مخطط مولر: ما يتكون منه وتمارين حلها - كيمياء - 2026

على الرسم البياني مولر أو أسلوب المطر هو الرسم وطريقة ذاكري لمعرفة حكم ماديلونغ. هذا هو ، كيفية كتابة التكوين الإلكتروني لعنصر. يتميز برسم الأقطار عبر أعمدة المدارات ، وباتباع اتجاه السهم ، يتم إنشاء الترتيب المناسب للذرة.

في بعض أجزاء العالم ، يُعرف مخطط Moeller أيضًا باسم طريقة المطر. من خلال هذا ، يتم تحديد ترتيب في ملء المدارات ، والتي يتم تحديدها أيضًا من خلال الأرقام الكمية الثلاثة n و l و ml.

المصدر: غابرييل بوليفار

يظهر مخطط Moeller بسيط في الصورة أعلاه. يتوافق كل عمود مع مدارات مختلفة: s و p و d و f ، مع مستويات الطاقة الخاصة بكل منها. يشير السهم الأول إلى أن ملء أي ذرة يجب أن يبدأ بمدار 1s.

وبالتالي ، يجب أن يبدأ السهم التالي من المدار 2s ، ثم من 2p حتى المدار 3s. بهذه الطريقة ، كما لو كان المطر ، يتم تسجيل المدارات وعدد الإلكترونات التي تحويها (4 لتر +2).

يمثل مخطط Moeller مقدمة لأولئك الذين يدرسون تكوينات الإلكترون.

ما هو مخطط مولر؟

حكم مادلونغ

نظرًا لأن مخطط Moeller يتكون من تمثيل رسومي لقاعدة Madelung ، فمن الضروري معرفة كيفية عمل الأخير. يجب أن يخضع ملء المدارات للقاعدتين التاليتين:

- يتم ملء المدارات ذات القيم الأدنى لـ n + l أولاً ، حيث n هو الرقم الكمي الرئيسي ، و l هو الزخم الزاوي المداري. على سبيل المثال ، المدار ثلاثي الأبعاد يتوافق مع n = 3 و l = 2 ، لذلك ، n + l = 3 + 2 = 5 ؛ في غضون ذلك ، يتوافق المدار 4s مع n = 4 و l = 0 ، و n + l = 4 + 0 = 4. مما سبق ، ثبت أن الإلكترونات تملأ مدار 4s أولاً من المدار ثلاثي الأبعاد.

- إذا كان لمدارين نفس القيمة n + l ، فإن الإلكترونات ستحتل المدار الأقل قيمة n أولاً. على سبيل المثال ، المدار ثلاثي الأبعاد له قيمة n + l = 5 ، كما يفعل المدار 4p (4 + 1 = 5) ؛ ولكن نظرًا لأن قيمة 3d هي أصغر قيمة لـ n ، فسوف تملأ أولاً من 4p.

من الملاحظتين السابقتين ، يمكن الوصول إلى الترتيب التالي لملء المدارات: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p.

باتباع نفس الخطوات لقيم مختلفة من n + l لكل مدار ، يتم الحصول على التكوينات الإلكترونية للذرات الأخرى ؛ والتي بدورها يمكن تحديدها أيضًا من خلال مخطط Moeller بيانياً.

الخطوات لمتابعة

تحدد قاعدة مادلونغ الصيغة n + l ، التي يمكن أن يكون تكوين الإلكترون بها "مسلحًا". ومع ذلك ، كما هو مذكور ، فإن مخطط Moeller يمثل هذا بالفعل بيانياً ؛ لذلك فقط اتبع أعمدته وارسم الأقطار خطوة بخطوة.

كيف إذن تبدأ التكوين الإلكتروني للذرة؟ للقيام بذلك ، يجب أن تعرف أولاً الرقم الذري Z ، والذي بحكم تعريفه للذرة المحايدة يساوي عدد الإلكترونات.

وهكذا ، مع Z نحصل على عدد الإلكترونات ، ومع أخذ ذلك في الاعتبار نبدأ في رسم قطري من خلال مخطط Moeller.

يمكن أن تستوعب المدارات s إلكترونين (بتطبيق الصيغة 4 l +2) ، و p ستة إلكترونات ، و d عشرة ، و f أربعة عشر. يتوقف عند المدار حيث تم احتلال آخر إلكترون قدمه Z.

لمزيد من التوضيح ، فيما يلي سلسلة من التمارين التي تم حلها.

تمارين محلولة

البريليوم

باستخدام الجدول الدوري ، يقع عنصر البريليوم مع Z = 4 ؛ وهذا يعني أنه يجب استيعاب إلكتروناتها الأربعة في المدارات.

بدءًا من السهم الأول في مخطط Moeller ، يشغل مدار 1s إلكترونين: 1s ² ؛ متبوعًا بالمدار 2s ، مع إضافة إلكترونين إضافيين 4 في المجموع: 2s ².

لذلك ، فإن التكوين الإلكتروني للبريليوم ، معبرًا عنه 1s ² 2s ². لاحظ أن مجموع المخطوطات المرتفعة يساوي عدد الإلكترونات الكلي.

