대각선 법칙 : 정의 및 예 - 화학

대각선의 규칙은 , 각 궤도 또는 에너지 레벨의 에너지에 따라, 원자 또는 이온의 전자 배열을 설명있게 구성 원리이다. 이러한 의미에서 각 원자의 전자 분포는 고유하며 양자 번호로 제공됩니다.

이 숫자는 전자가 위치 할 가능성이 가장 높은 공간 (원자 궤도라고 함)을 정의하고이를 설명합니다. 각 양자 수는 원자 궤도의 속성과 관련이 있으며, 이는 원자 내부 및 에너지의 전자 배열을 통해 원자 시스템의 특성을 이해하는 데 도움이됩니다.

유사하게, 대각선의 법칙 (Madelung의 법칙이라고도 함)은 화학 종 내에서의 행동을 정확하게 설명하기 위해 전자의 특성을 따르는 다른 원리를 기반으로합니다.

그것은 무엇입니까?

이 절차는 Aufbau 원리를 기반으로하며, 이는 양성자를 핵에 통합하는 과정에서 (하나씩) 화학 원소가 구성 될 때 전자도 원자 궤도에 추가됩니다.

이것은 원자 또는 이온이 바닥 상태에있을 때 전자가 에너지 수준에 따라 원자 궤도의 사용 가능한 공간을 차지한다는 것을 의미합니다.

궤도를 점유함으로써 전자는 먼저 에너지가 낮고 점유되지 않은 레벨에 배치 된 다음 가장 높은 에너지를 가진 레벨에 배치됩니다.

마찬가지로이 규칙은 원소 화학 종의 전자 구성을 상당히 정확하게 이해하는 데 사용됩니다. 즉, 기본 상태에있을 때의 화학 원소입니다.

따라서 전자가 원자 내에 존재하는 구성을 이해함으로써 화학 원소의 특성을 이해할 수 있습니다.

이 지식을 습득하는 것은 이러한 속성의 추론 또는 예측에 필수적입니다. 마찬가지로,이 절차에서 제공하는 정보는 주기율표가 원소 조사와 잘 일치하는 이유를 설명하는 데 도움이됩니다.

이 규칙은 기저 상태의 원자에만 적용되지만 주기율표의 요소에 대해서는 매우 잘 작동합니다.

동일한 원자에 속한 두 개의 전자는 4 개의 동일한 양자 수를 가질 수 없다는 Pauli 배제 원리를 따릅니다. 이 네 개의 양자 번호는 원자에서 발견되는 각 전자를 설명합니다.

따라서 주요 양자 수 (n)는 연구 된 전자가 위치하는 에너지 준위 (또는 쉘)를 정의하고 방위각 양자 수 (ℓ)는 각운동량과 관련이 있으며 궤도의 모양을 자세히 설명합니다.

마찬가지로 자기 양자 수 (m _ℓ )는이 궤도가 공간에서 갖는 방향을 나타내고 스핀 양자 수 (m _s )는 전자가 자신의 축을 중심으로 표시하는 회전 방향을 나타냅니다.

또한 Hund의 규칙은 하위 수준에서 가장 큰 안정성을 나타내는 전자 구성이 평행 위치에서 더 많은 스핀을 가진 구성으로 간주된다는 것을 표현합니다.

이러한 원칙을 준수함으로써 전자 분포가 아래 표시된 다이어그램을 따르는 것으로 확인되었습니다.

이 이미지에서 n의 값은 에너지 수준에 따라 1, 2, 3, 4…에 해당합니다. 그리고 ℓ의 값은 0, 1, 2, 3…으로 표시되며, 각각 as, p, d, f와 동일합니다. 따라서 궤도에서 전자의 상태는이 양자 수에 따라 달라집니다.

이 절차에 대한 설명을 고려하여 적용 사례가 아래에 나와 있습니다.

우선 칼륨 (K)의 전자 분포를 얻으려면 원자 번호를 알아야합니다. 즉, 칼륨 원자는 핵에 19 개의 양성자와 19 개의 전자를 가지고 있습니다. 다이어그램에 따르면 구성은 1s ² 2s ² 2p ⁶ 3s ² 3p ⁶ 4s ¹ 입니다.

다 전자 원자 (구조에 하나 이상의 전자를 가지고 있음)의 배열은 원자 앞의 희가스와 그 뒤에 오는 전자의 배열로도 표현됩니다.

예를 들어, 칼륨의 경우 에는 주기율표에서 칼륨 이전의 희가스가 아르곤이기 때문에 4s ¹ 로도 표현됩니다 .

또 다른 예로,이 경우 전이 금속은 핵에 80 개의 전자와 80 개의 양성자가있는 수은 (Hg)의 금속입니다 (Z = 80). 건설 계획에 따르면 완전한 전자 구성은 다음과 같습니다.

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 .

칼륨과 마찬가지로 수은의 구성은 4f ¹⁴ 5d ¹⁰ 6s ² 로 표현할 수 있습니다 . 주기율표에서 수은 앞에있는 희가스가 크세논이기 때문입니다.

대각선 규칙은 기본 상태에 있고 전하가 0 인 원자에만 적용되도록 설계되었습니다. 즉, 주기율표의 요소와 매우 잘 결합됩니다.

그러나 가정 된 전자 분포와 실험 결과 사이에 중요한 편차가있는 몇 가지 예외가 있습니다.

이 규칙은 전자가 하위 수준에있을 때 전자의 분포를 기반으로하며 n + ℓ 규칙을 따르며, 이는 n + lle의 작은 크기를 가진 궤도가이 매개 변수의 크기가 더 큰 궤도보다 먼저 채워짐을 의미합니다.

예외로 팔라듐, 크롬 및 구리 원소가 제시되며, 그 중 전자 구성이 관찰되는 것과 일치하지 않는 것으로 예측됩니다.

이 규칙에 따르면 팔라듐은 5s ² 4d ⁸ 과 동일한 전자 분포를 가져야 하지만 실험 결과 4d ¹⁰ 과 동일한 것으로 나타났습니다. 즉,이 경우 에너지가 더 낮습니다.

마찬가지로 크롬 원자는 4s ² 3d ^4의 전자 분포를 가져야합니다 . 그러나 실험적으로이 원자는 구성 4s ¹ 3d ^5를 얻었으며 , 이는 두 하위 층이 부분적으로 채워질 때 더 낮은 에너지 (더 안정된) 상태가 발생 함을 의미합니다.