ĮSTRIŽAINIŲ TAISYKLĖ: KAM JI SKIRTA, IR PAVYZDŽIAI - CHEMIJA - 2025

Iš įstrižainių taisyklė yra principas konstravimo, kad leidžia aprašyti elektroninę konfigūraciją atomo arba jonų, atsižvelgiant į kiekvieno orbitos arba energijos lygį energijos. Šia prasme kiekvieno atomo elektroninis pasiskirstymas yra unikalus ir nurodomas pagal kvantinius skaičius.

Šie skaičiai apibūdina erdvę, kurioje greičiausiai yra elektronai (vadinami atominėmis orbitalėmis), ir taip pat apibūdina juos. Kiekvienas kvantinis skaičius yra susijęs su atominių orbitų savybėmis, kurios padeda suprasti atominių sistemų charakteristikas pagal jų elektronų išdėstymą atome ir jų energijose.

Panašiai įstrižainių taisyklė (dar vadinama Madelungo taisykle) grindžiama kitais principais, kurie paklūsta elektronų prigimčiai, kad būtų galima teisingai apibūdinti jų elgesį cheminių rūšių viduje.

Kam tai?

Ši procedūra pagrįsta Aufbau principu, kuris teigia, kad integruojant protonus į branduolį (po vieną), kai sudaromi cheminiai elementai, elektronai taip pat pridedami prie atominių orbitų.

Tai reiškia, kad atomui ar jonui esant pagrindinėje būsenoje, elektronai užima laisvas atominių orbitų erdves pagal jų energijos lygį.

Užimdami orbitas, elektronai pirmiausia išsidėsto tuose lygiuose, kurie turi mažiausią energiją ir yra neužimti, o tada jie yra tuose, kuriuose yra didžiausia energija.

Cheminės rūšių elektroninės konfigūracijos

Taip pat ši taisyklė naudojama norint gauti gana tikslų supratimą apie elementinių cheminių rūšių elektronines konfigūracijas; ty cheminiai elementai, kai jie yra pagrindinėje būsenoje.

Taigi, įgavus supratimą apie atomų atomų elektronų konfigūracijas, galima suprasti cheminių elementų savybes.

Šių žinių įgijimas yra būtinas norint išskaičiuoti ar numatyti šias savybes. Panašiai šios procedūros metu pateikta informacija padeda paaiškinti, kodėl periodinė lentelė taip gerai atitinka elementų tyrimus.

Kokia įstrižainių taisyklė?

Nors ši taisyklė taikoma tik jų pagrindinės būklės atomams, ji gana gerai veikia periodinės lentelės elementus.

Turi būti laikomasi Paulio atskirties principo, kuris teigia, kad du elektronai, priklausantys tam pačiam atomui, negali turėti keturių vienodų kvantinių skaičių. Šie keturi kvantiniai skaičiai apibūdina kiekvieną iš atomų rastus elektronus.

Taigi pagrindinis kvantinis skaičius (n) nusako energijos lygį (arba apvalkalą), kuriame yra tiriamasis elektronas, o azimutinis kvantinis skaičius (ℓ) yra susijęs su kampiniu impulsu ir detalizuoja orbitos formą.

Taip pat magnetinis kvantinis skaičius (m _ℓ ) išreiškia šios orbitos erdvės orientaciją, o sukinio kvantinis skaičius (m _s ) apibūdina sukimosi kryptį, kurią elektronas pateikia aplink savo ašį.

Be to, Hundo taisyklė išreiškia, kad elektronų konfigūracija, pasižyminti didžiausiu stabilumu subkategorijoje, laikoma ta, kuri turi daugiau sukinių lygiagrečiose padėtyse.

Laikantis šių principų buvo nustatyta, kad elektronų pasiskirstymas atitinka žemiau pateiktą diagramą:

Šiame paveikslėlyje n vertės atitinka 1, 2, 3, 4… pagal energijos lygį; o ℓ reikšmes žymi 0, 1, 2, 3…, kurios yra atitinkamai lygios p, d ir f. Taigi elektronų būsena orbitose priklauso nuo šių kvantinių skaičių.

