Διάγραμμα Moeller: τι είναι, πώς χρησιμοποιείται στη Χημεία και παραδείγματα

Η χημεία μπορεί να είναι ιδιαίτερα περίπλοκη, επομένως κάθε εργαλείο που διευκολύνει τη μάθηση για όσους τη γνωρίζουν είναι ευπρόσδεκτο.

Μία από τις πιο δημοφιλείς μεθόδους εξοικείωσης με τον κανόνα του Madelung και τη διαμόρφωση ηλεκτρονίων των ατόμων είναι το διάγραμμα Moeller, ένας γραφικός μνημονικός κανόνας που καθιστά πολύ εύκολο να δει κανείς σε ποια τροχιακά ηλεκτρόνια.

Επόμενο πρόκειται να ανακαλύψουμε από τι αποτελείται το διάγραμμα Moeller, πώς σχετίζεται με τον κανόνα του Madelung, πώς εφαρμόζεται μέσω μερικών λυμένων παραδειγμάτων και ποια χημικά στοιχεία δεν υπακούουν σε αυτή τη στρατηγική.

• Σχετικό άρθρο: "Οι 5 τύποι χημικών δεσμών: έτσι αποτελείται η ύλη"

Τι είναι το διάγραμμα Moeller;

Το διάγραμμα Moeller, γνωστό και ως μέθοδος βροχής ή κανόνας των διαγωνίων, είναι μια γραφική και μνημονική μέθοδος για την εκμάθηση του κανόνα του Madelung, μια τεχνική για τη γνώση και τη συγγραφή της ηλεκτρονικής διαμόρφωσης των χημικών στοιχείων.

Αυτό το διάγραμμα χαρακτηρίζεται από τη χάραξη διαγωνίων μέσω των στηλών των τροχιακών, από πάνω προς τα κάτω από τα δεξιά προς τα αριστερά. Μέσω του διαγράμματος Moeller ορίζεται μια σειρά στην πλήρωση των τροχιακών, η οποία θα ορίζεται από τρεις κβαντικούς αριθμούς: n, l και ml.

Το διάγραμμα Moeller λειτουργεί σύμφωνα με τα εξής:

Κάθε στήλη αντιστοιχεί σε ένα διαφορετικό τροχιακό μέσω του οποίου κυκλοφορούν τα ηλεκτρόνια ενός ατόμου, υποατομικά σωματίδια που έχουν αρνητικό φορτίο. Τα εν λόγω τροχιακά είναι: s, p, d και f, το καθένα με ένα συγκεκριμένο χώρο για να φιλοξενήσει ηλεκτρόνια και, επομένως, διαφορετικά επίπεδα ενέργειας.

Αν σχεδιάσουμε τις διαγώνιες ή τα βέλη με την προαναφερθείσα έννοια, έχουμε ότι το πρώτο τροχιακό είναι 1s. Το δεύτερο βέλος ξεκινά με το τροχιακό 2s. Το τρίτο βέλος διασχίζει 2p και 3s. Η τέταρτη διαγώνιος είναι 3p και 4s. Η πέμπτη διαγώνιος είναι 3d, 4p και 5s και ούτω καθεξής. Το διάγραμμα Moeller είναι μια εισαγωγική τεχνική για όσους αρχίζουν να μελετούν τις ηλεκτρονικές διαμορφώσεις των στοιχείων του περιοδικού πίνακα στη χημεία.

• Μπορεί να σας ενδιαφέρει: «Οι 6 κύριοι κλάδοι των φυσικών επιστημών»

Ο κανόνας του Madelung

Από το διάγραμμα Moeller είναι η γραφική αναπαράσταση του κανόνα του Madelung (γνωστή και ως η κυριαρχία του Κλετσκόφσκι σε ορισμένες χώρες) πρέπει πρώτα να μάθουμε περί τίνος πρόκειται. Σύμφωνα με αυτόν τον κανόνα, η πλήρωση των τροχιακών ενός ατόμου πρέπει να υπακούει στους ακόλουθους δύο κανόνες:

Ο πρώτος κανόνας του Madelung

Τα τροχιακά με τις χαμηλότερες τιμές n + l συμπληρώνονται πρώτα, με το n να είναι ο κύριος κβαντικός αριθμός και το l να είναι η τροχιακή γωνιακή ορμή..

Για παράδειγμα, το 3d τροχιακό αντιστοιχεί σε n = 3 και l = 2. Επομένως, n + l = 3 + 2 = 5. Αντίθετα, το τροχιακό 4s αντιστοιχεί σε n = 4 και l = 0, επομένως n + l = 4 + 0 = 4. Από αυτό διαπιστώνεται ότι τα ηλεκτρόνια γεμίζουν πρώτα το τροχιακό 4s πριν από το 3d, γιατί 4s = 4 ενώ 3d = 5.

