Friedrich Hund, physicien allemand
Friedrich Hund – découvreur de la règle de Hund
Friedrich Hund (1896-1997) : Friedrich Hermann Hund (4 février 1896 – 31 mars 1997) était un physicien allemand de Karlsruhe connu pour ses travaux sur les atomes et les molécules
Physicien allemand Friedrich Hund (1896-1997)
Friedrich Hund , en entier Friedrich Hermann Hund , (né le 4 février 1896 à Karlsruhe , Allemagne—décédé le 31 mars 1997 à Karlsruhe), physicien allemand connu pour ses travaux sur la structure électronique des atomes et des molécules. Il a aidé à introduire la méthode d’utilisation des orbitales moléculaires pour déterminer la structure électronique des molécules et la formation de liaisons chimiques. Hund a enseigné et fait des recherches dans des universités allemandes (Rostock, Leipzig, Iéna, Francfort-sur-le-Main et Göttingen) exclusivement, à l’exception d’un an passé en tant que conférencier invité à l’Université de Harvard . Ses publications incluent Einführung in die theoretische Physik , 5 vol. (1945–50 ; « Introduction à la physique théorique « ), Theoretische Physik , 3 vol. (1956–63), Theorie des Aufbaues der Materie (1961 ; « Théorie de la structure de la matière »), Grundbegriffe der Physik (1969 ; « Principes fondamentaux de la physique ») et Geschichte der physikal Begriffe (1972 ; « Histoire de la physique Terminologie »).
Configuration électronique en physique
Configuration électronique , également appelée structure électronique ou configuration électronique , la disposition des électrons en orbitales autour d’un noyau atomique. La configuration électronique d’un atome dans le modèle de mécanique quantique est indiquée en énumérant les orbitales occupées, par ordre de remplissage, avec le nombre d’électrons dans chaque orbitale indiqué en exposant. Dans cette notation, la configuration électronique du sodium serait 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 1, distribué dans les orbitales en 2-8-1. Souvent, une méthode abrégée est utilisée qui répertorie uniquement les électrons en excès de la configuration des gaz nobles précédant immédiatement l’atome dans le tableau périodique . Par exemple, le sodium a un électron 3 s en plus du néon gaz noble (symbole chimique Ne, numéro atomique 10), et donc sa notation abrégée est [Ne] 3 s 1 .
Les électrons remplissent les orbitales selon le principe d’Aufbau , dans lequel les orbitales d’énergie la plus basse sont remplies en premier. Les orbitales sont remplies comme 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 4 s 2 3 d 10 4 p 6 5 s 2 4 d 10 5 p 6 6 s 2 4 f 14 5 d 10 6 p 6 7 s 2 5f14 6 j 10 7 p 6 .
Les éléments d’un même groupe dans le tableau périodique ont des configurations électroniques similaires . Par exemple, les éléments lithium , sodium, potassium , rubidium , césium et francium (les métaux alcalins du groupe I) ont tous des configurations électroniques montrant un électron dans les s les plus externes (les plus lâchement liés). orbiteCe soi-disant l’électron de valence est responsable des propriétés chimiques similaires partagées par les éléments alcalins susmentionnés du groupe I : éclat métallique brillant, haute réactivité et bonne conductivité thermique.
D’après l’ancien modèle atomique de coquille , les électrons occupent plusieurs niveaux à partir du premier coquille la plus proche du noyau, K , passant par la septième coquille, Q , la plus éloignée du noyau. La configuration électronique d’un atome dans le modèle atomique de la coque peut être exprimée en indiquant le nombre d’électrons dans chaque coque en commençant par la première. Par exemple,le sodium (numéro atomique 11) a ses 11 électrons répartis dans les trois premières couches de la manière suivante : les couches K et L sont complètement remplies, avec respectivement 2 et 8 électrons, tandis que la couche M n’est que partiellement remplie d’un électron.
Transition physique atomique
Transition, modification d’un système physique d’un état ou d’une condition à un autre. En physique atomique et des particules, les transitions sont souvent décrites comme autorisées ou interdites (voir règle de sélection). Les transitions autorisées sont celles qui ont une forte probabilité de se produire, comme dans le cas de la désintégration radioactive de courte durée des noyaux atomiques.
En trois millionièmes de seconde, par exemple, la moitié de tout échantillon de polonium-212 instable devient du plomb-208 stable en éjectant des particules alpha (noyaux d’hélium-4) à partir de noyaux atomiques individuels. Les transitions interdites, en revanche, sont celles qui ont une forte probabilité de ne pas se produire. Une transition strictement interdite est une transition qui ne peut pas se produire du tout. Une transition peut être interdite par une loi de conservation de base telle que la conservation du moment cinétique, qui empêche l’émission de lumière et d’autres énergies électromagnétiques lors de certaines transitions dans des atomes et des noyaux excités, ou la conservation de la charge électrique, qui interdit strictement aux électrons de se désintégrer. en particules encore plus élémentaires.
