Электронные правило Гунда

Правило Гунда. Размещение электронов по квантовым ячейкам подчиняется правилу Гунда, согласно которому электроны в пределах данного подуровня (з-, р-, с1-, /-) располагаются сначала каждый в отдельной квантовой ячейке в виде (одиноких) неспа- [c.57]

Рис. 111-8. Последовательность распределения электронов по энергетическим подуровням в изолированном атоме в нормальном состоянии (иллюстрация правила Гунда).

Каковы правила заполнения электронами атомных и молекулярных орбиталей В чем сущность соблюдения условий минимума энергии, принципа Паули и правила Гунда Покажите их применение на примере атома и молекулы кислорода. [c.53]

Строение многоэлектронных атомов. Принцип заполнения. Принцип запрета Паули и спаривание спинов. Правило Гунда. Эффективный заряд ядра. Орбитальная конфигурация и энергия ионизации. Валентные электроны и валентные орбитали. Типические элементы, внутренние переходные металлы, переходные металлы и благородные газы. Сродство к электрону. [c.385]

При заполнении электронами энергетических подуровней соблюдается правило Гунда в данном подуровне электроны стремятся занять энергетические состояния таким образом, чтобы суммарный спин был максимальным. Поясним это правило, рассмотрев электронную конфигурацию атома углерода, электронная формула которого Ъ 25 2р [c.20]

Правило Гунда. Заполнение ячеек электронами происходит по правилу Гунда, согласно которому в пределах подуровня электроны располагаются сначала каждый в отдельной ячейке (в виде так называемых холостых — валентных электронов), затем, когда все ячейки данного подуровня окажутся занятыми, начинается уплотнение электронов вновь поступающими, т. е. их спаривание . Иначе говоря, электроны в пределах данного подуровня (5, р, d, 1) заполняются таким образом, чтобы суммарный спин был максимальным. Так, если в трех р-ячейках (атом азота) необходимо распределить три электрона, то они будут [c.96]

При заселении вырожденных орбиталей электроны сначала располагаются на них по одному и только после этого происходит окончательное заполнение вырожденных орбиталей двумя электронами — правило Гунда. [c.597]

В чем заключается правило Гунда и какую роль оно играет при определении электронных конфигураций атомов Каково физическое обоснование правила Гунда [c.409]

Энергетическая диаграмма уровней атомных и молекулярных орбиталей двухатомных молекул элементов 2-го периода показана на рисунке 26. Этой диаграммой можно воспользоваться для выяснения распределения электронов по орбиталям в молекулах. При этом следует учесть энергию орбиталей, принцип Паули и правило Гунда. Так, реакция образования молекулы N2 из атомов может быть записана так [c.49]

В ряду элементов от бора до неона, для которого характерны три вырожденные 2/ -орбитали, бор, углерод и азот имеют соответственно одну, две и три орбитали, занятые одним электроном кислород стоит первым в ряду элементов с 2р-орбиталью, занятой 2 электронами. Правило Гунда одинаковым образом относится к каждому виду орбиталей р, и /. [c.58]

Теперь можно подвести итоги. Немонотонное изменение прочности связи Б ряду двухатомных молекул О Рг не является хаотическим, а закономерно связано с электронной структурой молекул. Энергии диссоциации и межъядерные расстояния изменяются в той же последовательности, что и избыток связывающих электронов в системе (рис. 45). Понятие об ординарной, двойной и тройной связи, сложившееся в химии, отражает существование избытка в одну, две и три пары связывающих электронов. Такова а -связь во Рг, — в О2 и — в N2. Вместе с тем могут существовать связи, не укладывающиеся в понятие целочисленных, такие, как в Нг , F2 02 и др., обусловленные наличием нечетного числа избыточных связывающих электронов. Парамагнетизм молекул кислорода и бора полностью объясняется теорией МО на основе правила Гунда. [c.123]

При последовательном переходе от одного элемента к другому электронные орбиты постепенно заполняются электронами. При этом необходимо, чтобы все р-электронные облака имели по одному электрону, прежде чем какое-либо из них сможет принять второй электрон (правило Гунда). В основном состоянии электронные конфигурации первых элементов периодической системы Менделеева изображены в табл. 1. [c.24]

В 1УА-группу входят углерод С, кремний 51, германий Се, олово 5п и свинец РЬ. Электронная конфигурация невозбужденных атомов элементов пх пр (валентные электроны), причем на р-АО находятся два неспаренных электрона (правило Гунда) [c.228]