Pavyzdžiai

Atsižvelgiant į šios procedūros aprašymą, toliau pateikiami keli jos taikymo pavyzdžiai.

Visų pirma, norint gauti elektroninį kalio (K) pasiskirstymą, turi būti žinomas jo atominis skaičius, kuris yra 19; tai yra, kalio atomo branduolyje yra 19 protonų ir 19 elektronų. Pagal schemą jos konfigūracija pateikiama kaip 1s ² 2s ² 2p ⁶ 3s ² 3p ⁶ 4s ¹ .

Polioelektroninių atomų (kurių struktūroje yra daugiau nei vienas elektronas) konfigūracija taip pat išreiškiama kaip tauriųjų dujų konfigūracija prieš atomą ir po jo einančių elektronų.

Pavyzdžiui, kalio atveju jis taip pat išreiškiamas kaip 4s ¹ , nes periodinės lentelės prieš kalį kilmingosios dujos yra argonas.

Kitas pavyzdys, tačiau šiuo atveju tai yra pereinamasis metalas: gyvsidabris (Hg), kurio branduolyje yra 80 elektronų ir 80 protonų (Z = 80). Pagal konstrukcijos schemą visa elektroninė konfigūracija yra:

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 .

Kaip ir kalio, gyvsidabrio konfigūracija gali būti išreikšta 4f ¹⁴ 5d ¹⁰ 6s ² , nes tauriosios dujos, esančios prieš tai periodinėje lentelėje, yra ksenonas.

Išimtys

Įstrižainių taisyklė suprojektuota taip, kad būtų taikoma tik atomams, kurie yra pagrindinėje būsenoje ir kurių elektros krūvis lygus nuliui; y., jis yra labai gerai sujungtas su periodinės lentelės elementais.

Tačiau yra keletas išimčių, kai yra svarbių nukrypimų tarp numanomo elektroninio paskirstymo ir eksperimentinių rezultatų.

Ši taisyklė pagrįsta elektronų pasiskirstymu, kai jie yra išsidėstę viršutiniuose sluoksniuose, paklūstančiuose n + ℓ taisyklei, o tai reiškia, kad orbitos, turinčios mažą n + ℓ mastelį, yra užpildomos prieš tuos, kurie rodo didesnį šio parametro dydį.

Kaip išimtys pateikiami paladžio, chromo ir vario elementai, iš kurių numatoma elektroninė konfigūracija, nesutinkanti su tuo, kas stebima.

Pagal šią taisyklę, paladžio turi turėti elektroninį paskirstymą lygus 5s ² 4d ⁸ , bet eksperimentai davė vienas lygus 4d ¹⁰ , kuris rodo, kad labiausiai stabilios konfigūracija šio atomo atsiranda, kai 4d subshell yra pilnas; tai yra, šiuo atveju ji turi mažesnę energiją.

Panašiai chromo atomas turėtų pasiskirstyti tokiu elektroniniu būdu: 4s ² 3d ⁴ . Tačiau eksperimentiškai buvo gauta, kad šis atomas įgyja 4s ¹ 3d ⁵ konfigūraciją , o tai reiškia, kad mažesnės energijos būsena (stabilesnė) susidaro, kai abu daliniai sluoksniai yra užpildyti.

Nuorodos

1. Vikipedija. (sf). Aufbau principas. Atkurta iš en.wikipedia.org
2. Changas, R. (2007). Chemija, devintas leidimas. Meksika: McGraw-Hill.
3. „ThoughtCo“. (sf). Madelungo taisyklės apibrėžimas. Gauta iš minties.com
4. „LibreTexts“. (sf). Aufbau principas. Atkurta iš chem.libretexts.org
5. „Reger“, DL, „Goode“, SR ir „Ball“, DW (2009). Chemija: principai ir praktika. Gauta iš books.google.co.ve