Orbitale en chimie et physique
Orbitale , en chimie et en physique , une expression mathématique, appelée fonction d’onde , qui décrit les propriétés caractéristiques de pas plus de deux électrons au voisinage d’un noyau atomique ou d’un système de noyaux comme dans une molécule. Une orbitale est souvent représentée comme une région tridimensionnelle dans laquelle il y a une probabilité de 95% de trouver l’ électron ( voir illustration ). Comprendre le concept des différentes formes et tailles orbitales Comprendre le concept des différentes formes et tailles orbitales Voir toutes les vidéos de cet article Les orbitales atomiques sont généralement désignées par une combinaison de chiffres et de lettres qui représentent des propriétés spécifiques des électrons associés aux orbitales, par exemple, 1 s , 2 p , 3 d , 4 f .
Les chiffres, appelés les nombres quantiques principaux indiquent les niveaux d’énergie ainsi que la distance relative du noyau. Un électron 1 s occupe le niveau d’énergie le plus proche du noyau. Un électron 2 s , moins fortement lié, passe la plupart de son temps plus loin du noyau.
Les lettres s , p , d et f désignent la forme de l’orbite. (La forme est une conséquence de l’amplitude du moment cinétique de l’électron , résultant de son mouvement angulaire.) Une orbitale s est sphérique avec son centre au noyau. Ainsi un 1 sl’électron est presque entièrement confiné à une région sphérique proche du noyau ; un électron 2 s est limité à une sphère un peu plus grande. Une orbitale p a la forme approximative d’une paire de lobes sur les côtés opposés du noyau, ou une forme quelque peu en haltère. Un électron dans une orbitale p a une probabilité égale d’être dans l’une ou l’autre moitié. Les formes des autres orbitales sont plus compliquées. Les lettres s , p , d , f , étaient à l’origine utilisées pour classer les spectres de manière descriptive en séries appelées nettes, principales, diffuses et fondamentales, avant que la relation entre les spectres et la configuration électronique atomique ne soit connue.
Aucune orbitale p n’existe dans le premier niveau d’énergie, mais il y en a un ensemble de trois dans chacun des niveaux supérieurs. Ces triplets sont orientés dans l’espace comme s’ils étaient sur trois axes perpendiculaires entre eux et se distinguent par des indices, par exemple 2 p x , 2 p y , 2 p z . Dans tous sauf les deux premiers niveaux principaux, il y a un ensemble de cinq orbitales d et, dans tous sauf les trois premiers niveaux principaux, un ensemble de sept orbitales f , toutes avec des orientations compliquées.
Seuls deux électrons, du fait de leur spin, peuvent être associés à chaque orbitale. Un électron peut être considéré comme ayant une rotation dans le sens des aiguilles d’une montre ou dans le sens inverse des aiguilles d’une montre autour de son axe , faisant de chaque électron un petit aimant. Les électrons en orbitales complètes sont appariés avec des spins opposés ou des polarités magnétiques opposées.
Electron Paramagnetic Resonance (EPR) en phisique
Résonance paramagnétique électronique (RPE), également appelée résonance de spin électronique (ESR), absorption sélective de faibles rayonnements électromagnétiques radiofréquences (dans le domaine des micro-ondes) par des électrons non appariés dans la structure atomique de certains matériaux soumis simultanément à une constante, fort champ magnétique. Les électrons non appariés, à cause de leur spin, se comportent comme de minuscules aimants.
Lorsque des matériaux contenant de tels électrons sont soumis à un fort champ magnétique stationnaire, les axes magnétiques des électrons non appariés, ou aimants élémentaires, s’alignent partiellement sur le fort champ externe, et ils précèdent dans le champ tout comme les axes des toupies tracent souvent surfaces en forme de cône lors de leur précession dans le champ gravitationnel de la Terre.
La résonance est l’absorption de l’énergie du faible champ magnétique alternatif des micro-ondes lorsque sa fréquence correspond à la fréquence propre de précession des aimants élémentaires. Lorsque l’on fait varier la fréquence micro-onde ou l’intensité du champ stationnaire et que l’autre est maintenue fixe, la mesure du rayonnement absorbé en fonction de la variable changeante donne un spectre de résonance paramagnétique électronique. Un tel spectre, généralement un graphique de l’absorption d’énergie micro-onde par rapport au champ magnétique stationnaire appliqué, est utilisé pour identifier les substances paramagnétiques et pour étudier la nature des liaisons chimiques au sein des molécules en identifiant les électrons non appariés et leur interaction avec l’environnement immédiat.
Excitation en physique atomique
Excitation, en physique, l’ajout d’une quantité discrète d’énergie (appelée énergie d’excitation) à un système, tel qu’un noyau atomique, un atome ou une molécule, qui entraîne son altération, généralement à partir de la condition d’énergie la plus basse (sol état) à un état d’énergie plus élevée (état excité). Dans les systèmes nucléaires, atomiques et moléculaires, les états excités ne sont pas distribués de manière continue mais n’ont que certaines valeurs d’énergie discrètes. Ainsi, l’énergie externe (énergie d’excitation) ne peut être absorbée qu’en quantités discrètes correspondantes.
Ainsi, dans un atome d’hydrogène (composé d’un électron en orbite lié à un noyau d’un proton), une énergie d’excitation de 10,2 électron-volts est nécessaire pour faire passer l’électron de son état fondamental au premier état excité. Une énergie d’excitation différente (12,1 électron-volts) est nécessaire pour faire passer l’électron de son état fondamental au second état excité.
De même, les protons et les neutrons dans les noyaux atomiques constituent un système qui peut être élevé à des niveaux d’énergie discrets plus élevés en fournissant des énergies d’excitation appropriées. Les énergies d’excitation nucléaire sont environ 1 000 000 fois supérieures aux énergies d’excitation atomique. Pour le noyau de plomb 206, par exemple, l’énergie d’excitation du premier état excité est de 0,80 million d’électronvolts et du second état excité de 1,18 million d’électronvolts. L’énergie d’excitation stockée dans les atomes et les noyaux excités est émise généralement sous forme de lumière visible par les atomes et sous forme de rayonnement gamma par les noyaux lorsqu’ils retournent à leur état fondamental. 
Cette énergie peut également être perdue par collision. Le processus d’excitation est l’un des principaux moyens par lesquels la matière absorbe des impulsions d’énergie électromagnétique (photons), telles que la lumière, et par lequel elle est chauffée ou ionisée par l’impact de particules chargées, telles que les électrons et les particules alpha. Dans les atomes, l’énergie d’excitation est absorbée par les électrons en orbite qui sont élevés à des niveaux d’énergie distincts plus élevés. Dans les noyaux atomiques, l’énergie est absorbée par les protons et les neutrons qui sont transférés dans des états excités. Dans une molécule, l’énergie est absorbée non seulement par les électrons, qui sont excités à des niveaux d’énergie plus élevés, mais également par la molécule entière, qui est excitée par des modes discrets de vibration et de rotation.
Friedrich Hund – découvreur de la règle de Hund
Biographie de Friedrich Hund et contributions
Friedrich Hund [Friedrich Hermann Hund] était un physicien allemand né le 04 février 1896 – décédé le 31 mars 1997. Hund a apporté une contribution essentielle à la théorie quantique. Hund a découvert le soi-disant effet tunnel ou effet tunnel quantique et la règle de Hund de la multiplicité maximale.
Il a également fait des travaux importants sur les structures des atomes et des molécules et la théorie atomique. Hund a aidé à introduire la méthode d’utilisation des orbitales moléculaires pour déterminer la structure électronique des molécules et la formation de liaisons chimiques.
Tunnelisation quantique
L’effet tunnel quantique fait référence au phénomène de mécanique quantique où une particule traverse une barrière qu’elle ne pouvait classiquement pas franchir. L’effet tunnel quantique joue un rôle essentiel dans plusieurs phénomènes physiques, comme la fusion nucléaire qui se produit dans les étoiles de la séquence principale comme le Soleil. Il a des applications importantes pour les dispositifs modernes tels que la diode tunnel, l’informatique quantique et le microscope à effet tunnel.
Friedrich Hund a été le premier à remarquer le tunnelage en 1927 lorsqu’il calculait l’état fondamental du potentiel du double puits. Sa première application était une explication mathématique de la désintégration alpha
Règle de Hund de la multiplicité maximale
La règle de multiplicité maximale de Hund est une règle d’observation qui stipule qu’un état de spin total plus élevé rend généralement l’atome résultant plus stable. La multiplicité d’un état est calculée comme le nombre total d’électrons non appariés + 1, soit le double du spin total + 1 écrit 2S+1. Un état de multiplicité élevée est donc identique à un état de spin élevé. La stabilité accrue de l’atome, qui se manifeste le plus souvent dans un état d’énergie plus faible, survient parce que l’état de spin élevé oblige les électrons non appariés à résider dans différentes orbitales spatiales.
Friedrich Hund (1896-1997)
(1) L’état d’énergie le plus bas a la multiplicité maximale compatible avec le principe d’exclusion de Pauli. (2) L’état d’énergie le plus bas a le nombre quantique de moment cinétique orbital total maximal de l’électron, conformément à la règle (1). Ils sont expliqués par la théorie quantique des atomes par des calculs faisant intervenir la répulsion entre deux électrons.
https://www.worldofchemicals.com/148/chemistry-articles/friedrich-hund-discoverer-of-hunds-rule.html
https://www.britannica.com/science/transition-atomic-physics
https://www.britannica.com/science/electronic-configuration