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Regra de Hund

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Definição

A regra de Hund afirma que a configuração eletrônica de menor energia, o estado fundamental, em qualquer subcamada de elétrons é aquela com o maior número de rotações paralelas de elétrons.

O que é

Utilizada na física, a regra de Hund trata do arranjo de elétrons nos orbitais de um átomo.

A regra de Hund indica que, para qualquer grupo de orbitais ou subcamadas, em um nível de energia, cada orbital deve conter um elétron, cada um girando na mesma direção, antes que os elétrons possam ser emparelhados nos orbitais.

A regra é importante para entender certos comportamentos nos átomos, como o magnetismo nos metais.

No centro de um átomo está o núcleo. O núcleo contém partículas chamadas prótons – que são carregadas positivamente – e partículas chamadas nêutrons, que são neutros.

Movendo-se pelo núcleo estão minúsculas partículas chamadas elétrons, que são carregadas negativamente.

Os elétrons se movem, ou giram, em determinadas áreas ao redor do núcleo, chamadas orbitais, e podem ter um outro elétron compartilhando sua órbita. Quando isso acontece, os elétrons giram em direções opostas.

Além de rotações, os orbitais de elétrons também são definidos por subcamadas e níveis de energia.

As subcascas são rotuladas com as letras s, p, d, e denotam certos orbitais ou grupos de orbitais que ocorrem nos diferentes níveis de energia dos átomos.

Existem quatro níveis de energia no estado fundamental, que contêm mais subcascas à medida que aumentam.

Por exemplo, o primeiro nível de energia contém apenas um subconjunto s, o segundo nível de energia possui um subconjunto s e um subconjunto p e assim por diante.

Simplificando, quanto mais elétrons um átomo possui, mais subcamadas e níveis de energia estão presentes.

Por exemplo, o hidrogênio contém apenas um elétron, portanto, apenas um sub-invólucro, os, no primeiro nível de energia.

Por outro lado, o ferro contém 26 elétrons, portanto possui quatro subconjuntos, um para cada nível de energia; duas subconchas p, cada uma contendo três orbitais, localizadas nos níveis de energia dois e três; e uma subconcha d, contendo cinco orbitais, no nível de energia três.

Focando a camada externa, a regra de Hund determina como os elétrons são organizados nos orbitais, ou sua configuração.

Construindo com base nos conceitos de que apenas dois elétrons podem ocupar um determinado orbital e elétrons na mesma rotação orbital em direções opostas, a regra de Hund afirma que os elétrons sempre devem preencher todos os orbitais vazios em um subshell antes de emparelhar com elétrons.

Também diz que, ao encher os orbitais vazios, todo elétron não emparelhado deve girar na mesma direção. Como um sub-invólucro deve estar completamente cheio antes que os elétrons preencham outros invólucros, essa regra só entra em vigor no último sub-invólucro preenchido.

Por exemplo, os 26 elétrons do ferro preenchem cada uma de suas subconchas até o último, a subcamada 3d. Aqui, restam seis elétrons para encher cinco orbitais. Os cinco primeiros elétrons, todos girando na mesma direção, ocuparão cada um orbital e o sexto emparelhará com o elétron no primeiro orbital, girando na direção oposta.

É esse fenômeno, com vários elétrons não emparelhados girando na mesma direção, que permite que os itens se tornem magnéticos.

Por outro lado, quando todos os elétrons na camada externa estão emparelhados, como os gases nobres, os átomos ficam completamente estáveis.

A regra de Hund

A regra de Hund afirma que:

Todo orbital em um subnível é ocupado individualmente antes de qualquer orbital ser duplamente ocupado.
Todos os elétrons em orbitais ocupados individualmente têm o mesmo giro (para maximizar o giro total).

Exemplo 1

Considere as diferentes maneiras pelas quais um par de elétrons pode ser arranjado em orbitais p.

Tendo em mente que precisamos satisfazer o princípio de exclusão de Pauli, as três maneiras possíveis são mostradas abaixo:

A opção do meio tem o maior número de spins de elétrons paralelos e, portanto, possui a menor energia, ou seja, a regra de Hund identifica a opção do meio como o estado fundamental eletrônico.

É o estado fundamental porque:

Acomodar os elétrons no mesmo orbital (a opção mais à esquerda) aumenta a repulsão eletrostática entre os elétrons porque, em média, eles estão mais próximos
Elétrons com giros opostos (a opção mais à direita) tendem a se aproximar mais do que se os giros fossem paralelos (correlação de rotação). Se os elétrons estão mais próximos, a repulsão eletrostática entre eles aumenta

Exemplo 2

Aqui estão algumas das maneiras pelas quais três elétrons podem ser colocados nos orbitais p.

As opções (b) e (e) têm o maior número de rotações paralelas de elétrons e, portanto, a menor energia. As opções (b) e (e) têm a mesma energia – são ditas orbitais degeneradas.

Exemplo 3

Aqui estão algumas das maneiras pelas quais dois elétrons podem ser colocados nos orbitais d.

As opções (b), (c) e (d) têm o maior número de rotações paralelas de elétrons e, portanto, a menor energia. As opções (b), (c) e (d) possuem a mesma energia – são consideradas orbitais degeneradas.

Fonte: chem.libretexts.org/www.chem.purdue.edu/socratic.org/www.wisegeek.org/www.chemicool.com/ch301.cm.utexas.edu

 

 

 

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