Хунда

Лекция 2. Многоэлектронные атомы. Принцип Паули. Максимальное число электронов в электронных слоях и оболочках. Правило Хунда. Последовательность энергетических уровней и подуровней электронов в много-электронных атомах. Правила Клечковского. [c.178]

По характеру заполнения 4/-орбиталей элементы семейства лантаноидов разделяются на подсемейства. Первые семь элементов (Се—Ос]), у которых в соответствии с правилом Хунда 4/-орбитали заполняются по одному электрону, объединяются в подсемейство церия семь остальных элементов (ТЬ—Ей), у которых происходит заполнение 4/-орбиталей по второму электрону, объединяются в подсемейство тербия [c.639]

Решение. У каждого атома В атомные орбитали Ь, 2р . Магнитные свойства молекулы В указывают на то, что у молекулы есть неспаренные электроны. Заполнение молекулярных орбиталей электронами подчиняется правилу Хунда. Тогда электронную конфигурацию молекулы В2 можно записать так [c.14]

Поскольку точное решение уравнения Шредингера для более сложных молекул, чем Нг, невозможно, возникли различные приближенные методы расчета волновой функции, а следовательно, распределения электронной плотности в молекуле. Наиболее широкое распространение получили два подхода теория валентных связен (ВС) и теория молекулярных связей орбиталей (МО). В развитии первой теории особая заслуга принадлежит Гайтлеру и Лондону, Слетеру и Полингу, в развитии второй теории — Малликену и Хунду. [c.46]

Углерод. Электронное строение атома соответствует распределению электронов по ячейкам, в котором, согласно правилу Хунда, имеется два одиночных электрона. Однако валентность два для углерода не характерна , поскольку сравнительно легко осуществляется переход атома в возбужденное состояние, в котором его валентность равна четырем (см. рис. 1.34). [c.83]

Потому что 1) в случаях... нарушено правило Хунда 2) в случаях... нарушен принцип Паули 3) в случаях... энергия атома не минимальна. [c.47]

Диаграммой рис. 30, а можно воспользоваться для выяснения распределения электронов по орбиталям молекул при этом следует учесть энергетический порядок орбиталей, принцип Паули и правило Хунда. Так, реакция образования молекулы Р а из атомов в системе [c.53]

Хунда) при этом центральный ион сохраняет высокое значение спина, так что образуется высокоспиновый парамагнитный комплекс. В случае же сильного поля (высокое значение энергии расщепления) энергетически более выгодным будет размещение максимального числа электронов на -орбиталях при этом создается н и 3 к о с п и н о в ы й диамагнитный комплекс. [c.597]

Размещение электронов по АО в пределах одного энергетического подуровня определяется правилом Хунда, согласно которому минимальной энергии атома соответствует такое распределение электронов по АО данного подуровня, при котором абсолютное значение суммарного спина атома максимально при любом другом размещении электронов атом будет находиться в возбужденном состоянии, т, е. будет характеризоваться более высокой энергией. [c.41]

Потому что 1) лиганд создает сильное поле, и шесть -электронов заполняют три орбитали de-подуровня 2) лиганд создав слабое иоле, и все орбитали заполняются в соответствии с правилом Хунда 3) центральный ион содержит нечетное число электронов, [c.212]

Электроны центрального иона распределяются по -орбиталям так, чтобы образовалась система с минимальной энергией. Это может быть достигнуто двумя способами размещением электронов на -орбиталях, отвечающих более низкой энергии, или равномерным распределением их по всем -орбиталям в соответствии с правилом Хунда (см. стр. 90). Если общее число электронов, находящихся на -орбиталях центрального нона, не превышает тр х, то они размещаются па орбиталях более низкого энергетического уровня 15 по правилу Хунда. Так, у иона Сг +, имеющего электронную конфигурацию внешнего слоя 3 каждый из трех -электронов занимает одну из трех -орбиталей. [c.596]

Правило Хунда электроны располагаются на одинаковых орбиталях таким образом, чтобы суммарный спин был максимален. [c.27]

Два электрона в молекуле Вг располагаются по одному на орбиталях л и Лу с одинаковой энергией, причем спины данных электронов параллельны — проявляется закономерность, аналогичная правилу Хунда для атомов. Действительно, экспериментальные исследования показывают наличие в данной молекуле двух неспаренных электронов. [c.105]

Порядок заполнения орбиталей данного подслоя подчиняется правилу Хунда суммарное спиновое число электронов данного подслоя должно быть максимальным. [c.26]

Для описания химической связи наиболее широко используются два подхода метод молекулярных орбиталей (МО) и метод валентных связей (ВС). В развитии метода ВС особая заслуга принадлежит В. Гейтлеру и Ф. Лондону, Д. Слетеру и Л. Полингу, в развитии метода МО — Р. Малликену и Ф. Хунду. [c.44]

Как было отмечено ранее (в разд. 1.4), электроны распределяются по квантовым ячейкам (орбиталям) в соответствии с прави-ж)м Хунда при достаточном числе ячеек в каждой из них располагается по одному электрону. Это объясняется тем, что электроны отталкиваются друг от друга и потому стремятся з анять разные орбитали. Для того чтобы перевести электрон с орбитали, где он один, на другую орбиталь, где уже имеется электрон, требуется затрата некоторого количества энергйи Р. Величина Р может быть определена квантовомеханическим расчетом. При наличии в ионе комплексообразователя большего числа электронов, чем число орбиталей с низкой энергией, возможны два варианта заполнения орбиталей электронами. При А < Я электроны центрального иона в комплексе занимают те же орбитали, что и в свободном ионе. Ион комплексообразователя находится в состоянии с высоким спином. Если же А > Я, то поле лигандов вызывает переход электронов в уже занятые ячейки с более низкой энергией. В результате спаривания электронов суммарный спин уменьшается, т. е. ион-комплексообразователь переходит в состояние с низким спином. [c.125]

Согласно правилу Хунда два электрона распределяются по двум л -орбиталям л и л . Порядок связи в молекуле Ог равен 2. За счет (а ) -электронов осуществляется а-связь, л-связывание определяется л- и, тт -электронами. ( троение молекулы кислорода можно представить структурными формулами [c.51]

Согласно правилу Хунда, заполнение двумя электронами каждого из вырожденных состояний (например, р-состояний) происходит лишь после того, как все они заполнились однократно. На этом основании распределение электронов в атомах, находящихся в основном состоянии, можно представить схемой, показанной в табл. 3. [c.49]

Метод молекулярных орбиталей исходит из пред-, положения, что состояние электронов в молекуле может быть описано как совокупность молекулярных электронных орбиталей (молекулярных электронных облаков), причем каждой молекулярной орбитали (МО) соответствует определенный набор молекулярных квантовых чисел. Как и в любой другой много-элсктронной системе, в молекуле сохраняет свою справедливость принцип Паули, так что на каждой МО могут находиться не более двух электронов, которые должны обладать противоположно направленными спинами. Действует также правило Хунда, согласно которому минимальной энергии моле- [c.56]

Такой порядок размещения электронов в атоме углерода представляет собой частный случай общей закономерности, выражаемой правилом Хунда устойчиво.П11 состоянию атома соответствует такое распределение электронос, в пределах энергетического подуровня, при котором абсолютное значение суммарного спина атома максимально. [c.90]

Отметим, что иравило Хунда не запрещает другого распределения электронов в пределах подуровня. Оно лишь утверждает, что максимальное значение суммарного спина атома соответствует устойчивому, т. е. невозбужденному состоянию, в котором йтом обладает наименьшей возможной энергией при любом другом рас-ироделеиин электронов энергия атома будет иметь больик с значение, так что он будет находиться в возбужденном, неусюйчилом состоянии. [c.91]

Согласно правилам Хунда, энергия Ек18,1 будет наименьшей, если 1) квантовое число 5 максимально 2) при равных 5 максимально квантовое число [c.97]

Впервые такая задача была поставлена Ф. Хундом в мае 1927 г. Он показал возможность существования энергетически равноценных ядерных конфигураций многоатомных молекул, причем время перехода из одной конфигурации в другую может, по его словам, иметь порядок от атомных до космических величин в зависимости от высоты барьера. Впоследствии аналогичные задачи рассматривались многими физиками в связи с разнообразными проблемами —А. Нордхей-мом (1927 г.) при изучении термоэлектронной эмиссии, Р. Оппенгеймером (1927 г.) при исследовании поведения атома водорода во внешнем электрическом поле и, наиболее известный пример, Г. Герни, Э. Кондоном и Г. А. Гамовым (1928 г.) в теории а-распада атомных ядер. [c.115]