مباراة

يحتوي عنصر الفوسفور على Z = 15 ، وبالتالي يحتوي على 15 إلكترونًا في المجموع ، والتي يجب أن تشغل المدارات. للمضي قدمًا ، تبدأ في الحال بتكوين 1s ² 2s ² ، والذي يحتوي على 4 إلكترونات. ثم 9 إلكترونات أخرى في عداد المفقودين.

بعد المدار 2s ، "يدخل" السهم التالي إلى المدار 2p ، ليهبط أخيرًا في المدار 3s. نظرًا لأن المدارات 2p يمكن أن تشغل 6 إلكترونات ، والإلكترونات 3s 2 ، لدينا: 1s ² 2s ² 2p ⁶ 3s ².

لا يزال هناك 3 إلكترونات مفقودة ، والتي تشغل المدار 3p التالي وفقًا لمخطط Moeller: 1s ² 2s ² 2p ⁶ 3s ² 3p ³ ، التكوين الإلكتروني للفوسفور.

الزركونيوم

يحتوي عنصر الزركونيوم على Z = 40. تقصير المسار بالتكوين 1s ² 2s ² 2p ⁶ 3s ² 3p ⁶ ، مع 18 إلكترونًا (ذلك من غاز الأرجون النبيل) ، عندها سيكون 22 إلكترونًا آخر مفقودًا. بعد المدار 3p ، فإن المدارات التالية التي يجب ملؤها وفقًا لمخطط Moeller هي المدارات 4s و 3 d و 4 p و 5 s.

تملأهم تمامًا ، أي 4s ² و 3d ¹⁰ و 4p ⁶ و 5s ² ، ويضاف ما مجموعه 20 إلكترونًا. وبالتالي فإن الإلكترونين المتبقيين موجودان في المدار التالي: 4d. وبالتالي ، فإن التكوين الإلكتروني للزركونيوم هو: 1s ² 2s ² 2p ⁶ 3s ² 3p ⁶ 4s ² 3d ¹⁰ 4p ⁶ 5s ² 4d ².

إيريديوم

يحتوي الإيريديوم على Z = 77 ، لذا فهو يحتوي على 37 إلكترونًا إضافيًا مقارنة بالزركونيوم. بدءًا من ، 1s ² 2s ² 2p ⁶ 3s ² 3p ⁶ 4s ² 3d ¹⁰ 4p ⁶ 5s ² 4d ¹⁰ ، يجب أن نضيف 29 إلكترونًا مع المدارات التالية لمخطط مولر.

برسم أقطار جديدة ، المدارات الجديدة هي: 5p و 6s و 4f و 5d. ملء المدارات الثلاثة الأولى بالكامل لدينا: 5p ⁶ و 6s ² و 4f ¹⁴ ، لإعطاء إجمالي 22 إلكترونًا.

إذاً 7 إلكترونات مفقودة ، وهي موجودة في المدار 5d: 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 ⁷.

ما ورد أعلاه هو التكوين الإلكتروني للإيريديوم. لاحظ أن مداري 6s ² و 5d ⁷ مظللان بخط غامق للإشارة إلى أنهما يتوافقان بشكل صحيح مع غلاف التكافؤ لهذا المعدن.

استثناءات مخطط مولر وقاعدة مادلونغ

هناك العديد من العناصر في الجدول الدوري لا تخضع لما تم شرحه للتو. تختلف تكوينات الإلكترون الخاصة بهم تجريبياً عن تلك المتوقعة لأسباب كمومية.

من بين العناصر التي تعرض هذه التناقضات: الكروم (Z = 24) ، النحاس (Z = 29) ، الفضة (Z = 47) ، الروديوم (Z = 45) ، السيريوم (Z = 58) ، النيوبيوم (Z = 41) و أكثر من ذلك بكثير.

الاستثناءات متكررة جدًا في ملء المدارات d و f. على سبيل المثال ، يجب أن يكون للكروم إعداد تكافؤ 4s ² 3d ⁴ وفقًا لمخطط Moeller وقاعدة Madelung ، ولكنه في الواقع 4s ¹ 3d ⁵.

أيضًا ، وأخيرًا ، يجب أن يكون تكوين التكافؤ للفضة 5s ² 4d ⁹ ؛ لكنها في الحقيقة 5s ¹ 4d ¹⁰.

المراجع

1. ^ جافيرا جي فاليجو م. (6 أغسطس 2013). استثناءات لقاعدة مادلونغ ومخطط مولر في التكوين الإلكتروني للعناصر الكيميائية. تم الاسترجاع من: triplenlace.com
2. صفي المتفوق. (سادس) ما هو تكوين الإلكترون؟ تم الاسترجاع من: misuperclase.com
3. ويكيبيديا. (2018). مخطط مولر. تم الاسترجاع من: es.wikipedia.org
4. الأغبياء. (2018). كيفية تمثيل الإلكترونات في مخطط مستوى الطاقة. تم الاسترجاع من: dummies.com
5. ناف ر. (2016). ترتيب ملء الولايات الإلكترونية. تم الاسترجاع من: hyperphysics.phy-astr.gsu.edu