La regla de multiplicidad máxima de Hund es una regla basada en 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 energía más bajo es el que tiene el mayor valor de multiplicidad de espín . [1] Esto implica que si hay dos o más orbitales de igual energía disponibles, los electrones los ocuparán individualmente antes de llenarlos en pares . La regla, descubierta por Friedrich Hund en 1925, es de importante uso en química atómica , espectroscopia y química cuántica , y a menudo se abrevia como 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 menor energía con máxima multiplicidad suele tener electrones desapareados, todos con espín paralelo. Como el espín de cada electrón es 1/2, el espín total es la mitad del número de electrones desapareados y la multiplicidad es el número de electrones desapareados + 1. Por ejemplo, el estado fundamental del átomo de nitrógeno tiene tres electrones desapareados de espín paralelo, de modo que el espín total es 3/2 y la multiplicidad es 4.
La energía más baja 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 energía más baja de los estados de alta multiplicidad fue que los diferentes orbitales espaciales ocupados crean una distancia promedio mayor entre los electrones, reduciendo la energía de repulsión electrón-electrón. [3] Sin embargo, los cálculos mecánico-cuánticos con funciones de onda precisas desde la década de 1970 han demostrado que la razón física real para la mayor estabilidad es una disminución en el apantallamiento de las atracciones electrón-nuclear, de modo que los electrones desapareados pueden aproximarse más al núcleo y la atracción electrón-nuclear aumenta. [3]
Como resultado de la regla de Hund, se imponen restricciones sobre la forma en que se llenan los orbitales atómicos 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 deben contener primero un electrón cada uno. 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, al llenar los orbitales atómicos, se asegura el número máximo de electrones desapareados (y, por lo tanto, el estado de espín total máximo).
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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 cercana. El ejemplo más ligero es el átomo de cromo (Cr) con una configuración electrónica 3d 5 4s. Aquí hay seis electrones desapareados, todos con espín paralelo, para un estado fundamental 7 S. [5]
Aunque la mayoría de las moléculas estables tienen capas electrónicas cerradas, algunas tienen electrones desapareados para los cuales se aplica la regla de Hund. El ejemplo más importante es la molécula de dioxígeno, O 2 , que tiene dos orbitales moleculares antienlazantes pi degenerados (π*) ocupados por solo dos electrones. De acuerdo con la regla de Hund, el estado fundamental es el oxígeno triplete con dos electrones desapareados en orbitales ocupados individualmente. El estado del oxígeno singlete con un π* doblemente ocupado y uno vacío es un estado excitado con diferentes propiedades químicas y mayor reactividad que el estado fundamental.