Не вдаваясь в обсуждение математической стороны дела, отметим лишь наиболее суш,ественные качественные аспекты проблемы Хунда. Самой важной чертой энергетического спектра, получаемого при рас-стуютрении этой проблемы, является его парный (дублетный) характер, поскольку соответствующие волновые функции могут быть как симметричны, так и антисимметричны относительно плоскости, проходящей через начало координат и перпендикулярной оси R (рис. 25а). Иными словами, спектр энергии включает пары колебательных энергетических уровней И — колебательное квантовое число), рас- [c.116]

Азот. В атоме азота в соответствии с правилом Хунда имеется три одиночных р-электрона (см. рис. 1.34), поэтому валентность его равна трем. Следует отметить, что азот не проявляет валентность, равную пяти. Для этого потребовалооъ бы переведение электронов на новый (третий) электронный Слой, а это сопряжено с такой затратой энергии, которая не может быть компенсирована энергией какой-либо химической связи азота с другим атомом. Поэтому азот в отличие от других элементов V группы не образует соединений ЫСЬ, NBr5 и т. п. [c.83]

Решение, У каждого атома В атомные орбитали Ь, 25 , 2р . Магнитные свойст)за молекулы Вз указывают на то, что у молекулы есть неспаренные Электрэны. При заполнении молекулярных орбиталей электронами используем правило Хунда. Тогда электронную конфигурацию молекулы Вг можно записать [c.17]

В соответствии с принципом Паули в каждой энергетической ячейке может быть один или два электрона, причем в последнем случае они являются сиаренными. Распределение электронов по нескольким ячейкам одного подуровня происходит в соответствии с правилом Ф, Хунда, согласно которому в данном подуровне электроны располагаются так, чтобы сумма их спиновых чисел была максимальна, в связи с чем они занимают нaибoльuJee число свободных энергетических ячеек. [c.33]

ЛГ) I ГП ГП 7 правилами Хунда (на камшой ступеньке сначала по одному [c.34]

Марковникова 64 октета 51 Хунда 49 Прегнап 868 Прегненолон 876, 877 Предельные структуры 55, 36 Предельные углеводороды с.м. Углеводороды насьнценные Преднизон 882 Прекальциферол 899, 900 Пренитол 489 [c.1195]

При записи терма следует руководствоваться правилами Хунда [c.341]

Поскольку точное решение уравнения Шредингера для атомномолекулярных систем невозможно, возникли различные приближенные методы расчета волновой функции, а следовательно, распределения электронной плотности в молекуле. Наиболее широкое распространение получили два метода метод валентных связей (ВС) и метод молекулярных орбиталей (МО). В развитии первого метода особая заслуга принадлежит Гайтлёру й Лондону, Слетеру и Полингу. Развитие второго метода связано в основном с именами Малликена и Хунда. [c.58]

Учебник общей химии (1981) -- [ c.177 ]

Неорганическая химия (1981) -- [ c.68 ]

Начала органической химии Книга первая (1969) -- [ c.241 , c.244 ]

Органическая химия Том 1 перевод с английского (1966) -- [ c.42 ]

Основы неорганической химии (1979) -- [ c.58 ]

Современная неорганическая химия Часть 3 (1969) -- [ c.45 ]

Неорганическая химия Издание 2 (1976) -- [ c.62 , c.67 ]

Общая химия 1982 (1982) -- [ c.90 , c.91 , c.596 , c.597 ]

Общая химия 1986 (1986) -- [ c.87 , c.577 , c.578 ]

Общая и неорганическая химия (1981) -- [ c.29 , c.125 ]

Неорганическая химия (1981) -- [ c.68 ]

Неорганическая химия (1987) -- [ c.83 , c.619 ]

Общая химия Издание 18 (1976) -- [ c.87 ]

Общая химия Издание 22 (1982) -- [ c.90 , c.91 , c.596 , c.597 ]

Справочник по общей и неорганической химии (1997) -- [ c.38 , c.208 ]

Валентность и строение молекул (1979) -- [ c.54 ]

Курс органической химии (0) -- [ c.49 ]

Курс физической химии Издание 3 (1975) -- [ c.44 , c.50 , c.729 ]

Начала органической химии Кн 1 Издание 2 (1975) -- [ c.225 , c.228 ]

Химия Справочник (2000) -- [ c.19 , c.443 ]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология