مخطط مولر: ما هو ، كيف يتم استخدامه في الكيمياء ، والأمثلة

يمكن أن تكون الكيمياء معقدة بشكل خاص ، لذا فإن أي أداة تسهل التعلم لأولئك الذين تعرفوا عليها مرحب بها.

واحدة من أكثر الطرق شيوعًا للتعرف على قاعدة مادلونغ وتكوين الإلكترون للذرات هي مخطط Moeller ، وهو قاعدة رسومية للذاكرة تجعل من السهل جدًا رؤية المدارات الإلكترونات.

التالي سنكتشف ما يتكون منه مخطط مولر، كيف ترتبط بقاعدة مادلونغ ، وكيف يتم تطبيقها عن طريق بعض الأمثلة التي تم حلها ، والعناصر الكيميائية التي لا تتبع هذه الإستراتيجية.

• مقالات لها صلة: "الأنواع الخمسة للروابط الكيميائية: هكذا تتكون المادة"

ما هو مخطط مولر؟

مخطط مولر ، المعروف أيضًا باسم طريقة المطر أو قاعدة الأقطار ، هو طريقة رسومية وذاكرة لتعلم قاعدة مادلونغ ، وهي تقنية لمعرفة وكتابة التكوين الإلكتروني للعناصر الكيميائية.

يتميز هذا الرسم البياني برسم الأقطار عبر أعمدة المدارات ، من أعلى إلى أسفل من اليمين إلى اليسار. من خلال مخطط Moeller ، يتم تحديد ترتيب لملء المدارات ، والذي سيتم تحديده من خلال ثلاثة أرقام كمية: n و l و ml.

يعمل مخطط Moeller وفقًا لما يلي:

يتوافق كل عمود مع مدار مختلف تدور من خلاله إلكترونات الذرة ، وهي جسيمات دون ذرية لها شحنة سالبة.

المدارات المعنية هي: s و p و d و f ، ولكل منها مساحة محددة لإيواء الإلكترونات ، وبالتالي مستويات طاقة مختلفة.

إذا رسمنا الأقطار أو الأسهم بالمعنى المذكور أعلاه ، فلدينا أن المدار الأول هو 1 ثانية. يبدأ السهم الثاني بمدار 2s. يتقاطع السهم الثالث مع 2p و 3s. القطر الرابع هو 3p و 4s. القطر الخامس هو 3d و 4 p و 5 s وهكذا. مخطط Moeller هو أسلوب تمهيدي لأولئك الذين بدأوا في دراسة التكوينات الإلكترونية لعناصر الجدول الدوري في الكيمياء.

• قد تكون مهتمًا بـ: "الفروع الستة الرئيسية للعلوم الطبيعية"

حكم مادلونغ

منذ مخطط مولر هو تمثيل رسومي لقاعدة مادلونغ (المعروف أيضًا باسم حكم كليشكوفسكي في بعض البلدان) يجب أن نعرف أولاً ما يدور حوله. وفقًا لهذه القاعدة ، يجب أن يخضع ملء مدارات الذرة للقاعدتين التاليتين:

أول قاعدة مادلونغ

تمتلئ المدارات ذات القيم الأدنى لـ n + l أولاً ، مع كون n هو الرقم الكمي الرئيسي ، و l هو الزخم الزاوي المداري..

على سبيل المثال ، المدار ثلاثي الأبعاد يتوافق مع n = 3 و l = 2. إذن ، n + l = 3 + 2 = 5. بدلاً من ذلك ، يتوافق المدار 4s مع n = 4 و l = 0 ، وبالتالي فإن n + l = 4 + 0 = 4. من هذا ثبت أن الإلكترونات تملأ مدار 4s أولاً قبل 3d واحد ، لأن 4s = 4 بينما 3d = 5.

• مقالات لها صلة: "11 نوعا من التفاعلات الكيميائية"

قاعدة مادلونغ الثانية

إذا كان لمدارين نفس قيمة n + l ، فإن الإلكترونات ستشغل المدار ذي القيمة الأقل لـ n أولاً.

على سبيل المثال ، المدار ثلاثي الأبعاد له قيمة n + l = 5 ، مطابقة لقيمة المدار 4p (4 + 1 = 5) ولكن نظرًا لأن المدار ثلاثي الأبعاد له أقل قيمة لـ n ، فسيتم ملؤه أولاً من 4p المداري.

من كل هذه الملاحظات والقواعد ، يمكن الوصول إلى الترتيب التالي لملء المدارات الذرية: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p. على الرغم من أن هذا الترتيب ثابت ، إلا أن تذكره عن ظهر قلب أمر معقد ، وهذا هو سبب وجود مخطط Moeller الذي يمثل ترتيبها بيانياً.

