kas pakļaujas elektronu dabai, lai pareizi aprakstītu viņu uzvedību ķīmisko sugu iekšienē.

Kam tas domāts?

Šīs procedūras pamatā ir Aufbau princips, kas nosaka, ka protonu integrācijas procesā kodolā (pa vienam), veidojot ķīmiskos elementus, elektroni tiek pievienoti arī atomu orbitālēs.

Tas nozīmē, ka tad, kad atoms vai jons atrodas pamata stāvoklī, elektroni aizņem atomu orbitāļu pieejamās telpas atbilstoši to enerģijas līmenim.

Aizņemot orbitāles, elektroni vispirms atrodas līmeņos, kuriem ir viszemākā enerģija un nav aizņemti, un pēc tam tie atrodas tajos, kur ir vislielākā enerģija.

Ķīmisko sugu elektroniskās konfigurācijas

Tāpat šis noteikums tiek izmantots, lai iegūtu diezgan precīzu izpratni par elementāru ķīmisko sugu elektroniskajām konfigurācijām; tas ir, ķīmiskie elementi, kad tie ir pamata stāvoklī.

Tātad, iegūstot izpratni par konfigurācijām, kurās atomiem ir elektroni, var izprast ķīmisko elementu īpašības.

Šo zināšanu iegūšana ir būtiska šo īpašību atskaitīšanai vai prognozēšanai. Tāpat šīs procedūras sniegtā informācija palīdz izskaidrot, kāpēc periodiskā tabula tik labi sakrīt ar elementu izmeklēšanu.

Kāds ir diagonāļu noteikums?

Lai gan šis noteikums attiecas tikai uz atomiem to pamata stāvoklī, tas diezgan labi darbojas periodiskās tabulas elementos.

Tiek ievērots Pauli izslēgšanas princips, kas nosaka, ka divi elektroni, kas pieder pie viena un tā paša atoma, nespēj turēt četrus vienādus kvantu skaitļus. Šie četri kvantu skaitļi apraksta katru atomā atrasto elektronu.

Tādējādi galvenais kvantu skaitlis (n) nosaka enerģijas līmeni (vai apvalku), kurā atrodas pētītais elektrons, un azimutālais kvantu skaitlis (ℓ) ir saistīts ar leņķisko impulsu un sīki apraksta orbītas formu.

Tāpat magnētiskais kvantu skaitlis (m _ℓ ) izsaka orientāciju, kāda šai orbitālai ir telpā, un spin kvantu skaitlis (m _s ) apraksta griešanās virzienu, ko elektrons rada ap savu asi.

Turklāt Hunda noteikums pauž, ka elektronu konfigurācija, kurai ir vislielākā stabilitāte apakšlīmenī, tiek uzskatīta par tādu, kurai ir vairāk griezienu paralēlās pozīcijās.

Ievērojot šos principus, tika noteikts, ka elektronu sadalījums atbilst diagrammai, kas parādīta zemāk:

Šajā attēlā n vērtības atbilst 1, 2, 3, 4… atbilstoši enerģijas līmenim; un ℓ vērtības attēlotas ar 0, 1, 2, 3…, kas ir attiecīgi ekvivalenti ar, p, d un f. Tātad elektronu stāvoklis orbitālēs ir atkarīgs no šiem kvantu skaitļiem.

Piemēri

Ņemot vērā šīs procedūras aprakstu, daži tās piemērošanas piemēri ir sniegti turpmāk.

Pirmkārt, lai iegūtu kālija (K) elektronisko sadalījumu, ir jāzina tā atomu skaits, kas ir 19; tas ir, kālija atoma kodolā ir 19 protoni un 19 elektroni. Saskaņā ar diagrammu tā konfigurācija ir dota kā 1s ² 2s ² 2p ⁶ 3s ² 3p ⁶ 4s ¹ .

Polioelektronisko atomu konfigurācijas (kuru struktūrā ir vairāk nekā viens elektrons) tiek izteiktas arī kā cēlgāzes konfigurācija pirms atoma plus elektroni, kas tai seko.

Piemēram, kālija gadījumā to izsaka arī kā 4s ¹ , jo cēlgāze pirms kālija periodiskajā tabulā ir argons.

Cits piemērs, bet šajā gadījumā tas ir pārejas metāls, un tas ir dzīvsudrabs (Hg), kura kodolā ir 80 elektroni un 80 protoni (Z = 80). Saskaņā ar būvniecības shēmu tā pilnīga elektroniskā konfigurācija ir:

1s ² 2s ² 2p ⁶ 3s ² 3p ⁶ 4s ² 3d ¹⁰ 4p ⁶ 5s ² 4d ¹⁰ 5p ⁶ 6s ² 4f ¹⁴ 5d ¹⁰ .

Līdzīgi kā ar kāliju, dzīvsudraba konfigurāciju var izteikt kā 4f ¹⁴ 5d ¹⁰ 6s ² , jo cēlgāze, kas pirms tam periodiskajā tabulā ir ksenons.

Izņēmumi

Diagonāles noteikums ir paredzēts piemērot tikai atomiem, kas ir pamata stāvoklī un kuru elektriskais lādiņš ir vienāds ar nulli; tas ir, tas ir ļoti labi savienots ar periodiskās tabulas elementiem.

Tomēr ir daži izņēmumi, attiecībā uz kuriem pastāv būtiskas novirzes starp pieņemto elektronisko izplatīšanu un eksperimentālajiem rezultātiem.

Šis noteikums ir balstīts uz elektronu sadalījumu, kad tie atrodas apakšlīmeņos, ievērojot n + ℓ likumu, un tas nozīmē, ka orbitāles, kurām ir mazs n + ℓ amplitūda, tiek aizpildītas pirms tām, kuras parāda lielāku šī parametra lielumu.

Kā izņēmumi tiek parādīti pallādija, hroma un vara elementi, no kuriem tiek prognozēta elektroniskā konfigurācija, kas nepiekrīt novērotajam.

Saskaņā ar šo noteikumu, pallādija elektroniskajam sadalījumam jābūt vienādam ar 5s ² 4d ⁸ , bet eksperimenti deva rezultātu, kas vienāds ar 4d ¹⁰ , kas norāda, ka šī atoma visstabilākā konfigurācija notiek, kad 4.d apakššūna ir pilna; tas ir, šajā gadījumā tai ir zemāka enerģija.

Tāpat hroma atomam vajadzētu būt šādam elektroniskam sadalījumam: 4s ² 3d ⁴ . Tomēr eksperimentāli tika iegūts, ka šis atoms iegūst konfigurāciju 4s ¹ 3d ⁵ , kas nozīmē, ka zemākas enerģijas stāvoklis (stabilāks) rodas, ja abi apakšslāņi ir daļēji piepildīti.

Atsauces

1. Wikipedia. (sf). Aufbau princips. Atgūts no vietnes en.wikipedia.org
2. Čans, R. (2007). Ķīmija, devītais izdevums. Meksika: Makgreivs.
3. ThoughtCo. (sf). Madelunga noteikums. Izgūts no domaco.com
4. LibreTexts. (sf). Aufbau princips. Atgūts no chem.libretexts.org
5. Rīgers, DL, Goode, SR un Ball, DW (2009). Ķīmija: principi un prakse. Iegūts no books.google.co.ve