• Σχετικό άρθρο: "Οι 11 τύποι χημικών αντιδράσεων"

Ο δεύτερος κανόνας του Madelung

Εάν δύο τροχιακά έχουν την ίδια τιμή n + l, τα ηλεκτρόνια θα καταλάβουν πρώτα αυτό με τη χαμηλότερη τιμή του n.

Για παράδειγμα, το τροχιακό 3d έχει τιμή n + l = 5, ίδια με αυτή του τροχιακού 4p (4 + 1 = 5), αλλά, εφόσον το τροχιακό 3d έχει τη χαμηλότερη τιμή για n, θα συμπληρωθεί πρώτα από το 4p τροχιακό.

Από όλες αυτές τις παρατηρήσεις και κανόνες, μπορεί να επιτευχθεί η ακόλουθη σειρά για την πλήρωση των ατομικών τροχιακών: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p. Αν και αυτή η σειρά είναι σταθερή, η απομνημόνευση της από καρδιάς είναι περίπλοκη, γι' αυτό υπάρχει ένα διάγραμμα Moeller που αναπαριστά γραφικά τη σειρά της.

• Μπορεί να σας ενδιαφέρει: "Τα 9 αξιώματα της ατομικής θεωρίας του Dalton"

Βήματα που πρέπει να ακολουθήσετε όταν χρησιμοποιείτε το διάγραμμα Moeller

Όπως έχουμε σχολιάσει στην προηγούμενη ενότητα, ο κανόνας του Madelung χρησιμοποιεί τον τύπο n + l για να καθορίσει τι Τα τροχιακά συμπληρώνονται πριν και από αυτό καθορίζουν ποια είναι η ηλεκτρονική διαμόρφωση ενός στοιχείου προσδιορίζεται. Ωστόσο, το διάγραμμα Moeller το αναπαριστά ήδη γραφικά και εύκολα, οπότε αρκεί να ακολουθήσετε το στήλες του ίδιου διαγράμματος και σχεδιάστε διαγώνιες για να μάθετε με ποια σειρά τα τροχιακά του καθενός στοιχείο.

Για να ανακαλύψουμε την ηλεκτρονική διαμόρφωση ενός ατόμου και σε ποια τροχιακά βρίσκονται τα ηλεκτρόνια του, πρέπει πρώτα να γνωρίζουμε τον ατομικό του αριθμό Z. Ο αριθμός Z αντιστοιχεί στον αριθμό των ηλεκτρονίων σε ένα άτομο, εφόσον αυτό το άτομο είναι ουδέτερο, ή τι είναι το ίδιο, ότι δεν είναι ιόν, ούτε θετικό (κατιόν) ούτε αρνητικό (ανιόν).

Έτσι, γνωρίζοντας το Z για ένα ουδέτερο άτομο, γνωρίζουμε ήδη πόσα ηλεκτρόνια έχει συνήθως ένα ουδέτερο άτομο αυτού του στοιχείου. Έχοντας αυτό υπόψη, θα αρχίσουμε να σχεδιάζουμε τις διαγώνιες στο διάγραμμα Moeller. Πρέπει να λάβουμε υπόψη ότι κάθε τύπος τροχιακού έχει διαφορετική ικανότητα να φιλοξενεί ηλεκτρόνια, τα οποία είναι:

• s = 2 ηλεκτρόνια
• p = 6 ηλεκτρόνια
• d = 10 ηλεκτρόνια
• f = 14 ηλεκτρόνια

Σταματά στο τροχιακό όπου έχει καταληφθεί το τελευταίο ηλεκτρόνιο που δίνεται από το Z.

Παραδείγματα διαγραμμάτων Moeller

Για να κατανοήσουμε καλύτερα πώς λειτουργεί το διάγραμμα Moeller, παρακάτω θα δούμε μερικά πρακτικά παραδείγματα ρύθμισης της διαμόρφωσης ηλεκτρονίων διαφορετικών στοιχείων.

Βηρύλλιο

Για να καθορίσουμε την ηλεκτρονική διαμόρφωση ενός ουδέτερου ατόμου βηρυλλίου (Be), αυτό που πρέπει πρώτα να κάνουμε είναι να το αναζητήσουμε στον περιοδικό πίνακα, μια αλκαλική γη που βρίσκεται στη δεύτερη στήλη και τη δεύτερη σειρά του πίνακα. Ο ατομικός του αριθμός είναι 4, άρα Z = 4 και έχει και 4 ηλεκτρόνια.

Λαμβάνοντας όλα αυτά υπόψη, θα χρησιμοποιήσουμε το διάγραμμα Moeller για να δούμε πώς βρίσκονται τα 4 ηλεκτρόνια αυτού του στοιχείου. Ξεκινάμε κάνοντας διαγώνιες με την προαναφερθείσα έννοια, από πάνω προς τα κάτω και από δεξιά προς τα αριστερά.