• قد تكون مهتمًا بـ: "الافتراضات التسعة لنظرية دالتون الذرية"

الخطوات التي يجب اتباعها عند استخدام مخطط Moeller

كما علقنا في القسم السابق ، تستخدم قاعدة مادلونغ الصيغة n + l لتأسيس ماذا تملأ المدارات قبل ذلك ومن ثم تحدد التكوين الإلكتروني لعنصر ما عازم. ومع ذلك ، فإن مخطط Moeller يمثل هذا بالفعل بيانياً وبسهولة ، لذلك يكفي اتباع أعمدة من نفس الرسم التخطيطي ورسم الأقطار لمعرفة ترتيب مدارات كل منها عنصر.

لاكتشاف التكوين الإلكتروني للذرة وفي أي مدارات توجد إلكتروناتها ، يجب أولاً معرفة العدد الذري لها Z. الرقم Z يتوافق مع عدد الإلكترونات في الذرة ، طالما أن هذه الذرة محايدة ، أو ما هو نفسه ، أنها ليست أيونًا ، وليست موجبة (كاتيون) ولا سالبة (أنيون).

وبالتالي ، بمعرفة Z عن ذرة محايدة ، فإننا نعرف بالفعل عدد الإلكترونات التي تمتلكها عادةً ذرة محايدة من هذا العنصر. مع وضع هذا في الاعتبار ، سنبدأ في رسم الأقطار على مخطط مولر. يجب أن نأخذ في الاعتبار أن كل نوع من المدارات له قدرة مختلفة على استيعاب الإلكترونات، و هو:

• ق = 2 إلكترون
• ع = 6 إلكترونات
• د = 10 إلكترونات
• f = 14 إلكترونًا

يتوقف عند المدار حيث تم احتلال آخر إلكترون قدمه Z.

أمثلة على مخطط مولر

لفهم كيفية عمل مخطط Moeller بشكل أفضل ، سنرى أدناه بعض الأمثلة العملية لإعداد تكوين الإلكترون للعناصر المختلفة.

البريليوم

لإنشاء التكوين الإلكتروني لذرة البريليوم (Be) المحايدة ، ما يجب أن نفعله أولاً هو البحث عنها في الجدول الدوري ، أرض قلوية تقع في العمود الثاني والصف الثاني من الجدول. عددها الذري هو 4 ، وبالتالي فإن Z = 4 وفيها أيضًا 4 إلكترونات.

مع أخذ كل هذا في الاعتبار ، سنستخدم مخطط Moeller لنرى كيف توجد الإلكترونات الأربعة لهذا العنصر. نبدأ بعمل الأقطار بالمعنى المذكور أعلاه ، من أعلى إلى أسفل ومن اليمين إلى اليسار.

عندما نملأ المدارات ، يوصى بوضع عدد الإلكترونات الموجودة في كل منها على هيئة نص مرتفع. بما أن 1s هي المدار الأول وهي تشغل إلكترونين ، فسنكتبها:

نظرًا لأنه لا يزال لدينا إلكترونات حرة ، فإننا نواصل ملء المدارات. التالي هو المدار 2s ، وكما هو الحال مع 1s ، فإنه يحتل إلكترونين، لذلك 2s2. نظرًا لأن لدينا بالفعل جميع الإلكترونات الموجودة جيدًا في مدارات الذرة المحايدة لـ Be ، يمكننا القول أن التكوين الإلكتروني لهذا العنصر هو:

نتأكد من أننا قمنا بعمل جيد بإضافة الحروف العلوية: 2 + 2 = 4

• قد تكون مهتمًا بـ: "النظرية الحركية الجزيئية: حالات المادة الثلاث"

تطابق

عنصر الفوسفور (P) هو عنصر غير فلزي موجود في الصف الثالث والعمود 16 من الجدول الدوري، مع Z = 15 ، لذلك لديها 15 إلكترونًا في المجموع يجب أن تشغل المدارات.

بعد الاطلاع على المثال السابق ، يمكننا المضي قدمًا قليلاً وتحديد موقع 4 من إلكتروناته في نفس المدارات التي يمتلكها البريليوم لإلكتروناته الأربعة ، ينقصها 9 إلكترونات زائد.

بعد المدار 2s ، يدخل القطر التالي في المدار 2p وينتهي عند المدار 3s. يمكن أن يشغل المدار 2p 6 إلكترونات ، وفي حالة 3 ثوانٍ فقط 2. وبالتالي ، سيكون لدينا:

في الوقت الحالي ، لدينا 12 إلكترونًا في مكان جيد ، ولكن لا يزال أمامنا 3 إلكترونات أخرى. نصنع قطريًا آخر وهذه المرة ندخل من خلال المدار 3p وفقًا لمخطط Moeller ، وهو مدار به مساحة لـ 6 إلكترونات، ولكن نظرًا لأنه لم يتبق لدينا سوى 3 إلكترونات ، فلن يكون هذا المدار مشغولاً بالكامل ، حيث سنضع 3 على شكل حرف مرتفع. وبالتالي ، لإنهاء الفسفور ، يكون تكوينه الإلكتروني على النحو التالي:

نتأكد من أننا قمنا بعمل جيد بإضافة الحروف العلوية: 2 + 2 + 6 + 2 + 3 = 15

الزركونيوم

عنصر الزركونيوم (Zr) هو معدن انتقالي يوجد في العمود 4 والصف 5 وله Z = 40. باختصار المسار بالاستفادة من المثال السابق ، يمكننا تحديد موقع أول 18 إلكترونًا.