Ниже приведено распределение электронов по квантовым ячейкам в некоторых октаэдрических комплексах в слабом и сильном полях. В тех случаях, когда число электронов в ионе комплексообразователя больше, чем число орбиталей с низкой энергией имеют место различия. Этв связано с тем, что в случае слабого поля Р>Д и электроны в квантовых ячейках распределяются в соответствии с правилом Гунда. Ион металла находится в состоянии с высоким спином. В случае сильного поля в пределах подуровня при распределении электронов соблюдается правило Гунда. При переходе от одного подуровня к другому электрону выгоднее находиться в занятых одним электроном квантовых ячейках с более низкой энергией. [c.119]

Распределение электронов в атомах определяется следующими основными положениями 1) принцип Паули, 2) принцип наименьшей энергии и 3) правило Гунда. [c.70]

Именно поэтому в четвертом периоде сначала заполняется подуровень 45 и лишь после этого подуровень ЗсЕ. Следующий элемент этого периода хром — 24(3 основании трех основных положений — иринцииа Паули, правила Гунда и принципа наименьшей 31нергии — его электронную конфигурацию можно представить так [c.55]

Сродством атома к электрону называют изменение энергии в процессе присоединения электрона к свободному атому с образованием отрицательного иона при температуре О К А + е = А (атом и ион находятся в своих основных состояниях). При этом электрон занимает низшую свободную атомную орбиталь (НСАО), если ВЗАО занята двумя электронами. Если ВЗАО вырождена и занята не полностью, присоединяемый электрон заселяет ее с соблюдением первого правила Гунда. Из различных методов определения СЭ наиболее прямой и точный — измерение минимальной энергии фотоотрыва электрона от отрицательного иона. [c.39]

Указанные два принципа, правила Гунда и Клечковского определяют электронные конфигурации сложных атомов, т. е. распределение электронов по уровням и подуровням (слоям и оболочкам). [c.59]

Мы уже знаем, что состояние электронов можно описать набором четырех квантовых чисел, но для объяснения-строения электронных оболочек атомов нужно знать еще три следующих основных положения 1) прин-цип Паули, 2) принцип наименьшей энергии и 3) правило Гунда. [c.49]

Правило Гунда. Лри данном значении I (т. е. в пределах определенного подуровня) электроны располагаются таким образом, чтобы суммарный спин был максимальным. [c.52]

Вопрос решается экспериментально. Выяснилось, что в атоме как бы заложена тенденция к сохранению максимального числа неспаренных электронов. Возбуждение атома еще усиливает эту тенденцию. При этом установлено следующее правило Гунда [c.39]

Правило Гунда электроны в подуровнях как бы стремятся занять как можно большее число энергетических ячеек-орбиталей, проявляя тенденцию по возможности в пределах подуровня оставаться неспаренными. [c.47]

Правила Гунда можно пояснить следующим образом. Например, чтобы для эквивалентных электронов значение 5 было максимальным, должны отличаться значения /г,, для разных электронов. Электронные плотности, соответствующие таким функциям, расположены в пространстве дальше друг от друга, чем электронные плотности функций с одинаковыми значениями /г . Вместе с тем при максимальном значении спина имеет место симметричная комбинация спиновых функций, поэтому пространственная часть полной волновой функции будет антисимметричной, а такой функции соответствует меньшее кулоновское отталкивание, что и понижает энергию такого терма. Второе правило Гунда можно пояснить следующим образом. Для того чтобы значение собственного числа L было максимальным, необходимо, чтобы значения 1 . отличались по абсолютной величине, а не только по знаку. Такие функции сильнее различаются по расположению в пространстве, чем функции, у которых проекции 1г отличаются только знаком. Это означает, что максимальное значение Ь отвечает минимальной энергии. [c.11]

Правило Гунда устойчивому состоянию атома соответствует распределение электронов с максимальным абсолютным значением суммарного спина в пределах подуровня. [c.14]

Правило Гунда не запрещает иного расположения электронов на одинаковых по энергии орбиталях. Оно лишь определяет, какое расположение электронов отвечает нормальному невозбужденному состоянию атома. Например, [c.37]

В чем сущность правила Гунда Разместите три электрона по )нерге1ичвжим ячейкам с1 - подуровня. [c.16]

При заполнении энергел ических уровней электроны стремятся запять разные орбитали, так как при этом уменьшаются силы взаимного отталкивания их как одноименно заряженных частиц. Наход5 сь на отдельных орбиталях, электроны имеют параллельные спины, т. е. одинаковое направление спина. Эти особенности свидетельствуют о том, что наиболее устойчивой конфигурацией на одном и том же подуровне является та, которая содержит наибольшее число неспаренных электронов (правило Гунда). [c.43]