Όταν γεμίζουμε τροχιακά, Συνιστάται να βάλετε τον αριθμό των ηλεκτρονίων που βρίσκονται σε καθένα από αυτά ως εκθέτη. Επειδή το 1s είναι το πρώτο τροχιακό και καταλαμβάνει δύο ηλεκτρόνια, θα το γράψουμε:

Επειδή έχουμε ακόμα ελεύθερα ηλεκτρόνια, συνεχίζουμε να συμπληρώνουμε τροχιακά. Ακολουθεί το τροχιακό 2s και, όπως και με το 1s, καταλαμβάνει 2 ηλεκτρόνια, επομένως 2s2. Καθώς έχουμε ήδη όλα τα ηλεκτρόνια καλά τοποθετημένα στα τροχιακά του ουδέτερου ατόμου του Be, μπορούμε να πούμε ότι η ηλεκτρονική διαμόρφωση αυτού του στοιχείου είναι:

Βεβαιωνόμαστε ότι τα έχουμε πάει καλά προσθέτοντας τους εκθέτες: 2 + 2 = 4

• Μπορεί να σας ενδιαφέρει: "Μοριακή κινητική θεωρία: οι 3 καταστάσεις της ύλης"

Αγώνας

Το στοιχείο φώσφορος (P) είναι ένα αμέταλλο που βρίσκεται στην τρίτη σειρά και στη στήλη 16 του περιοδικού πίνακα, με Ζ = 15, άρα έχει 15 ηλεκτρόνια συνολικά που πρέπει να καταλαμβάνουν τα τροχιακά.

Έχοντας δει το προηγούμενο παράδειγμα, μπορούμε να προχωρήσουμε λίγο μπροστά και να εντοπίσουμε 4 από τα ηλεκτρόνια του στα ίδια τροχιακά που έχει το βηρύλλιο για τα 4 ηλεκτρόνια του, λείπουν 9 ηλεκτρόνια συν.

Μετά το τροχιακό 2s, η επόμενη διαγώνιος μπαίνει στο τροχιακό 2p και τελειώνει στο τροχιακό 3s. Το τροχιακό 2p μπορεί να καταλάβει 6 ηλεκτρόνια και στην περίπτωση των 3s μόνο 2. Έτσι, θα είχαμε:

Αυτήν τη στιγμή έχουμε 12 ηλεκτρόνια καλά τοποθετημένα, αλλά έχουμε ακόμα 3 ακόμα. Κάνουμε άλλη μια διαγώνιο και αυτή τη φορά μπαίνουμε από το τροχιακό 3p σύμφωνα με το διάγραμμα Moeller, ένα τροχιακό που έχει χώρο για 6 ηλεκτρόνια, αλλά επειδή έχουμε μόνο 3 ηλεκτρόνια, αυτό το τροχιακό δεν θα είναι εντελώς κατειλημμένο, βάζοντας το 3 ως εκθέτη. Έτσι, για να τελειώσει ο φώσφορος, η ηλεκτρονική του διαμόρφωση είναι η εξής:

Βεβαιωνόμαστε ότι τα έχουμε πάει καλά προσθέτοντας τους εκθέτες: 2 + 2 + 6 + 2 + 3 = 15

Ζιρκόνιο

Το στοιχείο ζιρκόνιο (Zr) είναι ένα μεταβατικό μέταλλο που βρίσκεται στη στήλη 4 και τη σειρά 5 και έχει Z = 40. Συντομεύοντας τη διαδρομή εκμεταλλευόμενοι το προηγούμενο παράδειγμα, μπορούμε να εντοπίσουμε τα πρώτα 18 ηλεκτρόνια.

Μετά το τροχιακό 3p, τα επόμενα που θα γεμίσουν, καθοδηγώντας μας με το διάγραμμα Moeller, είναι τα τροχιακά 4s, 3d, 4p και 5s, με χωρητικότητα για 2, 10, 6 και 2 ηλεκτρόνια αντίστοιχα.

Η συμπλήρωση των πρώτων εννέα τροχιακών στο διάγραμμα προσθέτει συνολικά 20 ηλεκτρόνια, αφήνοντας τα 2 εναπομείναντα ηλεκτρόνια που στεγάζονται στο επόμενο τροχιακό, το 4d. Έτσι, η διαμόρφωση ηλεκτρονίων του ουδέτερου στοιχείου ζιρκονίου είναι:

Βεβαιωνόμαστε ότι τα έχουμε πάει καλά προσθέτοντας τους εκθέτες: 2 + 2 + 6 + 2 + 6 + 2 + 10 + 6 + 2 + 2 = 40

Οξυγόνο

Εδώ βλέπουμε ένα ελαφρώς πιο περίπλοκο παράδειγμα που είναι το οξυγόνο (O). Αυτό το αέριο βρίσκεται στη στήλη 16 και τη σειρά 2 του περιοδικού πίνακα, είναι αμέταλλο και έχει ατομικό αριθμό 8.

