Regra de Hund

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A Regra de Hund ou Princípio da Máxima Multiplicidade foi desenvolvida pelo físico alemão Friedrich Hermann Hund, mostra que, o maior número de elétrons com spin paralelos existir num orbital incompleto, a energia será menor. A distribuição dos elétrons pelo orbital incompleto, será da seguinte forma, em um sentido, com os elétrons sendo distribuídos individualmente pelo orbital incompleto com spin, também com um sentido, até o orbital incompleto estiver completo com a distribuição dos elétrons individuais e spins com o mesmo sentido, preenche-lo um primeiro sentido. Havendo elétrons para distribuir ainda, voltamos ao início do orbital incompleto e distribuiremos os elétrons restantes, da mesma forma, individualmente, mas com spin com sentido contrario até acabar os elétrons a ser distribuídos, primeiro ou completar o orbital primeiro.[1] [2]


História[editar | editar código-fonte]

A regra de Hund foi publicada, em 1927, pelo físico alemão Friedrich Hermann Hund (nascido em 04 de fevereiro de 1896, Karlsruhe, na Alemanha, morreu 31 março de 1997, Karlsruhe) conhecido por seu trabalho sobre a estrutura eletrônica de átomos e moléculas. Ele ajudou a introduzir o método de utilização de orbitais moleculares para determinar a estrutura eletrônica das moléculas e a formação de ligações químicas.[2]

Descrição[editar | editar código-fonte]

Resultados experimentais mostram que as configurações eletrônicas dos átomos no estado fundamental são tais que os elétrons tendem a ocupar orbitais de menor energia. Assim, a energia total do átomo é minimizada.[3] [1]

A regra de Hund resume essa constatação experimental: elétrons numa mesma subcamada tendem a permanecer desemparelhados (em orbitais separados), com spins paralelos. Portanto, haverá uma menor repulsão intereletrônica.

Essa regra, juntamente com o princípio da exclusão de Pauli, é utilizada no principio da construção (distribuição dos elétrons nos diagramas de orbitais). Dessa forma, os orbitais são preenchidos elétron à elétron (nunca adicionando dois elétrons por vez e com mesmo spin no orbital). Se mais de um orbital em uma subcamada estiver disponível, adiciona-se elétrons com spins paralelos aos diferentes orbitais daquela subcamada até completá-la, antes de emparelhar dois elétrons em um dos orbitais.

Número máximo de elétrons em cada subnível
subnível Número de elétrons por subnível Número de Orbital(is) Representação Gráfica
s 2 elétrons 1
1 Orbital
p 6 elétrons 3
1 Orbital 2 Orbitais 3 Orbitais
d 10 elétrons 5
1 Orbital 2 Orbitais 3 Orbitais 4 Orbitais 5 Orbitais
f 14 elétrons 7
1 Orbital 2 Orbitais 3 Orbitais 4 Orbitais 5 Orbitais 6 Orbitais 7 Orbitais
Número máximo de elétrons
Número de elétrons Número de Orbital Lembre-se Representação Gráfica
2 elétrons 1 Cada Orbital pode ter no máximo 2 elétrons com spins com sentidos contrários.
\uparrow \ \downarrow

Exemplos[editar | editar código-fonte]

O diagramas de orbitais ao lado para o carbono (diagrama superior) e para o nitrogênio (diagrama inferior) mostram a aplicação correta da regra de Hund. O carbono tem Z = 6 ou ,na forma compacta, [He] 1s^22p^2. Nesse diagrama de orbitais, os dois elétrons "2p" possuem spins paralelos (↑↑), indicando que eles têm o mesmos números quânticos magnéticos de spin. Já o nitrogênio tem Z = 7 ou , na forma compacta, [He] 2s^22p^3. Cada elétron "p" ocupa um orbital diferente, e os três têm spins paralelos.

Regra de Hund - Diagrama do Orbital do átomo de carbono.
Regra de Hund - Diagrama do Orbital do átomo de nitrogénio.

Ver também[editar | editar código-fonte]

Referências

  1. a b rincípio de exclusão de Pauling e Regra de Hund
  2. a b Hund
  3. Atkins, Peter; Jones,Loretta. Princípios de Química - Questionando a Vida Moderna e o Meio Ambiente. 3ª ed. Porto Alegre: Bookman, 2006 ISBN 8-573-07739-5

Bibliografia[editar | editar código-fonte]

  1. Lucjan Piela, Ideas of Quantum Chemistry, Elsevier, 2013 ISBN 0-444-59457-4 (em inglês)
  2. Stephen Marvin,Dictionary of Scientific Principles, John Wiley & Sons, 2012 ISBN 1-118-58224-1 (em inglês)
  3. Humiston, G.E.; Brady, James. Química Geral. 3ªed. Rio de Janeiro: LTC.
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