Hund kuralları

Vikipedi, özgür ansiklopedi
Atla: kullan, ara

Hund kuralları, atom fiziğinde, Hund kuralları 1927 yılında Alman fizikçi Friedrich Hund tarafından çok elektronlu bir atomun taban durumuna karşılık gelen terim sembolü belirlemek için formüle edilen bir dizi kurallardan oluşmaktadır. Kimyada, ilk kural özellikle önemlidir ve genellikle Hund Kuralı olarak adlandırılır.[1]

Bu Hund kuralları şöyle özetlenebilir:

  1. Verilen bir elektron konfigürasyonu için, maksimum çokluğa sahip terim en düşük enerjiye sahiptir. S tüm elektronlar için toplam spin açısal momentum olmak üzere çokluk 2S+1′e eşittir. En düşük enerjili terim ise en büyük S’li terimdir.
  2. Verilen bir çokluk için, toplam yörüngesel açısal momentum kuantum sayısı L’nin en büyük değerli terimi en düşük enerjiye sahiptir.
  3. Verilen bir terim için, en dış alt kabuğu yarı dolu veya daha az olan bir atomda toplam açısal momentum kuantum sayısı J’nin en düşük değerli seviyesi (işlem için, J=L+S) en düşük enerji durumu olur. Yani L ve S toplamı olan J’nin küçük değeri daha kararlıdır. Eğer en dış kabuk yarı doludan daha fazla ise J’nin en yüksek değerli seviyesi en düşük enerjilidir. Yani L ve S toplamı olan J’nin büyük değeri daha kararlıdır. Yarı dolu alt kabuklar ise yarıdan fazla dolular gibi işlem görürler.

Bu kurallar her zaman ki enerji etkileşmelerinin taban durum terimini nasıl etkilediğini basit bir şekilde belirtir. Hund kuralları en dış elektronlar arasındaki itmenin spin-yörünge etkileşmesinden çok daha büyük olduğunu varsayar. Bu da LS çiftlenme rejimi olarak adlandırılır.

Dolu kabuklar ve altkabuklar toplam spin açısal momentum (S) ve toplam yörüngesel açısal momentum (L) için kuantum sayılara katkıları yoktur. Bu da, dolu orbitaller ve altorbitaller için artan elektrostatik terim (elektronlar arasındaki itme) ve spin-yörünge etkileşmesinin her ikisinin tüm enerji seviyelerinde sadece birlikte kaydığını göstermektedir. Bu nedenle, genellikle sadece en dış değerlik elektronların enerji seviyeleri belirlendiğinde göz önünden bulundurulması gerekir.

Hund Kurallarının Açıklanması

Aufbau ilkesine göre, elektronlar ilk olarak düşük enerjili orbitalleri doldururlar ve sonra düşük enerjili orbitallerinden dolmasıyla daha yüksek enerjili orbitalleri doldurmaya başlarlar. Eğer dikkatlice düşünülürse, burada bir problem olduğu da görülebilir. 1s orbitalleri s orbitallerinden önce doldurulmalıdır çünkü 1s orbitalleri n kuantum sayısının düşük bir değerine sahip ve böylece daha düşük enerjilidir. Üç farklı 2p orbitalleri nasıl olacak? Hangi sırayla doldurulmalıdır. Hund kurallarının bu soruya cevap verebildiğini görebiliyoruz çünkü Hund kuralları şunları ifade eder:

  • Bir altseviyedeki her orbital herhangi bir orbitalin iki kere işgalinden önce tek olarak işgal edilir.
  • Tek başına doldurulmuş/işgal edilmiş orbitallerdeki elektronların tümü aynı spine sahiptirler.

Orbitallere elektronlar atandığında, her bir elektron bir yarım dolu orbitaldeki bir diğer elektron ile çiftlenmeden önce benzer enerjili tüm orbitaller ilk olarak doldurulur. Taban durumlardaki atomlar mümkün olduğunca çok çiftlenmemiş elektrona sahip olma eğilimindedir.

İlk kurala göre, elektronlar her zaman çiftlenmeden önce boş bir orbitali işgal edecektirler. Bu, elektronlar hakkında bildiklerimizle mantıklı olmalıdır. Elektronlar negatif yüklüdürler ve bunun sonucunda birbirini iterler. Elektronlar başka bir elektron ile yörüngelerini paylaşmaktan ziyade kendi yörüngelerinin işgal edilmesinin en aza indirilmesi eğilimindedirler. Ayrıca, kuantum mekaniksel hesaplamalar tek bir elektron ile işgal edilen orbitallerin çekirdekten daha az etkin perdelendiğini göstermiştir.

