Шта је правило Хунда или принцип максималне многострукости?



Тхе Правило хунда или принцип максималне многострукости емпиријски утврђује како дегенерисани орбитални електрони морају заузимати енергију. Ово правило, како се само назива, потиче од немачког физичара Фридриха Хунда, 1927. године, и од тада је веома корисно у квантној и спектроскопској хемији..

Постоје стварно три Хундова правила која се примењују у квантној хемији; међутим, први је најједноставнији за основно разумевање како електронски структурирати атом. 

Хундово прво правило, од максималне многострукости, је неопходно за разумевање електронских конфигурација елемената; утврђује редослед електрона у орбиталима да би се створио атом (јон или молекул) веће стабилности.

На пример, четири серије електронских конфигурација су приказане на горњој слици; кутије представљају орбитале, а црне стрелице електроне.

Прва и трећа серија одговарају исправним начинима наручивања електрона, док друга и четврта серија указују на то како се електрони не смију смјестити у орбитале..

Индек

  • 1 Редослед попуњавања орбитала према Хундовом правилу
    • 1.1 Спаривање спинова
    • 1.2 Паралелни и антипаралелни центри
  • 2 Мултиплицити
  • 3 Вежбе
    • 3.1 Флуор
    • 3.2 Титан
    • 3.3 Гвожђе
  • 4 Референце

Редослед попуњавања орбитала према Хундовом правилу

Иако се не спомињу друга два правила Хунда, уз правилно извршавање налога за попуну имплицитно се примењују ова три правила у исто време.

Шта је заједничко првом и трећем низу орбитала на слици? Зашто су у праву? За почетак, свака орбита може само "држати" два електрона, због чега је прва кутија потпуна. Стога се пуњење мора наставити са три кутије или орбитале на десној страни.

Спин паиринг

Свака кутија прве серије има стрелицу окренуту према горе, која симболизира три електрона са спиновима истог смјера. Када показује према горе, то значи да њени спинови имају вредност +1/2, а ако покажу доле, њихови спинови ће имати вредности од -1/2.

Запазите да три електрона заузимају различите орбитале, али са неспарени спинови.

У трећој серији, шести електрон се налази са обртом у супротном смеру, -1/2. Ово није случај за четврту серију, гдје овај електрон улази у орбиталу са спином од +1/2.

И тако, два електрона, као и они из прве орбите, ће имати своје упарени спинови (један са спин +1/2 и један са спин-ом -1/2).

Четврта серија кутија или орбитала крши Паулијев принцип искључења, који каже да ниједан електрон не може имати иста четири квантна броја. Правило Хунда и принцип искључења Паула увијек иду руку под руку.

Стога, стрелице морају бити постављене тако да остану непакиране док не заузму све кутије; и онда заврше пуњење стрелицама у супротном смеру.

Паралелни и антипаралелни спинови

Није довољно да електрони имају спине: морају бити паралелни. Ово у приказу кутија и стрелица је загарантовано стављањем потоњих са њиховим крајевима паралелним један према другом.

Друга серија представља грешку да се електрон у трећој кутији сусреће са својим антипаралелним спином у односу на друге.

Дакле, може се сажети да је фундаментално стање атома оно које се покорава правилима Хунда и стога има најстабилнију електронску структуру..

Теоретска и експериментална основа каже да када атом има електроне са већим бројем неспарених и паралелних спинова, он се стабилизује као резултат повећања електростатских интеракција између језгра и електрона; повећање које је посљедица смањења заштитног ефекта.

Мултиплицити

Реч 'вишеструкост' је поменута на почетку, али шта то значи у овом контексту? Хундово прво правило каже да је најстабилније основно стање атома оно које има највећи број мултиплицитета; другим речима, она која представља своје орбитале са највећим бројем неспарених електрона.

Формула за израчунавање многострукости спина је

2С + 1

Где је С једнак броју неспарених електрона помножених са 1/2. Дакле, имајући неколико електронских структура са истим бројем електрона, 2С + 1 се може проценити за сваку од њих и да ће са највећом мултипликативном вредношћу бити најстабилнија..

Вишеструкост спина може се израчунати за прву серију орбитала са три електрона са њиховим неспареним и паралелним спиновима:

С = 3 (1/2) = 3/2

И мноштво је тада

2 (3/2) + 1 = 4

Ово је Хундово прво правило. Најстабилнија конфигурација мора такође бити у складу са другим параметрима, али за потребе хемијског разумевања нису у потпуности потребни.

Вежбе

Флуор

Разматра се само валентни слој, јер се претпоставља да је унутрашњи слој већ испуњен електронима. Електронска конфигурација флуора је према томе [Хе] 2с22п5.

Прво морате попунити орбиталу 2с, а затим три п орбитале. За попуњавање орбите 2с са два електрона довољно је поставити их на такав начин да се њихови спинови упаре.

Осталих пет електрона за три 2п орбитале су распоређени као што је приказано испод

Црвена стрелица представља последњи електрон који испуњава орбитале. Имајте на уму да су прва три електрона која улазе у 2п орбитале стављена неспарена и паралелно са њиховим спиновима.

Затим, од четвртог електрона, почиње спајати свој спин -1/2 са другим електроном. Пети и последњи електрон се одвијају на исти начин.

Титаниум

Електронска конфигурација титана је [Ар] 3д24с2. Пошто постоји пет д орбитала, предлаже се почетак са леве стране:

Овог пута је приказано пуњење орбите 4с. Пошто постоје само два електрона у 3д орбиталима, готово да нема проблема или конфузије када их поставите са својим неспареним и паралелним спиновима (плаве стрелице).

Ирон

Други пример, и на крају, је гвожђе, метал који има више електрона у својим орбиталима од титана. Његова електронска конфигурација је [Ар] 3д64с2.

Да није било Хундовог правила и Паулијевог принципа искључења, не би било познато како се распоредити тих шест електрона у његових пет орбитала..

Иако се може чинити лаким, без ових правила могу настати многе погрешне могућности у погледу редослиједа попуњавања орбитала.

Захваљујући томе, логично је и монотоно напредовање златне стрелице, која није већа од последњег електрона који се налази у орбиталима.

Референце

  1. Серваи & Јеветт. (2009). Физика: за науку и инжењерство са модерном физиком. Том 2. (Седмо издање). Ценгаге Леарнинг.
  2. Гласстоне. (1970). Уџбеник физичке хемије. Ин Хемијска кинетика. Друго издање. Д. Ван Ностранд, Цомпани, Инц..
  3. Мендез А. (21. март 2012). Хундово правило. Добављено из: куимица.лагуиа2000.цом
  4. Википедиа. (2018). Хундово правило максималне многострукости. Преузето са: ен.википедиа.орг
  5. Цхемистри ЛибреТектс. (23. август 2017.). Хундова правила Преузето са: цхем.либретектс.орг
  6. Схип Р. (2016). Хундова правила Преузето са: хиперпхисицс.пхи-астр.гсу.еду