По электронному строению Rsn и Rson элементы делятся на две подгруппы главную VIA — О, S, Se, Те, Ро, внещний электронный слой которой содержит 6 электронов, и побочную VIB —Сг, Мо, W, — во внешнем электронном слое входящих сюда элементов содержится 1 или 2 электрона. Элементы подгруппы VIA — неметаллы с максимальной отрицательной степенью окисления —2 и положительной -Ьб (за исключением кислорода). Элементы подгруппы VIB — металлы, которые вследствие близости энергий s-состояния внешнего и -орбиталей предвнешнего уровней способны переходить в довольно устойчивое состояние со степенью окисления -f6. Правда, склонность проявлять максимальную степень окисления у них выражена слабее, чем в подгруппе ванадия, вследствие повьь шенной прочности -орбиталей, на каждой из которых — по одному электрону (правило Гунда). [c.347]

При заселении орбиталей с одинаковой энергией (например, пяти 3 /-орбиталей) электроны в первую очередь расселяются поодиночке на вакантных орбиталях, после чего начинается заселение орбиталей вторыми электронами. Это происходит в соответствии с правилом Гунда, согласно которому на орбиталях с одинаковой энергией электроны остаются по возможности неспаренньши. Такая особенность объясняется наличием электрон-электронного отталкивания. Два электрона, один из которых находится на р Орбитали, а другой на р -орбитали, имеют возможность находиться на большем расстоянии друг от друга, чем два электрона, спа--репные на одной р -орбитали (см. рис. 8-22). Следствием правила Гунда является особая устойчивость полузаполненного набора орбиталей (полного набора всех орбиталей с одинаковой энергией, на каждой из которых находится по одному электрону). При заселении набора из пяти -орбиталей шестым электроном он вынужден спариваться с другим электроном, уже находящимся на какой-либо из орбиталей. Взаимное отталкивание отрицательно заряженных электронов приводит к тому, что для удаления (ионизации) этого шестого электрона требуется меньшая энергия, чем для удаления одного из пяти электронов из полузаполненного набора пяти -орбиталей. По аналогичной причине четвертый электрон, заселяющий набор из трех р-орбиталей, удерживается в атоме менее прочно, чем третий электрон. [c.387]

Кроме длины и энергии важными характеристиками химической связи являются насыщаемость и направленность. Однако эти свойства присущи лишь ковалентной связи. Ионная связь, природа которой обусловлена ненасыщенным и пространственно симметричным электростатическим полем центрального иона, ненасыщена и не имеет какого-либо определенного направления. Насыщаемость ковалентной связи выражается в ограничении числа валентных связей, которые может дать данный атом. Например, азот притягивает три атома водорода с образованием молекул ЫНз, молекул же МН4, ЫН5 и т. д. не существует. Согласно квантово-механическим соображениям в образовании связи могут участвовать только неспаренные электроны атома число их определяет валентность элемента. В простых случаях число неспаренных электронов в атоме находится с помощью принципа Паули и правила Гунда, в более сложных рассматривается возможность гибридизации волновых функций. Направленность связей объясняет стереохимию молекул, которая начала развиваться после того как Ле-Бель и Вант-Гофф (1874) выдвинули важнейший тезис о тетраэдрическом расположении валентностей углерода. [c.18]

Вернемся к атому углерода с конфигурацией li 2i 2p . Для него возможны термы Р, и 5. Исходя из первого правила Гунда, основным термом атома углерода должен быть терм Р. Ему отвечает конфигурация, у которой спины -электронов параллельны. Компоненты триплета Рд, Р и Р2- Их энергии соответственно 0,15 и 42 скГ в согласии с третьим правилом Гунда. Синглетные термы Д2 и отвечают конфигурациям со спаренными -электронами. Согласно первому правилу Гунда, им отвечает более высокое значение энергии (10 192 и 21 647 см ). Эти состояния метастабильны, неустойчивы. Если термы одной конфигурации так значительно различаются по энергии, то возбуждение атома, приводящее к переходу электрона с одиого подуровня на другой, требует еще большей энергии. Например, изменение конфигурации атома углерода с ls 2i 2 > до li 2i2 (терм 5) требует энергии 35 ООО см (4,35 эВ). [c.55]

Недостаток метода NDO — пренебрежение отличием в куло-новском отталкивании электронов с параллельными и антипарал-лельными спинами. Это отличие особенно велико для электронов одного атома, в этом случае двухэлектронный обменный интеграл (fiv I fiv) fi, ve А определяет разницу в энергии взаимодействия электронов в сингле-гном и триплетном состояниях. В методе NDO эти интегралы полагают равными нулю, вследствие чего этот метод не может даже качественно воспроизвести правило Гунда, согласно которому два электрона на различных орбиталях одного атома отталкиваются слабее в случае параллельности их спинов. Метод NDO плохо работает в случае триплетных состояний, свободных радикалов, т. е. для молекулярных систем с достаточно большой обменной энергией. [c.225]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология