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]

Основной терм из нескольких для данной конфигурации выбирают, пользуясь правилами Гунда [c.42]

С первым правилом Гунда, согласно которому для данной конфигурации с эквивалентными электронами основным будет состояние с максимальным числом неспаренных электронов на вырожденных орбиталях (состояние с максимальным суммарным спином). [c.38]

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]

При определении последовательности заполнения электронами. МО соблюдаются положения, уже рассмотренные при ознакомлении с порядком заполнения электронами энергетических уровней многоэлектронных атомов, а именно принцип Паули (с. 40—41) и прави- ло Гунда (с. 46). [c.58]

Первая энергия ионизации для В меньше, чем для Ве, потому что самый внешний электрон бора находится на менее стабильной (энергетически более высокой) орбитали. В атоме углерода. С, на двух из трех 2р-орбиталей находится по одному электрону. В согласии с правилом Гунда, в атоме азота. К, три р-электрона расселены по трем 2р-орбиталям, вместо того чтобы два из них оказались спарены на одной орбитали. Четвертый 2р-электрон в атоме кислорода, О, удерживается менее прочно, чем первые три, из-за отталкивания с другим электроном, спаренным с ним на 2р-ор-битали. Поэтому первая энергия ионизации О сравнительно мала. [c.393]

Слабое поле. Все пять -уровней заполнены согласно правилу Гунда, и обычно образуется высокоспиновый комплекс. [c.17]

Сильное поле. Правило Гунда применяется к каждой группе -уровней, и образуется низкоспиновый комплекс. Так, например, в октаэдрических комплексах железа мы находим [c.17]

Поскольку каждая орбиталь лиганда несет два электрона, а ион Со + имеет шесть валентных электронов, мы должны разместить эти 18 валентных электронов на имеющихся уровнях, следуя принципу запрета Паули и правилу Гунда. [c.20]

Спин-орбитальное взаимодействие. Правила Гунда [c.39]

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]

Совокупность МО молекулы, занятых электронами, будем называть ее электронной конфигурацией. Электронная конфигурация молекулы, так же как и для атома, строится на основе двух фундаментальных положений — принципа наименьшей энергии (электрон занимает в молекуле свободную орбиталь с наименьшей энергией) и принципа Паули (на одной МО не может находиться более двух электронов, при этом спины электронов должны быть антипараллельны). Следовательно, для описания электронной конфигурации основного состояния молекулы с 2п электронами (или 2п —1) требуется п молекулярных орбиталей. Вырожденные орбитали заполняются в соответствии с первым правилом Гунда (см. 10). Электронные оболочки молекул, в которых на каждой заселенной орбитали [c.59]

При разработке теории строения молекул в начале 30-х годов возникли и затем развивались два метода —метод валентных связей, ВС-метод (разрабатывался Полингом, Слейтером и другими на основе работы Гейтлера и Лондона) и метод молекулярных орбиталей, МО-метод (развивался Малликеном, Гундом, Герцбергом, Хюкке-лем и др.) В высших своих приближениях они приводят к практически одинаковым результатам, достигаемым, однако, разной ценой. В более простом приближении каждый из них обладает преимуществами в описании одних явлений и недостатками при описании других. [c.56]

Наибольшее распространение среди таких методов получили различные варианты теории молекулярных орбиталей (теория МО), которые весьма эффективно применяются как для расчета электронной структуры различных молекул и радикалов, так и для описания их кинетических свойств. Основы теории МО были сформулированы в 30-х годах в работах Гунда, Малликена, Хюк-келя, Ленард-Джонса, Коулсона и др. [c.51]

Освещая тему о строении многоэлектронных атомов, рассказать о принципах наименьшей энергии, Паули, правиле Гунда, привести полную электронную формулу элемента 105, составленную на основании этих принципов, указать, как пользоваться этой формулой для конкретных элементов. [c.171]

Особый интерес представляет сродство к электрону элементов группы 5А. В основном состоянии атомы элементов группы 5А обладают электронной конфигурацией пБ пр пр пр. Другими словами, в соответствии с правилом Гунда все валентные р-ор-битали этих атомов наполовину заполнены электронами, спины которых ориентированы в одинаковом направлении. Присоединение электрона к такой довольно устойчивой конфигурации энергетически невыгодно, и действительно, сродство к электрону азота близко к нулю или даже несколько положительно (см. разд. 6.6, ч. 1). Значения сродства к электрону для других элементов группы 5А отрицательны, но все же присоединение электрона к любому элементу группы 5А приводит к выделению значительно меньшей энергии, чем для элементов группы 6А или 7А. Наличие устойчивой, наполовину заполненной электронной подоболочки ответственно также за относительно высокие значения энергии ионизации элементов группы 5А, особенно в случае азота, который имеет более высокий потенциал ионизации, чем кислород. [c.314]

Сформулировать правило Гунда. [c.125]

Спин-орбитальное взаимодействие. Прав ила Гунда [c.39]