Μέχρι στιγμής, βλέποντας τα άλλα παραδείγματα, θα πιστεύαμε ότι είναι Z = 8, ωστόσο δεν είναι τόσο απλό αφού αυτό το αέριο είναι ειδικής φύσης, έχοντας σχεδόν πάντα τη μορφή ιόντος με φορτίο -2.

Αυτό σημαίνει ότι, αν και ένα ουδέτερο άτομο οξυγόνου έχει 8 ηλεκτρόνια όπως υποδεικνύεται από τον ατομικό του αριθμό, έχει Είναι αλήθεια ότι στη φύση έχει περισσότερα, στην περίπτωσή του 10 (8 ηλεκτρόνια + 2 ηλεκτρόνια ή, αν προτιμάτε, -8 φορτίο ηλεκτρικό -2).

Έτσι, σε αυτή την περίπτωση, ο αριθμός των ηλεκτρονίων που πρέπει να εντοπίσουμε στα τροχιακά δεν είναι 8 αλλά 10 ηλεκτρόνια, σαν να εντοπίζαμε τα ηλεκτρόνια του χημικού στοιχείου νέον που έχει Z = 10.

Κατανοώντας αυτό, πρέπει να κάνουμε μόνο το ίδιο πράγμα που κάναμε στις προηγούμενες περιπτώσεις μόνο λαμβάνοντας υπόψη ότι εργαζόμαστε με ένα ιόν (ανιόν):

Βεβαιωνόμαστε ότι τα έχουμε πάει καλά προσθέτοντας τους εκθέτες: 2 + 2 + 6 = 10

Ασβέστιο

Κάτι παρόμοιο με το οξυγόνο συμβαίνει με το ασβέστιο (Ca), μόνο που σε αυτή την περίπτωση μιλάμε για κατιόν, δηλαδή ιόν με θετικό φορτίο..

Αυτό το στοιχείο βρίσκεται στη στήλη 2, σειρά 4 του περιοδικού πίνακα με ατομικό αριθμό 20, ωστόσο, στο Η φύση παρουσιάζεται συνήθως με τη μορφή ενός ιόντος με θετικό φορτίο +2, που σημαίνει ότι το ηλεκτρονικό του φορτίο είναι 18 (- 20 + 2 = 18; 20 ηλεκτρόνια - 2 ηλεκτρόνια = 18 ηλεκτρόνια).

Βεβαιωνόμαστε ότι τα έχουμε πάει καλά προσθέτοντας τους εκθέτες: 2 + 2 + 6 + 2 + 6 = 18

Εξαιρέσεις από το διάγραμμα Moeller και τον κανόνα του Madelung

Αν και το διάγραμμα Moeller είναι πολύ χρήσιμο για να κατανοήσουμε τον κανόνα του Madelung και να γνωρίζουμε πώς βρίσκονται τα ηλεκτρόνια των διαφορετικών χημικών στοιχείων, η αλήθεια είναι ότι δεν είναι αλάνθαστο. Υπάρχουν ορισμένες ουσίες των οποίων η σύνθεση δεν υπακούει σε όσα έχουμε εξηγήσει.

Οι διαμορφώσεις ηλεκτρονίων τους διαφέρουν πειραματικά από αυτές που προβλέπονται από τον κανόνα του Madelung για κβαντικούς λόγους.. Μεταξύ αυτών των στοιχείων που δεν ακολουθούν τα πρότυπα έχουμε: χρώμιο (Cr, Z = 24), χαλκό (Cu, Z = 29), ασήμι (Ag, Z = 47), ρόδιο (Rh, Z = 45), δημήτριο ( Ce, Ζ = 58), νιόβιο (Nb; Z = 41), μεταξύ άλλων.

Οι εξαιρέσεις είναι πολύ συχνές όταν γεμίζουμε τα τροχιακά d και f. Για παράδειγμα, στην περίπτωση του χρωμίου, το οποίο θα πρέπει να έχει μια διαμόρφωση σθένους που τελειώνει σε 4s ^ 2 3d ^ 4 σύμφωνα με το διάγραμμα Moeller και τον κανόνα του Madelung, στην πραγματικότητα έχει μια διαμόρφωση σθένους 4s ^ 1 3d ^ 5. Ένα άλλο παράξενο παράδειγμα είναι αυτό του ασημιού, το οποίο αντί να έχει 5s ^ 2 4d ^ 9 όπως το τελευταίο έχει 5s ^ 1 4d ^ 10.