Regla de Hund de máxima multiplicidad
La regla de Hund de máxima multiplicidad es una regla sobre la observación de espectros atómicos, que se utiliza para predecir el estado fundamental de un átomo o molécula con una o más capas electrónicas abiertas . La regla establece que para una configuración electrónica dada, el término de menor energía es el que tiene el mayor valor de multiplicidad de espín . [1] Esto implica que si hay disponibles dos o más orbitales de igual energía, los electrones los ocuparán individualmente antes de llenarlos en pares. La regla, descubierta por Friedrich Hund en 1925, tiene un uso importante en química atómica, espectroscopia yquímica cuántica , y a menudo se abrevia como la regla de Hund , ignorando las otras dos reglas de Hund .
La multiplicidad de un estado se define como 2S + 1, donde S es el espín electrónico total. [2] Por lo tanto, un estado de alta multiplicidad es lo mismo que un estado de alto espín. El estado de energía más baja con multiplicidad máxima generalmente tiene electrones desapareados, todos con espín paralelo. Dado que el espín de cada electrón es 1/2, el espín total es la mitad del número de electrones no apareados, y la multiplicidad es el número de electrones no apareados + 1. Por ejemplo, el estado fundamental del átomo de nitrógeno tiene tres electrones no apareados de forma paralela. giro, de modo que el giro total es 3/2 y la multiplicidad es 4.
La menor energía y la mayor estabilidad del átomo surgen porque el estado de alto espín tiene electrones desapareados de espín paralelo, que deben residir en diferentes orbitales espaciales de acuerdo con el principio de exclusión de Pauli . Una explicación temprana pero incorrecta de la menor energía de los estados de alta multiplicidad fue que los diferentes orbitales espaciales ocupados crean una distancia promedio mayor entre los electrones, lo que reduce la energía de repulsión electrón-electrón. [3] Sin embargo, los cálculos mecánicos cuánticos con funciones de onda precisas desde la década de 1970 han demostrado que la razón física real del aumento de la estabilidad es una disminución en el apantallamiento.de atracciones electrón-nucleares, de modo que los electrones no apareados puedan acercarse más al núcleo y aumente la atracción electrón-nuclear. [3]
Como resultado de la regla de Hund, se imponen restricciones sobre la forma en que los orbitales atómicos se llenan en el estado fundamental utilizando el principio de Aufbau . Antes de que dos electrones ocupen un orbital en una subcapa, otros orbitales en la misma subcapa primero deben contener cada uno un electrón. Además, los electrones que llenan una subcapa tendrán un espín paralelo antes de que la capa comience a llenarse con los electrones de espín opuesto (después de que el primer orbital gane un segundo electrón). Como resultado, cuando se llenan los orbitales atómicos, se asegura el número máximo de electrones desapareados (y, por lo tanto, el estado de espín total máximo).
Por ejemplo, en el átomo de oxígeno, la subcapa 2p 4 organiza sus electrones como [↑↓] [↑] [↑] en lugar de [↑↓] [↑] [↓] o [↑↓] [↑↓][ ]. El átomo de manganeso (Mn) tiene una configuración electrónica 3d 5 con cinco electrones desapareados, todos de espín paralelo, correspondientes a un estado fundamental 6 S. [4] El superíndice 6 es el valor de la multiplicidad , correspondiente a cinco electrones desapareados con espín paralelo de acuerdo con la regla de Hund.
Un átomo puede tener un estado fundamental con dos subcapas incompletamente llenas que tienen una energía similar. El ejemplo más ligero es el átomo de cromo (Cr) con una configuración electrónica 3d 5 4s. Aquí hay seis electrones desapareados, todos de espín paralelo para un estado fundamental de 7 S. [5]
.svg)