Cтраница 1
Правила Гунда указывают простой способ определения последовательности энергий атомных состояний. [1]
Правила Гунда, конечно, не всегда выполняются. Это может быть обусловлено конфигурационным взаимодействием, когда присутствие другой конфигурации приводит к понижению терма ниже того уровня, где он должен находиться, согласно правилам Гунда. [2]
Паули и правила Гунда. [3]
Исходя из принципа Паули и правила Гунда, согласно которому электроны стремятся по возможности не образовывать пары, можно построить периодическую систему элементов на основе спектроскопических данных. Атом каждого последующего элемента образуется путем добавления протона и электрона к атому предыдущего элемента. В многоэлектронных атомах электроны заполняют соответствующие орбитали в порядке возрастания их энергии. Имеющиеся в периодической системе отклонения в порядке заполнения орбиталей ( например, Сг, Си, группа РЗЭ) обусловлены особой стабильностью частично заполненных слоев. [4]
Качественно это соотношение вытекает из правила Гунда, согласно которому при наличии нескольких энергетически вырожденных орбиталей более выгодным является заполнение их электронами, соответствующее максимальному суммарному спину. Если учитывать взаимодействие электронов между собой, то энергия электронных состояний при данной электронной конфигурации оказывается зависящей от суммарного спина. Антипараллельная ориентация спинов как бы требует дополнительной энергии. [5]
Теорема 6.8 представляет собой непосредственное следствие из теоремы 6.7. и правила Гунда. У нейтрального альтер-нантного углеводорода с п m атомами имеется ( п т) я-электронов. Поскольку существует п - т несвязывающих МО, то, согласно теореме 6.1, должно быть т связывающих МО и m разрыхляющих МО. На т связывающих МО могут разместиться 2т я-электронов, поэтому на вырожденный набор п - т несвязывающих МО остается ( п - т) я-электронов. Наиболее выгодным для этих электронов будет такое расположение, при котором на каждой несвязывающей МО находится по одному электрону, причем спины всех п - т электронов параллельны. [6]
Описать строение электронных оболочек атомов можно с помощью принципа Паули, правила КлечкоВского и правила Гунда, которые используют для этого представления о так называемых квантовых числах. [7]
При составлении электронных конфигураций многоэлектронных атомов учитывают: принцип минимальной энергии, принцип Паули, правила Гунда и Клечковского. [8]
Зная квантовые числа, понятия атомная орбиталь, принципы минимума энергии и запрета Паули, правила Гунда и Клечковского и, основываясь на понимании периодического закона Д.И. Менделеева, можно представить электронную конфигурацию любого атома и предсказать свойства элементов. [9]
Применительно к рассмотренным выше атомам это означает, что низшее по энергии состояние атома углерода должно быть триплетным, а у атомов азота и протактиния низшими по энергии являются квартетные состояния. Помимо правила Гунда, определяющего спиновую мультиплетность, существуют правила для орбитального углового момента L и полного углового момента /, которые всегда выполняются только для низшего по энергии ( основного) состояния. При заданном значении 5 основное состояние всегда характеризуется максимальным значением L. У атомов углерода и азота возможно только одно значение L при максимальной спиновой мультиплетности; однако для квартетного состояния протактиния возможен целый ряд значений квантового числа L. Максимальное значение L для квартетных состояний равно 7, что соответствует / - состоянию. Значение квантового числа полного углового момента / для состояния с низшей энергией зависит от заселенностей незамкнутой оболочки. Правило, определяющее значение квантового числа /, не всегда выполняется при наличии нескольких незамкнутых оболочек. [10]
Применительно к рассмотренным выше атомам это означает, что низшее по энергии состояние атома углерода должно быть триплетным, а у атомов азота и протактиния низшими по энергии являются квартетные состояния. Помимо правила Гунда, определяющего спиновую мультиплетность, существуют правила для орбитального углового момента L и полного углового момента /, которые всегда выполняются только для низшего по энергии ( основного) состояния. При заданном значении 5 основное состояние всегда характеризуется максимальным значением L. У атомов углерода и азота возможно только одно значение L при максимальной спиновой мультиплетности; однако для квартетного состояния протактиния возможен целый ряд значений квантового числа L. Максимальное значение L для квартетных состояний равно 7, что соответствует / - состоянию. Значение квантового числа полного углового момента / для состояния с низшей энергией зависит от заселенностей незамкнутой оболочки. Правило, определяющее значение квантового числа /, не всегда выполняется при наличии нескольких незамкнутых оболочек. [11]
Нередко эти правила приводят к неоднозначным выводам. Тем не менее правила Гунда всегда пригодны для предсказания L и 5 основного состояния любого атома или иона. [12]
Следовательно, в соответствии с правилом Гунда, реализуется первый вариант. Как это вытекает из правила Гунда, электроны избегают находиться в одной и той же квантовой ячейке. Заполнение квантовой ячейки вторым электроном происходит лишь после того, как все квантовые ячейки заполняющегося подуровня уже содержат по одному электрону. [13]
МО заполняют начиная с наиболее глубоко расположенного уровня, помещая на каждую из них не более двух электронов. При заполнении вырожденных МО ( одинаковые энергетические уровни) следует придерживаться правила Гунда, размещая сначала на каждой из них по одному электрону и только затем добавляя недостающие с антипараллельными спинами. [14]