ПРАВИЛО ДІАГОНАЛЕЙ: ДЛЯ ЧОГО ЦЕ ТА ПРИКЛАДИ - ХІМІЯ - 2025

Правило діагоналей є принцип побудови , що дозволяє описувати електронну конфігурацію атома або іона, в відповідно до енергією кожного орбітального або енергетичного рівня. У цьому сенсі електронний розподіл кожного атома є унікальним і задається квантовими числами.

Ці числа визначають простір, де найімовірніше розташовані електрони (звані атомними орбіталями), а також описують їх. Кожне квантове число пов'язане з властивістю атомних орбіталей, що допомагає зрозуміти характеристики атомних систем за розташуванням їх електронів усередині атома та за їх енергіями.

Аналогічно, правило діагоналей (також відоме як правило Маделунга) засноване на інших принципах, що підкоряються природі електронів, щоб правильно описати їх поведінку в хімічних видах.

Для чого це?

Ця процедура заснована на принципі Ауфбау, який говорить, що в процесі інтеграції протонів до ядра (один за одним), коли хімічні елементи складаються, до атомних орбіталей також додаються електрони.

Це означає, що, коли атом або іон перебувають у своєму основному стані, електрони займають наявні простори атомних орбіталей відповідно до їх енергетичного рівня.

Займаючи орбіталі, електрони спочатку розташовуються на рівнях, які мають найнижчу енергію і незайняті, а потім вони розташовуються в тих, що мають найвищу енергію.

Електронні конфігурації хімічних видів

Аналогічно це правило використовується для отримання досить точного розуміння електронних конфігурацій елементарних хімічних видів; тобто хімічні елементи, коли вони перебувають у своєму фундаментальному стані.

Отже, отримавши розуміння конфігурацій, які в атомах присутні електрони, можна зрозуміти властивості хімічних елементів.

Набуття цих знань має важливе значення для виведення або прогнозування цих властивостей. Аналогічно, інформація, надана цією процедурою, допомагає пояснити, чому періодична таблиця так добре узгоджується з дослідженнями елементів.

Яке правило діагоналей?

Хоча це правило стосується лише атомів у їх основному стані, воно досить добре працює для елементів періодичної таблиці.

Дотримується принципу виключення Паулі, який стверджує, що два електрони, що належать до одного атома, не в змозі володіти чотирма рівними квантовими числами. Ці чотири квантові числа описують кожен з електронів, знайдених в атомі.

Таким чином, головне квантове число (n) визначає рівень енергії (або оболонки), в якому знаходиться досліджуваний електрон, а азимутальне квантове число (ℓ) пов'язане з імпульсом кута і деталізує форму орбіталі.

Так само магнітне квантове число (m _ℓ ) виражає орієнтацію, яку ця орбіталь має у просторі, а спінове квантове число (m _s ) описує напрямок обертання, який електрон представляє навколо власної осі.

Крім того, правило Гунда виражає те, що конфігурація електронів, яка виявляє найбільшу стійкість у підрівні, вважається такою, яка має більше спінів у паралельних положеннях.

Дотримуючись цих принципів, було визначено, що розподіл електронів відповідає наведеній нижче схемі:

На цьому зображенні значення n відповідають рівню 1, 2, 3, 4…, відповідно до рівня енергії; і значення ℓ представлені 0, 1, 2, 3…, що еквівалентно як, p, d і f відповідно. Тож стан електронів на орбіталях залежить від цих квантових чисел.

Приклади

Враховуючи опис цієї процедури, деякі приклади її застосування наведені нижче.

В першу чергу для отримання електронного розподілу калію (К) має бути відоме його атомне число, яке становить 19; тобто атом калію має в своєму ядрі 19 протонів і 19 електронів. Відповідно до діаграми, його конфігурація задається як 1s ² 2s ² 2p ⁶ 3s ² 3p ⁶ 4s ¹ .

Конфігурації поліелектронних атомів (які мають у своїй структурі більше одного електрона) також виражаються як конфігурація благородного газу перед атомом плюс електрони, які слідують за ним.

Наприклад, у разі калію він також виражається як 4s ¹ , оскільки благородний газ перед калієм у періодичній таблиці є аргоном.

Інший приклад, але в цьому випадку це перехідний метал - це ртуть (Hg), яка має в своєму ядрі 80 електронів і 80 протонів (Z = 80). Відповідно до схеми побудови, його повна електронна конфігурація:

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 .

Як і у випадку з калієм, конфігурацію ртуті можна виразити як 4f ¹⁴ 5d ¹⁰ 6s ² , оскільки благородний газ, який передує їй у періодичній таблиці, є ксеноном.

Винятки

Правило діагоналей призначене для застосування лише до атомів, які знаходяться в основному стані та з електричним зарядом, рівним нулю; тобто дуже добре поєднується з елементами періодичної таблиці.

Однак є деякі винятки, за якими існують важливі відхилення між припущеним електронним розподілом та результатами експерименту.

Це правило засноване на розподілі електронів, коли вони розташовані в підрівні, що підкоряються правилу n + ℓ, з чого випливає, що орбіталі, що мають малу величину n + ℓ, заповнені раніше тих, що показують більшу величину цього параметра.

Як виняток, представлені елементи паладію, хрому та міді, з яких прогнозуються електронні конфігурації, що не узгоджуються із тим, що спостерігається.

Згідно з цим правилом, паладій повинен мати електронний розподіл, рівний 5s ² 4d ⁸ , але експерименти дають один, рівний 4d ¹⁰ , що вказує на те, що найбільш стабільна конфігурація цього атома відбувається, коли 4d подушка заповнена; тобто вона має меншу енергію в цьому випадку.

Аналогічно, атом хрому повинен мати такий електронний розподіл: 4s ² 3d ⁴ . Однак експериментально було встановлено, що цей атом набуває конфігурації 4s ¹ 3d ⁵ , з чого випливає, що стан нижчої енергії (більш стійкий) виникає, коли обидва підшару частково заповнені.

Список літератури

1. Вікіпедія. (sf). Принцип Ауфбау. Відновлено з сайту en.wikipedia.org
2. Чанг, Р. (2007). Хімія, дев'яте видання. Мексика: McGraw-Hill.
3. ДумкаCo. (sf). Визначення правила Маделунга. Отримано з thinkco.com
4. LibreTexts. (sf). Принцип Ауфбау. Відновлено з chem.libretexts.org
5. Reger, DL, Goode, SR та Ball, DW (2009). Хімія: принципи та практика. Отримано з books.google.co.ve