İkinci kural, tek bir orbitalde çiftlenmemiş elektronların aynı spinlere sahip olduğunu söyler. Eğer elektronlar aynı yönde yörüngede iseler, onlar zıt yönlerde yörüngede olanların bir kısmından daha az sıklıkla buluşurlar. İkinci durumda, itme kuvveti artar ve bu da elektronları ayırır. Böylelikle, hizalanmış spinler düşük enerjilere sahiptir.

Teknik olarak, bir altseviyedeki ilk elektron ya “spin yukarı” ya da “spin aşağı” olabilir. Bir altseviyedeki ilk elektronun spini bir kere seçildiğinde, aynı altseviyedeki diğer elektronların tümünün spinleri ilkine bağlı olarak seçilir. Karışıklığı önlemek için, bilim insanları her zaman ilk elektronu ve diğer çiftlenmemiş elektronları bir orbitalde “spin yukarı” olarak düşünürler.

Tüm bu açıklamaları Azot ve Oksijen atomların elektronik konfigürasyonları için inceleyelim, Atom sayısı 7 olan Azot için doğru elektron konfigürasyonuna bakarsak N (Z=7): 1s2 2s2 2polacaktır.

http://www.kuark.org/wp-content/uploads/2013/08/azothundkural.jpg

Biz açıkça görürüz ki p orbitalleri yarı doludur: üç elektron ve üç p orbitali vardır. Bu 2p altkabuğundaki üç elektronun çiftlenmeden önce tüm boş orbitalleri ilk önce doldurmalarından kaynaklanır.

Azot ile aynı periyotta olan Oksijen’in elektron konfigürasyonu O (Z=8) : 1s2 2s2 2p4‘dir.

http://www.kuark.org/wp-content/uploads/2013/08/azothundkural.jpg

Oksijen Azottan sadece bir elektron daha fazlasına sahiptir ve tüm orbitalleri yarı dolu olduktan sonra o fazla elektron p orbitallerinden birini eşlemektedir.

Aşağıdaki grafikte Pauli Dışarlama İlkesi ve Hund kurallarına göre bazı elementlerin orbitallerini inceleyebilirsiniz,

http://www.kuark.org/wp-content/uploads/2013/08/elementlerinorbitalleri.jpg


ve elektron konfigürasyonları…

Elektron konfigürasyonları bize ne anlatıyor? Atomlar birbirleriyle etkileşime girdiklerinde, en dıştaki elektronları veya değerlik kabukları ilk etkileşime giren kısımlarıdır. Bir atomun değerlik kabuğu dolu değilse en az derece kararlıdır yani oldukça reaktifitr. Değerlik elektronları bir elementin kimyasal davranışlarından büyük ölçüde sorumludur. Değerlik elektronlarının sayısı aynı olan elementler sıklıkla benzer kimyasal özelliklere sahiptir.

Elektron konfigürasyonları da atomun kararlığının tahmin edilmesini de sağlayabilir. Bir atomun orbitalleri tamamen dolu ise en kararlı durumdadır yani tepkisiz durumdadır. En kararlı konfigürasyonlar dolu enerji seviyelerine sahip olanlardır. Böyle konfigürasyonlar soy gazlarda meydana gelirler. Soy gazlar ise herhangi bir diğer element ile kolayca reaksiyona girmeyen çok kararlı elementlerdir.

Elektron konfigürasyonları belirli elementlerin hangi yollarla etkileşmeye gireceklerinin tahmin edilmesinde ve farklı elementlerden kimyasal bileşikler veya moleküller yapılmasında yardımcı olabilirler. Bu Hund kuralları hidrojen ve helyum gibi en temel elementlerden vücudumuzda bulunan en karmaşık proteinlere (birbirine bağlı binlerce farklı atomlardan yapılmış büyük biyolojik kimyasallar) kadar tüm kimyasalların davranışlarının anlaşılmasında bizlere yardımcı olabilirler.[1]

Kaynakça[değiştir | kaynağı değiştir]

  1. http://www.kuark.org/2013/08/hund-kurallari/
  2. http://hyperphysics.phy-astr.gsu.edu/hbase/atomic/hund.html#c2
  3. http://chemwiki.ucdavis.edu/Inorganic_Chemistry/Electronic_Configurations/Hund's_Rules
  4. http://chemwiki.ucdavis.edu/Inorganic_Chemistry/Electronic_Configurations/Aufbau_Principle