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 determinada , el término de menor energía es el que tiene el mayor valor de multiplicidad de espín . [1] Esto implica que si dos o más orbitales de igual energía están 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. Dado que 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 paralelo. giro, de modo que el giro total sea 3/2 y la multiplicidad sea 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 según 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 de mecánica cuántica con funciones de onda precisas desde los años 1970 han demostrado que la verdadera razón física del aumento de la estabilidad es una disminución en la protección de las atracciones nucleares de los electrones, de modo que los electrones desapareados puedan acercarse más al núcleo. y la atracción electrón-nuclear aumenta. [3]
Como resultado de la regla de Hund, se imponen restricciones a 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, los demás orbitales en la misma subcapa deben contener primero un electrón cada uno. Además, los electrones que llenan una subcapa tendrán espines paralelos antes de que la capa comience a llenarse con electrones de espín opuesto (después de que el primer orbital gane un segundo electrón). Como resultado, al llenar los orbitales atómicos, se garantiza el número máximo de electrones no apareados (y, por tanto, el máximo estado de espín total).
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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 de 5 con cinco electrones desapareados, todos de espín paralelo, correspondiente 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 energías cercanas. 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]
Aunque la mayoría de las moléculas estables tienen capas electrónicas cerradas, algunas tienen electrones desapareados a los que 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 sólo dos electrones. De acuerdo con la regla de Hund, el estado fundamental es el oxígeno triplete con dos electrones desapareados en orbitales individualmente ocupados. El estado de oxígeno singlete con un π* doblemente ocupado y otro vacío es un estado excitado con propiedades químicas diferentes y mayor reactividad que el estado fundamental.