Back to chapter

7.14:

עקרון אפבאו וחוק הונד

JoVE Core
Chemistry
A subscription to JoVE is required to view this content.  Sign in or start your free trial.
JoVE Core Chemistry
The Aufbau Principle and Hund’s Rule

Languages

Share

נזכיר כי לאורביטלים אטומיים יש אנרגיות שונות והם יכולים להכיל שני אלקטרונים כל אחד. כלל אופבאו מכתיב את הפיזור של אלקטרונים בין תתי קליפות האטום, וחוק הונד של ריבוי מקסימלי מסביר את מילוי האורביטלים בתתי הקליפות. כלל אופבאו קובע כי במצב היסוד, אלקטרונים ממלאים אורביטלים אטומיים מהאנרגיה הנמוכה לגבוהה ביותר כדי להשיג את תצורת האנרגיה הנמוכה ביותר.למרות שבדרך כלל האנרגיה עולה עם מספר הקליפה, החדירה הגדולה יותר של אורביטלי s מובילה לעיתים קרובות לכך שאורביטלי 4-s ו-5-s הם בעלי אנרגיות נמוכות יותר מאורביטלי 3-d ו-4-d בהתאמה. ניתן לזכור את הסדר באמצעות דיאגרמות כמו זו, שבה כיוון החץ מציג את הרצף שבו אלקטרונים מתחלקים לאורביטלים. חשבו על כתיבה של תצורת האלקטרונים של פחמן יסוד עם מספר אטומי שש.ללא ספק, אורביטל 1-s, בעל האנרגיה הנמוכה ביותר אמור להתמלא לפני אורביטל 2-s. כל אורביטל יכול להכיל שני אלקטרונים לכל היותר. האלקטרון החמישי נכנס לתת קליפה 2-p.אך איזה משלושת אורביטלי 2-p היא מאכלסת? טוב, ההנחה היא כי האורביטלים בכל תת קליפה הם מנווונים, מה שאומר שיש להם את אותה האנרגיה. לכן האלקטרון החמישי יכול להיכנס לכל אחד משלושת אורביטלי 2-p המנוונים.מה עם האלקטרון השישי? האם הוא נכנס לאורביטל ה-2-p עם עוד אלקטרון או לאחד מאורביטלי 2-p הריקים? על פי כלל הריבוי המרבי של הונד, האלקטרונים מאכלסים בנפרד את כל האורביטלים ברמת אנרגיה נתונה לפני שהם מתחילים להיקשר, ולאלקטרונים הלא קושרים לא יכולים להיות סיבובים הפוכים:הסיבובים שלהם חייבים להיות מקבילים.לכן, בפחמן, שני אלקטרוני 2-p חייבים לאכלס שני אורביטלים שונים ולהיות בעלי ספינים מקבילים. כך אלקטרונים יכולים להתפזר על פני שטח גדול יותר. זה מקטין את המיסוך שלהם זה מזה ובכך ממזער את האנרגיה של האטום.בחנקן, כל אחד משלושת אורביטלי 2-p מאוכלס בנפרד. בחמצן, ברגע שאורביטלי 2-p המנוונים מתמלאים בנפרד, האלקטרון האחרון חייב להיקשר עם 2-p נוסף. האטום כולל שני אלקטרונים לא קושרים.תצורת האלקטרונים של ניאון מגלה שהקליפה החיצונית ביותר מתמלאת עד לקיבולת המרבית של שמונה אלקטרונים. לניאון יש שני אלקטרונים, הנקראים אלקטרוני ליבה בקליפה הפנימית, ושמונה אלקטרונים, הנקראים אלקטרוני ערכיות, בקליפה החיצונית ביותר.

7.14:

עקרון אפבאו וחוק הונד

To determine the electron configuration for any particular atom, we can build the structures in the order of atomic numbers. Beginning with hydrogen, and continuing across the periods of the periodic table, we add one proton at a time to the nucleus and one electron to the proper subshell until we have described the electron configurations of all the elements. This procedure is called the aufbau principle, from the German word aufbau (“to build up”). Each added electron occupies the subshell of lowest energy available, subject to the limitations imposed by the allowed quantum numbers according to the Pauli exclusion principle. Electrons enter higher-energy subshells only after lower-energy subshells have been filled to capacity. Figure 1 illustrates the traditional way to remember the filling order for atomic orbitals. 

Figure1

Figure 1 This diagram depicts the energy order for atomic orbitals and is useful for deriving ground-state electron configurations.

Consider writing the electron configuration for carbon—an element with atomic number six. Four electrons fill the 1s and 2s orbitals. The remaining two electrons occupy the 2p subshell. We now have a choice of filling one of the 2p orbitals and pairing the electrons or of leaving the electrons unpaired in two different, but degenerate, p orbitals. The orbitals are filled as described by Hund’s rule: the lowest-energy configuration for an atom with electrons within a set of degenerate orbitals is that having the maximum number of unpaired electrons. Thus, the two electrons in the carbon 2p orbitals have identical n, l, and ms quantum numbers and differ in their ml quantum number (in accord with the Pauli exclusion principle). The orbital diagram for carbon, with an electron configuration of 1s22s21p2 is: 

Figure2

Nitrogen (atomic number 7) fills the 1s and 2s subshells and has one electron in each of the three 2p orbitals, in accordance with Hund’s rule. These three electrons have unpaired spins. Oxygen (atomic number 8) has a pair of electrons in any one of the 2p orbitals (the electrons have opposite spins) and a single electron in each of the other two. Fluorine (atomic number 9) has only one 2p orbital containing an unpaired electron. All of the electrons in the noble gas neon (atomic number 10) are paired, and all of the orbitals in the n = 1 and the n = 2 shells are filled. 

This text is adapted from Openstax, Chemistry 2e, Section 6.4: Electronic Structure of Atoms.