Терм основного состояния для любой "-конфигурации можно установить, разместив электроны на -орбиталях. При этом в первую очередь заполняются орбитали, имеющие большие величины т,, электроны размещаются по одному и не спариваются до тех пор, пока на каждой орбитали не будет находиться по одному электрону, т. е. все происходит согласно правилам Гунда. Величины т, для орбиталей, на которых находятся электроны, можно суммировать алгебраическим путем, чтобы получить величину L для каждого терма. В более законченной форме это звучит так квантовое число т, индивидуального электрона связано с вектором, имеющим компоненту т, к/2п , направленную вдоль приложенного поля. представляет собой сумму однозлектронных величин т[. Правила сложения векторов требуют, чтобы М1 принимало значения L, L—1,. .., — L, поэтому максимальное значение дается величиной Ь. Для обозначения величин L используются буквы 5, Р, О, Р, С, Н, I, соответствующие равному О, 1, 2, 3, 4, 5 и 6. Спиновую мультиплет-ность состояния определяют как 25 + 1 (5 по аналогии с Ь представляет собой максимально возможное Ms, где Ms = m ) Тт ) и указывают с помощью индекса вверху слева от символа терма. Мультиплетность отвечает за число возможных проекций 8 на направление магнитного поля, т.е. если 5=1, мультиплетность три говорит о том, что Ms = 1, О, [c.63]

Из них обладают наименьшим запг сом энергии и, следовательно, энергетически более предпочтительны вторые вapиal ты, отвечающие правилу Гунда, согласно которому наименьшим запасом энергии обладаю атомы, у которых в пределах данного значения I электроны располагаяжея так, чтобы число неспаренных электронов с параллельными спинами было максимальным. [c.46]

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]

Можно доказать, что радиальные интегралы F и 0 принимают только положительные значения. Пользуясь этим, найдем терм конфигурации, который имеет в приближении LS-связи наименьшую энергию. Так, в конфигурации это будет терм Р, в конфигурации р - терм 5, в конфигурации - терм F. Существует эмпирическое правило Гунда, согласно которому для основных конфигураций и конфигураций с одной незаполненной оболочкой наименьшей энергией обладает терм максимальной мультиплетности если таких термов несколько, то среди них есть терм с максимальным L. Очевидно, все приведенные примеры подчиняются этому правилу. [c.174]

Опишите орбитальную хтсктронную структуру основною состояния следующих атомов и ионов н по возможности проиллюстрируйте, цей-ствие правила Гунда Р(2 = 15) Ка(2 = П) А5(7 = 33), С (7 = 6) О- (7 = 8). [c.410]

Кислород. В молекуле кислорода, О2, два следующих электрона, согласно правилу Гунда, вынуждены разместиться на двух разрыхляющих орбиталях, я и 71 поодиночке. Из 12 валентных электронов, имеющихся в молекуле О2, восемь занимают связывающие орбитали, а четыре — разрыхляющие. Эффективное число связывающих электронов равно 4, поэтому молекула оказывается двоесвязной. Два дополнительных по сравнению с Nj электрона, которые располагаются на разрыхляющих орбиталях, компенсируют связывающее действие двух из шести электронов, обусло- [c.528]

Если Д мала, то, применяя правило Гунда к группе из трех е -орбиталей и к двум нижним разрыхляющим ст -орбиталям, мы получим в итоге высокоспиноБые структуры. Существенное различие между рассмотрениями в теории кристаллического поля и теории молекулярных орбиталей заключается в том, что две -орбитали (фигурирующие в теории кристаллического поля) в последнем случае заменены двумя нижними разрыхляющими молекулярными орбиталями. [c.20]

Молекула 0 . Конфигурация Оа [КК(о 15) о 25) а2р ) п2р = = п2руУ п 2рх = л 2ру) 1. Терм Последние два из шестнадцати электронов размещаются по одному на каждой из вырожденных разрыхляющих = л 2/7у-орбиталей согласно правилу Гунда. [c.80]

Рассмотрим заполнение t g и орбиталей несколькими -электронами в октаэдрическом поле. При конфигурациях , (Р и электроны располагаются на одной, двух и трех -орбиталях в соответствии с правилом Гунда (рис. 56). При конфигурации четвертый электрон может занять свободную орбиталь, для чего нужна энергия 10 либо одну из 2я-орбиталей, уже занятую одним электроном. Для этого нужна энергия на преодоление межэлектронного отталкивания Еотт на орбитали при спаривании. Если поле сильное (10 0 > 60 , ), произойдет спаривание электронов на 2й- 0рбитали, если слабое (100 < 0. . ), электрон займет е -орбиталь (рис. 56). Как видно, силь- [c.123]

Согласно правилу Гунда, трнплетные уровни лежат ниже, чем соответствующие им синглетные уровни. Излучательный переход из нижнего триплетного состояния в основное называется фосфоресценцией. Излучательные переходы между состояниями разной мультиплетности, например между синглетами и триплетами, теоретически запрещены. В действительности, вследствие спин-орби-тального взаимодействия такие переходы наблюдаются, хотя они и менее вероятны, чем синглет — синглетные или триплет — три-плетные переходы. Триплетные молекулы легко теряют свою энергию в различных безызлучательных процессах. Они могут дезактивироваться молекулами с неспаренными электронами, например [c.53]

Курс теоретических основ органической химии (1975) -- [ c.2 , c.2 ]

Основы органической химии (1983) -- [ c.16 ]

Справочник полимеров Издание 3 (1966) -- [ c.299 , c.300 , c.325 ]

Основы общей химии Том 2 Издание 3 (1973) -- [ c.229 ]

Общая химия (1968) -- [ c.83 ]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология