Κανόνας του Hund

Κανόνας του Χουντ

Εισαγωγή

Κανόνας του Χουντ μπορεί να οριστεί ως η μεγαλύτερη ολική κατάσταση σπιν ενός ατόμου που αυξάνει τη σταθερότητα ενός ατόμου. Κανόνας του Χουντ είναι πολύ αξιόπιστο για τον προσδιορισμό της φάσης μιας δεδομένης διεγερμένης ηλεκτρονικής διαμόρφωσης. Ο Friedrich Hund ανακάλυψε αυτόν τον κανόνα το 1925. Ο κανόνας του Hund αναφέρει ότι:

1. Η σύζευξη ηλεκτρονίων στα τροχιακά με το ίδιο υποκέλυφος (p, d, f ) δεν πραγματοποιείται έως ότου κάθε τροχιακό που ανήκει σε αυτό το υποκέλυφος έχει ένα ηλεκτρόνιο σε καθένα.
2. Κάθε ηλεκτρόνιο σε όλα τα υποφλοιώματα πρέπει να υπάρχει με το ίδιο σπιν.

Ο πρωταρχικός κανόνας είναι ότι η σύζευξη πρέπει να γίνεται όταν όλα τα τροχιακά του ίδιου φλοιού είναι γεμάτα από ένα ηλεκτρόνιο. Μετά από κάθε τροχιακή πλήρωση από το ίδιο σπιν, θα πρέπει να γίνει σύζευξη ηλεκτρονίων. Η κβαντομηχανική, δηλώνει ότι τα ηλεκτρόνια είναι κατειλημμένα σε τροχιακά και προστατεύονται λιγότερο αποτελεσματικά από τον πυρήνα.

Ο δευτερεύων κανόνας είναι ότι τα ηλεκτρόνια σε μεμονωμένα κατειλημμένα τροχιακά που είναι ασύζευκτα έχουν ισοδύναμη ποσότητα σπιν.

Σώμα

Ο κανόνας του Χουντ της μέγιστης πολλαπλότητας

Σύμφωνα με τον Κανόνα του Χουντ από Μέγιστη πολλαπλότητα , μια δεδομένη διαμόρφωση ηλεκτρονίων πέφτει χαμηλότερη σε ενέργεια. Σύμφωνα με αυτόν τον κανόνα, η σύζευξη ηλεκτρονίων στα τροχιακά p, d και f δεν μπορεί να συμβεί έως ότου κάθε τροχιακό ενός δεδομένου υποφλοιού περιέχει ένα ηλεκτρόνιο το καθένα ή είναι κατειλημμένο μεμονωμένα. Πριν συζευχθούν, τα ηλεκτρόνια εισέρχονται σε ένα κενό τροχιακό. Τα ηλεκτρόνια απωθούν το ένα το άλλο καθώς είναι αρνητικά φορτισμένα. Τα ηλεκτρόνια δεν μοιράζονται τροχιακά για να μειώσουν την απώθηση.

Όταν λάβουμε υπόψη τον δεύτερο κανόνα, τα σπιν των μη ζευγαρωμένων ηλεκτρονίων σε μεμονωμένα κατειλημμένα τροχιακά είναι ισοδύναμα. Η θεωρία πίσω από αυτόν τον κανόνα είναι ότι, για μια δηλωμένη διαμόρφωση ηλεκτρονίων, η καλύτερη τιμή πολλαπλότητας σπιν έχει τον κάτω όρο ενέργειας. Λέει ότι εάν δύο ή περισσότερα τροχιακά με ισοδύναμη ποσότητα ενέργειας δεν είναι κατειλημμένα, τότε τα ηλεκτρόνια θα αρχίσουν να τα καταλαμβάνουν μεμονωμένα πριν τα γεμίσουν ανά ζεύγη. Είναι ένας κανόνας που εξαρτάται από την παρατήρηση των ατομικών φασμάτων, ο οποίος είναι χρήσιμος για την πρόβλεψη της κατώτατης κατάστασης ενός μορίου ή ενός ατόμου με ένα ή αρκετά ανοιχτό ηλεκτρονικό κέλυφος.

Διαμόρφωση ηλεκτρονίων και ο σκοπός του

Διαμόρφωση ηλεκτρονίων

Τα κελύφη σθένους δύο ατόμων που βρίσκονται σε επαφή μεταξύ τους θα αλληλεπιδράσουν πρώτα. Όταν τα κελύφη σθένους δεν είναι γεμάτα, τότε το άτομο είναι το λιγότερο σταθερό. Τα χημικά χαρακτηριστικά ενός συστατικού συνδέονται σε μεγάλο βαθμό στα ηλεκτρόνια σθένους. Παρόμοια χημικά χαρακτηριστικά παρατηρούνται συχνά σε στοιχεία που έχουν παρόμοιο αριθμό ηλεκτρονίων σθένους.

Η σταθερότητα μπορεί επίσης να προβλεφθεί από τη διαμόρφωση ηλεκτρονίων. Όταν όλα τα τροχιακά ενός ατόμου είναι γεμάτα, σημαίνει ότι είναι πιο σταθερό. Τα τροχιακά που έχουν πλήρη ενεργειακή κατάσταση είναι τα πιο σταθερά, όπως τα ευγενή αέρια. Αυτά τα είδη στοιχείων δεν αντιδρούν με άλλα στοιχεία.

Όταν τα άτομα κληρονομούν την επαφή μεταξύ τους, τα εξωτερικά ηλεκτρόνια αυτών των ατόμων, ή τα κελύφη σθένους, θα αλληλεπιδράσουν πρώτα. Ένα άτομο είναι λιγότερο σταθερό (και επομένως πιο αντιδραστικό) όταν το κέλυφος σθένους του είναι ατελώς γεμάτο. Τα ηλεκτρόνια σθένους είναι σε μεγάλο βαθμό υπεύθυνα για τη χημική αντιδραστικότητα ενός στοιχείου. Τα στοιχεία που έχουν ισοδύναμο αριθμό ηλεκτρονίων σθένους έχουν συχνά παρόμοιες χημικές ιδιότητες.

Οι διαμορφώσεις ηλεκτρονίων μπορούν επίσης να προβλέψουν τη σταθερότητα. Ένα άτομο παραμένει στην πιο σταθερή του μορφή (μη αντιδραστική κατάσταση) όταν όλα τα τροχιακά του είναι γεμάτα. Οι πιο σταθερές διαμορφώσεις είναι αυτές που έχουν πλήρη επίπεδα ενέργειας. Αυτές οι διαμορφώσεις συμβαίνουν μέσα στα ευγενή αέρια. Τα ευγενή αέρια είναι πολύ σταθερά στοιχεία, δεν αντιδρούν εύκολα με τα άλλα στοιχεία. Διαμορφώσεις ηλεκτρονίων 

βοηθούν στην πραγματοποίηση προβλέψεων σχετικά με τους τρόπους με τους οποίους θα αντιδράσουν ορισμένα στοιχεία και συνεπώς τις χημικές ενώσεις ή τα μόρια που θα σχηματίσουν τα διάφορα στοιχεία.

Η πολλαπλότητα μιας κατάστασης ενός ατόμου μπορεί να οριστεί ως 2S + 1. Εδώ,  S είναι το συνολικό ηλεκτρονικό σπιν. Μια κατάσταση υψηλής πολλαπλότητας είναι, επομένως, ισοδύναμη με μια κατάσταση υψηλής περιστροφής. Εάν το σπιν κάθε ηλεκτρονίου είναι 1/2, τότε ολόκληρο το σπιν είναι το μισό του αριθμού των μη ζευγαρωμένων ηλεκτρονίων. Έτσι η πολλαπλότητα είναι ο (αριθμός μη ζευγαρωμένων ηλεκτρονίων + 1). Η κατάσταση του ατόμου αζώτου έχει τρία ασύζευκτα ηλεκτρόνια παράλληλης σπιν και ολόκληρο το σπιν είναι 3/2. Επομένως η πολλαπλότητα είναι 4.

Λόγω της χαμηλής ενέργειας και της αυξημένης σταθερότητας ενός ατόμου, η κατάσταση υψηλής σπιν έχει ασύζευκτα ηλεκτρόνια παράλληλης σπιν, τα οποία βρίσκονται σε πολλά χωρικά τροχιακά σύμφωνα με την αρχή αποκλεισμού Pauli. Μια πρώιμη εξήγηση που θεωρήθηκε λανθασμένη σχετικά με τη χαμηλότερη ενέργεια υψηλής πολλαπλότητας δηλώνει ότι τα διάφορα κατειλημμένα χωρικά τροχιακά δημιουργούν μια μεγαλύτερη μέση απόσταση μεταξύ των ηλεκτρονίων. Και αυτό μειώνει την ενέργεια απώθησης ηλεκτρονίου-ηλεκτρονίου. Ωστόσο, οι κβαντομηχανικοί υπολογισμοί με ακριβείς κυματικές συναρτήσεις έδειξαν ότι ένας ιδιαίτερος φυσικός λόγος για την αυξημένη σταθερότητα μπορεί να είναι η μείωση κατά τη διαλογή των ηλεκτρονίων-πυρηνικών έλξεων. Έτσι, τα μη ζευγαρωμένα ηλεκτρόνια μπορούν να πλησιάσουν τον πυρήνα πιο κοντά από ό,τι αυξάνεται η έλξη ηλεκτρονίων-πυρηνών.

Η Αρχή του Χουντ

Αυτός ο νόμος δηλώνει ότι ένα τροχιακό δεν μπορεί να έχει όλα τα ηλεκτρόνια στην ίδια κίνηση σπιν και τα ηλεκτρόνια θα βρίσκονται είτε σε θετικό μισό σπιν (+1/2) είτε σε αρνητικό μισό σπιν (-1/2). Ως εκ τούτου,  η διαμόρφωση ηλεκτρονίων του αργού μπορεί να γραφτεί ως 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6. Το επίπεδο 1s μπορεί να φιλοξενήσει δύο ηλεκτρόνια με τους ίδιους κβαντικούς αριθμούς n, l και m. Το ζεύγος ηλεκτρονίων του αργού σε τροχιακό 1s ικανοποιεί την αρχή αποκλεισμού Pauli καθώς χρειάζονται αντίθετα σπιν. Αυτό καθορίζει διαφορετικούς κβαντικούς αριθμούς σπιν, ένα σπιν είναι +½. Το αντίθετο είναι -½. Τα ηλεκτρόνια επιπέδου 2s έχουν ξεχωριστό κύριο κβαντικό αριθμό από εκείνους εντός του τροχιακού 1s. μερικά από τα ηλεκτρόνια 2s διαφέρουν το ένα από το άλλο επειδή χρειάζονται διαφορετικά σπιν. Τα ηλεκτρόνια επιπέδου 2p έχουν έναν ειδικό τροχιακό γωνιακό αριθμό παλμού από εκείνους εντός των τροχιακών s, εξ ου και το γράμμα p αντί για s. Υπάρχουν τρία p τροχιακά συγκρίσιμης ενέργειας, τα Px, Py και Pz. Αυτά τα τροχιακά είναι διαφορετικά μεταξύ τους. Όλα τα τροχιακά Px, Py και Pz έχουν ένα ζεύγος ηλεκτρονίων με αντίθετα σπιν. Το επίπεδο 3 ανεβαίνει σε έναν υψηλότερο κβαντικό αριθμό και αυτό το τροχιακό περιέχει ένα ζεύγος ηλεκτρονίων με αντίθετα σπιν. Οι πληροφορίες του επιπέδου 3p είναι ανάλογες για το 2p, αλλά ο κύριος κβαντικός αριθμός είναι υψηλότερος:το 3p βρίσκεται σε καλύτερη ενέργεια από το 2p.

Συμπέρασμα:

Κανόνας του Χουντ θα βοηθήσει στην πρόβλεψη των ιδιοτήτων των ατόμων, καθώς τα ζευγαρωμένα και τα ασύζευκτα ηλεκτρόνια έχουν διακριτές ιδιότητες (ιδιαίτερα με μαγνητικά πεδία). Τα ηλεκτρόνια του εξωτερικού κελύφους των ατόμων ή των φλοιών σθένους αλληλεπιδρούν όταν έρχονται πιο κοντά το ένα στο άλλο. Ένα συσχετισμένο άτομο είναι εξαιρετικά ασταθές (το πιο αντιδραστικό) όταν το κέλυφος σθένους του είναι ατελώς γεμάτο. Τα ηλεκτρόνια σθένους είναι πιο υπεύθυνα για τη χημική αντιδραστικότητα ενός συνδεδεμένου στοιχείου. Τα μέρη έχουν το ίδιο εύρος ηλεκτρονίων σθένους και έχουν παρόμοιες χημικές ιδιότητες.

Ένα συνδεδεμένο άτομο είναι πιο σταθερό (μη αντιδραστικό) όταν τα τροχιακά του γεμίσουν με ηλεκτρόνια. Αυτές οι διαμορφώσεις βρίσκονται στα ευγενή αέρια, τα οποία είναι εξαιρετικά σταθερά και συνήθως δεν αντιδρούν μεταξύ τους