بعد المدار 3p ، المدارات التالية التي يجب ملؤها ، والتي ترشدنا بمخطط Moeller ، هي المدارات 4s و 3 d و 4 p و 5 s ، بسعة 2 و 10 و 6 و 2 إلكترون على التوالي.

يؤدي إكمال أول تسعة مدارات في الرسم التخطيطي إلى إضافة ما مجموعه 20 إلكترونًا ، ترك الإلكترونين المتبقيين الموجودين في المدار التالي ، 4d. وبالتالي ، فإن تكوين الإلكترون لعنصر الزركونيوم المحايد هو:

نتأكد من أننا قد أبلينا بلاءً حسنًا بإضافة الأحرف الفوقية: 2 + 2 + 6 + 2 + 6 + 2 + 10 + 6 + 2 + 2 = 40

الأكسجين

نرى هنا مثالًا أكثر تعقيدًا قليلاً وهو الأكسجين (O). تم العثور على هذا الغاز في العمود 16 والصف 2 من الجدول الدوري ، وهو غير معدني وله عدد ذري ​​من 8.

حتى الآن ، بالنظر إلى الأمثلة الأخرى ، نعتقد أن Z = 8 ، ومع ذلك فهو ليس بهذه البساطة لأن هذا الغاز له طبيعة خاصة ، وغالبًا ما يكون على شكل أيون بشحنة -2.

هذا يعني أنه على الرغم من أن ذرة الأكسجين المحايدة تحتوي على 8 إلكترونات كما هو موضح من خلال عددها الذري ، إلا أنها تمتلكها صحيح أنه في الطبيعة يحتوي على أكثر ، في حالته 10 (8 إلكترونات + 2 إلكترون ، أو -8 شحنة ، إذا كنت تفضل ذلك) كهربائي -2).

لذلك ، في هذه الحالة ، عدد الإلكترونات التي يتعين علينا تحديد موقعها في المدارات ليس 8 بل 10 إلكترونات، كما لو كنا نحدد موقع إلكترونات عنصر النيون الكيميائي الذي يحتوي على Z = 10.

لفهم هذا ، علينا فقط أن نفعل نفس الشيء الذي كنا نفعله في الحالات السابقة فقط مع الأخذ في الاعتبار أننا نعمل مع أيون (الأنيون):

نتأكد من أننا قمنا بعمل جيد بإضافة الحروف العلوية: 2 + 2 + 6 = 10

الكالسيوم

يحدث شيء مشابه للأكسجين للكالسيوم (Ca) ، فقط في هذه الحالة نتحدث عن كاتيون ، أي أيون ذو شحنة موجبة.

تم العثور على هذا العنصر في العمود 2 الصف 4 من الجدول الدوري مع العدد الذري 20 ، ومع ذلك ، في عادة ما يتم تقديم الطبيعة في شكل أيون ذو شحنة موجبة +2 ، مما يعني أن شحنتها الإلكترونية هي 18 (- 20 + 2 = 18; 20 إلكترونًا - 2 إلكترون = 18 إلكترونًا).

نتأكد من أننا قمنا بعمل جيد بإضافة الحروف العلوية: 2 + 2 + 6 + 2 + 6 = 18

استثناءات مخطط مولر وقاعدة مادلونغ

على الرغم من أن مخطط Moeller مفيد جدًا لفهم قاعدة Madelung ومعرفة كيفية تحديد موقع إلكترونات العناصر الكيميائية المختلفة ، إلا أن الحقيقة هي أنه ليس معصومًا عن الخطأ. هناك مواد معينة لا يتوافق تركيبها مع ما شرحناه.

تختلف تكوينات الإلكترون الخاصة بهم تجريبياً عن تلك التي تنبأت بها قاعدة مادلونغ لأسباب كمومية.. من بين هذه العناصر التي لا تتبع المعايير لدينا: الكروم (Cr ، Z = 24) ، النحاس (Cu ، Z = 29) ، الفضة (Ag ، Z = 47) ، الروديوم (Rh ، Z = 45) ، السيريوم ( م ، ض = 58) ، نيوبيوم (ملحوظة ؛ Z = 41) ، من بين أمور أخرى.

الاستثناءات متكررة جدًا عند ملء المدارات d و f. على سبيل المثال ، في حالة الكروم ، الذي يجب أن يكون له تكوين تكافؤ ينتهي بـ 4s ^ 2 3d ^ 4 وفقًا لمخطط Moeller وقاعدة Madelung ، فإنه يحتوي في الواقع على تكوين تكافؤ 4s ^ 1 3d ^ 5. مثال غريب آخر هو الفضة ، التي بدلًا من أن تحتوي على 5s ^ 2 4d ^ 9 مثل الأخيرة بها 5s ^ 1 4d ^ 10.