Plik Reguła Hunda lub zasada maksymalnej liczebności ustala empirycznie, jak zdegenerowane energetycznie elektrony orbitalne muszą zajmować. Zasada ta, jak sama nazwa wskazuje, pochodzi od niemieckiego fizyka Friedricha Hunda w 1927 roku i od tego czasu jest bardzo przydatna w chemii kwantowej i spektroskopowej..
Naprawdę istnieją trzy reguły Hunda stosowane w chemii kwantowej; Jednak pierwszy z nich jest najprostszy do podstawowego zrozumienia, jak elektronicznie zbudować atom.
Pierwsza zasada Hunda, zasada maksymalnej różnorodności, jest niezbędna do zrozumienia elektronicznych konfiguracji elementów; ustala, jaka powinna być kolejność elektronów na orbitali, aby wygenerować atom (jon lub cząsteczkę) o większej stabilności.
Na przykład powyższy obrazek przedstawia cztery serie konfiguracji elektronów; prostokąty przedstawiają orbitale, a czarne strzałki reprezentują elektrony.
Pierwsza i trzecia seria odpowiadają poprawnym sposobom uporządkowania elektronów, podczas gdy druga i czwarta seria wskazują, jak elektrony nie powinny być umieszczane na orbitałach.
Indeks artykułów
Chociaż nie ma żadnej wzmianki o pozostałych dwóch regułach Hunda, prawidłowe wykonanie kolejności wypełnienia jest pośrednim zastosowaniem tych trzech reguł w tym samym czasie.
Co łączy pierwsza i trzecia seria orbitali na obrazie? Dlaczego mają rację? Po pierwsze, każdy orbital może „pomieścić” tylko dwa elektrony, dlatego pierwsza skrzynka jest kompletna. Dlatego wypełnienie musi być kontynuowane trzema polami lub orbitaliami po prawej stronie.
Każde pudełko z pierwszej serii ma strzałkę skierowaną w górę, która symbolizuje trzy elektrony obracające się w tym samym kierunku. Wskazanie w górę oznacza, że ich obroty mają wartość +1/2, a jeśli wskażą w dół, ich obroty będą miały wartość -1/2.
Zauważ, że trzy elektrony zajmują różne orbitale, ale z niesparowane obroty.
W trzeciej serii szósty elektron znajduje się ze spinem w przeciwnym kierunku, -1/2. Inaczej jest w przypadku czwartej serii, w której ten elektron wchodzi na orbital ze spinem +1/2.
I tak, dwa elektrony, podobnie jak na pierwszym orbicie, będą miały swoje sparowane obroty (jeden z spinem +1/2 i jeden z spinem -1/2).
Czwarta seria pudełek lub orbitali narusza zasadę wykluczenia Pauliego, która mówi, że żaden elektron nie może mieć tych samych czterech liczb kwantowych. Reguła Hunda i zasada wykluczenia Pauliego zawsze idą w parze.
Dlatego strzały powinny być umieszczone w taki sposób, aby nie były sparowane, dopóki nie zajmą wszystkich skrzynek; a zaraz potem kończą się strzałkami skierowanymi w przeciwnym kierunku.
Nie wystarczy, że spiny elektronów są sparowane: muszą one być również równoległe. Gwarantuje to odwzorowanie pól i strzałek poprzez umieszczenie ich końcami równolegle do siebie..
Druga seria przedstawia błąd polegający na tym, że elektron w trzecim pudełku napotyka swój spin w sensie antyrównoległym w stosunku do pozostałych..
Można więc podsumować, że stan podstawowy atomu to taki, który jest zgodny z regułami Hunda, a zatem ma najbardziej stabilną strukturę elektronową.
Podstawy teoretyczne i eksperymentalne potwierdzają, że gdy atom ma elektrony o większej liczbie niesparowanych i równoległych spinów, stabilizuje się w wyniku wzrostu oddziaływań elektrostatycznych między jądrem a elektronami; wzrost wynikający ze zmniejszenia efektu ekranowania.
Słowo „wielość” zostało wspomniane na początku, ale co to oznacza w tym kontekście? Pierwsza reguła Hunda ustanawia, że najbardziej stabilnym stanem podstawowym atomu jest ten z największą liczbą krotności spinów; innymi słowy, ten, którego orbitale mają największą liczbę niesparowanych elektronów.
Wzór na obliczenie krotności spinu to
2S + 1
Gdzie S jest równe liczbie niesparowanych elektronów pomnożonej przez 1/2. Tak więc, mając kilka struktur elektronicznych z tą samą liczbą elektronów, 2S + 1 można oszacować dla każdego z nich, a ta o największej wartości krotności będzie najbardziej stabilna..
Wielokrotność spinu można obliczyć dla pierwszej serii orbitali z trzema elektronami, których spiny są niezrównane i równoległe:
S = 3 (1/2) = 3/2
A zatem wielość jest
2 (3/2) + 1 = 4
To jest pierwsza zasada Hunda. Najbardziej stabilna konfiguracja musi być również zgodna z innymi parametrami, które jednak dla celów zrozumienia chemii nie są całkowicie konieczne..
Uwzględnia się tylko powłokę walencyjną, ponieważ zakłada się, że powłoka wewnętrzna jest już wypełniona elektronami. Konfiguracja elektronowa fluoru to zatem [He] 2sdwa2 P5.
Najpierw należy wypełnić jeden orbital 2s, a następnie trzy orbitale p. Aby wypełnić orbital 2s dwoma elektronami, wystarczy umieścić je w taki sposób, aby ich spiny były sparowane.
Pozostałe pięć elektronów dla trzech orbitali 2p jest ułożonych tak, jak pokazano poniżej.
Czerwona strzałka przedstawia ostatni elektron, który wypełni orbitale. Zauważ, że pierwsze trzy elektrony, które wchodzą na orbitale 2p, są umieszczone niesparowane, a ich spiny są równoległe.
Następnie od czwartego elektronu zaczyna parować swój spin -1/2 z drugim elektronem. Piąty i ostatni elektron postępuje w ten sam sposób.
Konfiguracja elektronowa tytanu to [Ar] 3ddwa4sdwa. Ponieważ istnieje pięć orbitali d, sugeruje się rozpoczęcie od lewej strony:
Tym razem pokazano wypełnienie orbitalu 4s. Ponieważ na orbitalach 3D znajdują się tylko dwa elektrony, prawie nie ma problemu ani nieporozumień podczas umieszczania ich z ich niesparowanymi i równoległymi spinami (niebieskie strzałki).
Kolejnym przykładem jest wreszcie żelazo, metal, który ma więcej elektronów na swoich orbitaliach niż tytan. Jego konfiguracja elektronowa to [Ar] 3d64sdwa.
Gdyby nie reguła Hunda i zasada wykluczenia Pauliego, nie wiedzielibyśmy, jak ustawić takie sześć elektronów na ich orbitaliach pięciodyskowych..
Choć może się to wydawać łatwe, bez tych reguł mogłoby powstać wiele błędnych możliwości dotyczących kolejności wypełniania orbitali.
Dzięki temu posuwanie złotej strzały jest logiczne i monotonne, co jest niczym innym jak ostatnim elektronem umieszczonym na orbitali..
Jeszcze bez komentarzy