- Orbitale vulopdracht volgens de regel van Hund
- Spin paring
- Parallelle en antiparallelle spins
- Veelheid
- Opdrachten
- Fluor
- Titanium
- Ijzer
- Referenties
De regel van de Hund van maximale veelheid of principe , empirisch vastgesteld, hoe de orbitale elektronen te bezetten, degenereren tot energie. Deze regel kwam, zoals de naam alleen al suggereert, van de Duitse natuurkundige Friedrich Hund in 1927 en is sindsdien van groot nut geweest in de kwantum- en spectroscopische chemie.
In de kwantumchemie worden in feite drie regels van Hund toegepast; de eerste is echter de eenvoudigste voor het basiskennis van hoe een atoom elektronisch gestructureerd moet worden.
Bron: Gabriel Bolívar
De eerste regel van Hund, die van maximale veelheid, is essentieel om de elektronische configuraties van de elementen te begrijpen; stelt vast wat de ordening van de elektronen in de orbitalen moet zijn om een atoom (ion of molecuul) met grotere stabiliteit te genereren.
De afbeelding hierboven toont bijvoorbeeld vier reeksen elektronenconfiguraties; de vakken stellen de orbitalen voor en de zwarte pijlen stellen de elektronen voor.
De eerste en derde reeks komen overeen met de juiste manieren om de elektronen te rangschikken, terwijl de tweede en vierde reeks aangeven hoe de elektronen niet in de orbitalen geplaatst moeten worden.
Orbitale vulopdracht volgens de regel van Hund
Hoewel er geen melding wordt gemaakt van de andere twee Hund-regels, past het correct uitvoeren van de vulopdracht impliciet deze drie regels tegelijkertijd toe.
Wat hebben de eerste en derde reeks orbitalen in de afbeelding gemeen? Waarom kloppen ze? Om te beginnen kan elke orbitaal slechts twee elektronen "huisvesten", daarom is de eerste doos compleet. Het vullen moet dus doorgaan met de drie dozen of orbitalen aan de rechterkant.
Spin paring
Elke doos van de eerste reeks heeft een pijl die naar boven wijst, wat drie elektronen symboliseert met spins in dezelfde richting. Als ze naar boven wijzen, betekent dit dat hun spins een waarde van +1/2 hebben, en als ze naar beneden wijzen, hebben hun spins waarden van -1/2.
Merk op dat de drie elektronen verschillende orbitalen bezetten, maar met ongepaarde spins.
In de derde reeks bevindt het zesde elektron zich met een spin in tegengestelde richting, -1/2. Dit is niet het geval voor de vierde reeks, waar dit elektron de orbitaal binnenkomt met een spin van +1/2.
En dus zullen de spins van de twee elektronen, net als die van de eerste orbitaal, gepaard gaan met spin (een met spin +1/2 en de andere met spin -1/2).
De vierde reeks dozen of orbitalen schendt het uitsluitingsprincipe van Pauli, dat stelt dat geen enkel elektron dezelfde vier kwantumgetallen kan hebben. De regel van Hund en het uitsluitingsprincipe van Pauli gaan altijd hand in hand.
Daarom moeten de pijlen zo worden geplaatst dat ze ongepaard zijn totdat ze alle dozen bezetten; en onmiddellijk daarna worden ze aangevuld met de pijlen die in tegengestelde richting wijzen.
Parallelle en antiparallelle spins
Het is niet voldoende dat elektronen hun spins gepaard hebben: ze moeten ook parallel zijn. Dit wordt bij de weergave van dozen en pijlen gegarandeerd door deze met de uiteinden parallel aan elkaar te plaatsen.
De tweede reeks geeft de fout weer dat het elektron in het derde vak zijn spin in antiparallelle zin ontmoet ten opzichte van de andere.
Het kan dus worden samengevat dat de grondtoestand van een atoom er een is die voldoet aan de regels van Hund en daarom de meest stabiele elektronische structuur heeft.
De theoretische en experimentele basis stelt dat wanneer een atoom elektronen heeft met een groter aantal ongepaarde en parallelle spins, het stabiliseert als gevolg van een toename van de elektrostatische interacties tussen de kern en de elektronen; toename die het gevolg is van de afname van het afschermende effect.
Veelheid
In het begin werd het woord 'veelvoud' genoemd, maar wat betekent het in deze context? De eerste regel van Hund stelt vast dat de meest stabiele grondtoestand voor een atoom degene is die een groter aantal spin-multipliciteit vertoont; met andere woorden, degene die zijn orbitalen presenteert met het hoogste aantal ongepaarde elektronen.
De formule om de veelvoud van de spin te berekenen is
2S + 1
Waarbij S gelijk is aan het aantal ongepaarde elektronen vermenigvuldigd met 1/2. Met verschillende elektronische structuren met hetzelfde aantal elektronen kan 2S + 1 dus voor elk worden geschat en degene met de hoogste multipliciteitswaarde zal het meest stabiel zijn.
U kunt de veelvoud van de spin berekenen voor de eerste reeks orbitalen met drie elektronen met hun spins ongeëvenaard en parallel:
S = 3 (1/2) = 3/2
En de veelheid is dan
2 (3/2) + 1 = 4
Dit is de eerste regel van Hund. De meest stabiele configuratie moet ook aan andere parameters voldoen, maar voor chemisch inzicht zijn ze niet helemaal noodzakelijk.
Opdrachten
Fluor
Alleen de valentieschil wordt beschouwd, aangezien wordt aangenomen dat de binnenschil al gevuld is met elektronen. De elektronenconfiguratie van fluor is daarom 2s 2 2p 5 .
Een 2s-orbitaal moet eerst worden gevuld en vervolgens drie p-orbitalen. Om de 2s-orbitaal met de twee elektronen te vullen, volstaat het om ze zo te plaatsen dat hun spins gepaard zijn.
De andere vijf elektronen voor de drie 2p-orbitalen zijn gerangschikt zoals hieronder weergegeven.
Bron: Gabriel Bolívar
De rode pijl vertegenwoordigt het laatste elektron dat de orbitalen vult. Merk op dat de eerste drie elektronen die de 2p-orbitalen binnenkomen, ongepaard zijn geplaatst en met hun spins parallel.
Dan, vanaf het vierde elektron, begint het zijn spin -1/2 te paren met het andere elektron. Het vijfde en laatste elektron verloopt op dezelfde manier.
Titanium
De elektronenconfiguratie van titanium is 3d 2 4s 2 . Omdat er vijf d-orbitalen zijn, wordt voorgesteld om aan de linkerkant te beginnen:
Bron: Gabriel Bolívar
Dit keer werd de vulling van de 4s-orbitaal getoond. Omdat er maar twee elektronen in de 3d orbitalen zijn, is er bijna geen probleem of verwarring bij het plaatsen ervan met hun ongepaarde en parallelle spins (blauwe pijlen).
Ijzer
Een ander voorbeeld, en ten slotte, is ijzer, een metaal dat meer elektronen in zijn d-orbitalen heeft dan titanium. De elektronenconfiguratie is 3d 6 4s 2 .
Als de regel van Hund en het uitsluitingsprincipe van Pauli er niet waren geweest, zouden we niet weten hoe we zulke zes elektronen in hun vijf d-orbitalen moeten rangschikken.
Bron: Gabriel Bolívar
Hoewel het misschien eenvoudig lijkt, zouden zonder deze regels veel verkeerde mogelijkheden kunnen ontstaan met betrekking tot de volgorde van het vullen van de orbitalen.
Dankzij deze is de voortgang van de gouden pijl logisch en eentonig, wat niets meer is dan het laatste elektron dat in de orbitalen wordt geplaatst.
Referenties
- Serway & Jewett. (2009). Fysica: voor wetenschap en techniek met moderne fysica. Deel 2. (zevende editie). Cengage leren.
- Glasstone. (1970). Leerboek van fysische chemie. In chemische kinetiek. Tweede druk. D. Van Nostrand, Company, Inc.
- Méndez A. (21 maart 2012). Hund's regel. Hersteld van: quimica.laguia2000.com
- Wikipedia. (2018). Hunds regel van maximale veelheid. Hersteld van: en.wikipedia.org
- Chemie LibreTexts. (23 augustus 2017). Hund's Rules. Hersteld van: chem.libretexts.org
- Schip R. (2016). Hund's Rules. Hersteld van: hyperphysics.phy-astr.gsu.edu