La règle de Klechkowski et la règle de Hund

Rappelons que les orbitales atomiques ont des énergies différentes et peuvent accueillir deux électrons chacun. Le principe d’aufbau dicte la distribution des électrons entre les sous-shells de l’atome, et la règle de la multiplicité maximale de Hund explique le remplissage des orbitales dans les sous-shells. Le principe d’aufbau stipule qu’à l’état fondamental, les électrons remplissent les orbitales atomiques de la plus basse à la plus haute énergie pour atteindre la configuration de la plus basse énergie.Bien que l’énergie augmente généralement avec le nombre de shells, la plus grande pénétration des orbitales s conduit souvent aux orbitales quatre-s et cinq-s ayant des énergies plus faibles que les orbitales trois-d et quatre-d, respectivement. L’ordre peut être mémorisé en utilisant des diagrammes comme celui-ci, où le chemin de la flèche révèle la séquence dans laquelle les électrons sont affectés aux orbitales. Envisagez d’écrire la configuration électronique pour le carbone un élément de numéro atomique six.Certes, l’orbitale un-s, qui à l’énergie la plus faible, devrait être remplie avant l’orbitale deux-s. Chaque orbitale peut contenir un maximum de deux électrons. Le cinquième électron entre dans un sous-shell à deux p.Mais laquelle des trois orbitales à deux p remplit-elle? Bien! Les orbitales dans n’importe quel sous-shell sont présumées dégénérées, ce qui signifie qu’elles ont la même énergie.Ainsi, le cinquième électron peut entrer dans l’une des trois orbitales dégénérées à deux p. Que dire de la sixième électron? Entre-t-il l’orbitale à deux p avec un électron ou l’une des orbitales à deux p vacantes?Selon la règle de la multiplicité maximale de Hund, les électrons occupent individuellement toutes les orbitales d’un niveau d’énergie donné avant de commencer l’appariement, et les électrons non appariés ne peuvent pas avoir de spins opposés:leurs spins doivent être parallèles. Par conséquent, pour le carbone, les 2 électrons à deux p doivent occuper deux orbitales différentes et avoir des spins parallèles. De cette façon, les électrons peuvent se propager sur une plus grande surface.Cela diminue leur blindage les uns des autres, minimisant ainsi l’énergie de l’atome. Pour l’azote, chacune des trois orbitales à deux p est occupée individuellement. Pour l’oxygène, une fois que les orbitales dégénérées à deux p sont remplies individuellement, le dernier électron doit s’apparier avec un autre électron à deux p.L’atome a deux électrons non appariés. La configuration électronique du néon révèle que la shell la plus externe est remplie à sa capacité maximale de huit électrons. Le néon a deux électrons, appelés électrons de noyau dans la shell intérieure, et huit électrons, appelés électrons de valence, dans la shell la plus externe.