De Hunds regel eller princip om maximal mångfald fastställer empiriskt hur energidegenererade orbitalelektroner måste ockupera. Denna regel, som namnet ensam antyder, kom från den tyska fysikern Friedrich Hund 1927, och sedan dess har den varit mycket användbar inom kvant- och spektroskopisk kemi..
Det finns verkligen tre hunds regler som tillämpas inom kvantkemi; Den första är dock den enklaste för den grundläggande förståelsen för hur man elektroniskt strukturerar en atom.
Hunds första regel, den maximala mångfalden, är viktig för att förstå elementens elektroniska konfigurationer; fastställer vad som ska beställa elektronerna i orbitalerna för att generera en atom (jon eller molekyl) med större stabilitet.
Till exempel visar bilden ovan fyra serier av elektronkonfigurationer; rutorna representerar orbitalerna och de svarta pilarna representerar elektronerna.
Den första och tredje serien motsvarar korrekta sätt att beställa elektronerna, medan den andra och fjärde serien anger hur elektronerna inte ska placeras i orbitalerna.
Artikelindex
Även om det inte nämns de andra två Hund-reglerna, tillämpas implicit dessa tre regler samtidigt om korrekt genomförande av fyllningsordern.
Vad har den första och tredje serien av orbitaler i bilden gemensamt? Varför är de korrekta? Till att börja med kan varje omlopp bara ”hysa” två elektroner, varför den första rutan är komplett. Fyllningen måste därför fortsätta med de tre rutorna eller orbitalerna till höger.
Varje ruta i den första serien har en pil som pekar uppåt, vilket symboliserar tre elektroner med snurr i samma riktning. När du pekar uppåt betyder det att deras snurr har ett värde på +1/2, och om de pekar nedåt kommer deras snurr att ha värden -1/2.
Observera att de tre elektronerna upptar olika orbitaler, men med oparade snurr.
I den tredje serien är den sjätte elektronen lokaliserad med en snurrning i motsatt riktning, -1/2. Detta är inte fallet för den fjärde serien, där denna elektron går in i banan med ett snurr på +1/2.
Och så kommer de två elektronerna, som de från den första banan, att ha sina parade snurr (en med snurr +1/2 och en med snurr -1/2).
Den fjärde serien av lådor eller orbitaler bryter mot Pauli-uteslutningsprincipen, som säger att ingen elektron kan ha samma fyra kvantnummer. Hunds regel och Paulis uteslutningsprincip går alltid hand i hand.
Därför bör pilarna placeras på ett sådant sätt att de är parade tills de upptar alla lådor; och omedelbart därefter avslutas de med pilarna i motsatt riktning.
Det räcker inte att elektronerna har sina snurr ihop: de måste också vara parallella. Detta vid framställningen av lådor och pilar garanteras genom att placera de senare med ändarna parallella med varandra..
Den andra serien presenterar felet att elektronen i den tredje rutan möter sin snurrning i en antiparallell mening med avseende på de andra..
Således kan det sammanfattas att en atoms grundtillstånd är en som följer Hunds regler och därför har den mest stabila elektroniska strukturen.
Den teoretiska och experimentella grunden bekräftar att när en atom har elektroner med ett större antal oparade och parallella snurr, stabiliseras den som ett resultat av en ökning av elektrostatiska interaktioner mellan kärnan och elektronerna; ökning som beror på minskningen av skärmningseffekten.
Ordet ”mångfald” nämndes i början, men vad betyder det i detta sammanhang? Hunds första regel fastställer att det mest stabila marktillståndet för en atom är det med det högsta antalet snurrmängder; med andra ord den med sina orbitaler med högst antal oparade elektroner.
Formeln för att beräkna multipliciteten för snurret är
2S + 1
Där S är lika med antalet oparade elektroner multiplicerat med 1/2. Således, med flera elektroniska strukturer med samma antal elektroner, kan 2S + 1 uppskattas för var och en och den med det högsta multiplicitetsvärdet kommer att vara den mest stabila..
Spinnmultipliciteten kan beräknas för den första serien av orbitaler med tre elektroner med sina snurr oöverträffade och parallella:
S = 3 (1/2) = 3/2
Och mångfalden är då
2 (3/2) + 1 = 4
Detta är Hunds första regel. Den mest stabila konfigurationen måste också överensstämma med andra parametrar, men som för kemisk förståelse är inte helt nödvändiga..
Endast valensskalet beaktas, eftersom det antas att det inre skalet redan är fyllt med elektroner. Elektronkonfigurationen för fluor är därför [He] 2stvå2 s5.
En 2s orbital måste fyllas först och sedan tre p orbitaler. För att fylla 2s-omloppet med de två elektronerna räcker det att placera dem på ett sådant sätt att deras snurr är parade.
De andra fem elektronerna för de tre 2p-orbitalerna är ordnade som illustreras nedan.
Den röda pilen representerar den sista elektronen som fyller orbitalerna. Observera att de tre första elektronerna som går in i 2p-orbitalerna placeras oparade och med sina snurr parallellt.
Sedan, från den fjärde elektronen, börjar den para sin snurr -1/2 med den andra elektronen. Den femte och sista elektronen fortsätter på samma sätt.
Elektronkonfigurationen för titan är [Ar] 3dtvå4stvå. Eftersom det finns fem d-orbitaler föreslås det att du börjar på vänster sida:
Den här gången visades fyllningen av 4s-banan. Eftersom det bara finns två elektroner i 3d-orbitalerna, finns det nästan inget problem eller förvirring när man placerar dem med sina oparade och parallella snurr (blå pilar).
Ett annat exempel, och slutligen, är järn, en metall som har fler elektroner i sina orbitaler än titan. Dess elektronkonfiguration är [Ar] 3d64stvå.
Om det inte vore för Hunds styre och Pauli-uteslutningsprincipen skulle vi inte veta hur man skulle ordna sådana sex elektroner i sina fem d-orbitaler..
Även om det kan verka enkelt, utan dessa regler kan många felaktiga möjligheter uppstå angående ordningen för att fylla orbitalerna.
Tack vare dessa är den gyllene pilens framflyttning logisk och monoton, vilket är inget annat än den sista elektronen som placeras i orbitalerna..
Ingen har kommenterat den här artikeln än.