Revisão das 12h22min de 3 de junho de 2014 editar OTAVIO1981 (discussão \| contribs) 38 603 edições m removeu Categoria:Química; adicionou Categoria:Química teórica usando HotCat ← Ver a alteração anterior		Revisão das 21h34min de 3 de setembro de 2014 editar desfazer 189.33.16.4 (discussão) Ver a alteração posterior →
Linha 1: A '''Regra de Hund''' ou '''Princípio da Máxima Multiplicidade''' foi desenvolvida pelo físico alemão [[Friedrich Hund\|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 [[elétron]]s 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 [[spin]]s 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.<ref name=pph>[http://www.passei.com.br/topicos/quimica/principio_pauling_hund.PDF rincípio de exclusão de Pauling e Regra de Hund]</ref><ref name=soq>[http://www.soq.com.br/biografias/hund/ Hund]</ref> ==História== A regra de Hund foi publicada, em 1927, pelo físico alemão '''[[Friedrich Hund\|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.<ref name=soq /> ==Descrição== 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.<ref>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</ref><ref name=pph /> 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''. ~~== Referências Bibliográficas ==~~ <center> Atkins, Peter; Jones,Loretta. ''Princípios de Química - Questionando a Vida Moderna e o Meio Ambiente''. 3ª ed. Porto Alegre: Bookman, 2006. {\| class="wikitable" Humiston, G.E.; Brady, James. ''Química Geral''. 3ªed. Rio de Janeiro: LTC. \|+ '''Número máximo de elétrons em cada subnível''' \|- !subnível !Número de elétrons por subnível ! Número de Orbital(is) ! Representação Gráfica \|- \| align="center" \| ''' <math>s</math>''' \| align="center" style="background-color:#c0ffff"\| <math>2</math> elétrons \| align="center" \| ''' <math>1</math>''' \| colspan="32" align="center" style="background-color:#ffffff; border:1px solid #ffffff;" \| {\| border="1" align="center" style="border:1px solid #ffffff; border-collapse:collapse; font-size: smaller; width:3.125%" rules="all" cellpadding="1" \| align="center" style="background-color:#ffffff" width="10%" \| 1 Orbital \|} \|- \| align="center" \| '''<math>p</math>''' \| align="center" style="background-color:#c0ffff"\| <math>6</math> elétrons \| align="center" \| ''' <math>3</math>''' \| colspan="32" align="center" style="background-color:#ffffff; border:1px solid #ffffff; " \| {\| border="1" align="center" style="border:1px solid #ffffff; border-collapse:collapse; font-size: smaller; width:3.125%" rules="all" cellpadding="1" \| align="center" style="background-color:#ffffff" width="10%" \| 1 Orbital \| align="center" style="background-color:#ffffff" width="10%" \| 2 Orbitais \| align="center" style="background-color:#ffffff" width="10%" \| 3 Orbitais \|} \|- \| align="center" \| '''<math>d</math>''' \| align="center" style="background-color:#c0ffff"\| <math>10</math> elétrons \| align="center" \| ''' <math>5</math>''' \| colspan="32" align="center" style="background-color:#ffffff; border:1px solid #ffffff;" \| {\| border="1" align="center" style="border:1px solid #ffffff; border-collapse:collapse; font-size: smaller; width:3.125%" rules="all" cellpadding="1" \| align="center" style="background-color:#ffffff" width="10%" \| 1 Orbital \| align="center" style="background-color:#ffffff" width="10%" \| 2 Orbitais \| align="center" style="background-color:#ffffff" width="10%" \| 3 Orbitais \| align="center" style="background-color:#ffffff" width="10%" \| 4 Orbitais \| align="center" style="background-color:#ffffff" width="10%" \| 5 Orbitais \|} \|- \| align="center" \| '''<math>f</math>''' \| align="center" style="background-color:#c0ffff"\| <math>14</math> elétrons \| align="center" \| ''' <math>7</math>''' \| colspan="32" align="center" style="background-color:#ffffff; border:1px solid #ffffff;" \| {\| border="1" align="center" style="border:1px solid #ffffff; border-collapse:collapse; font-size: smaller; width:3.125%" rules="all" cellpadding="1" \| align="center" style="background-color:#ffffff" width="10%" \| 1 Orbital \| align="center" style="background-color:#ffffff" width="10%" \| 2 Orbitais \| align="center" style="background-color:#ffffff" width="10%" \| 3 Orbitais \| align="center" style="background-color:#ffffff" width="10%" \| 4 Orbitais \| align="center" style="background-color:#ffffff" width="10%" \| 5 Orbitais \| align="center" style="background-color:#ffffff" width="10%" \| 6 Orbitais \| align="center" style="background-color:#ffffff" width="10%" \| 7 Orbitais \|} \|- \|} </center> <center> {\| class="wikitable" \|+ '''Número máximo de elétrons''' \|- ! Número de elétrons ! Número de Orbital ! Lembre-se ! Representação Gráfica \|- \| align="center" style="background-color:#c0ffff"\| <math>2</math> elétrons \| align="center" \| ''' <math>1</math>''' \| align="center" \| Cada Orbital pode ter '''no máximo 2 [[elétron]]s com [[spin]]s com sentidos contrários'''. \| colspan="32" align="center" style="background-color:#ffffff; border:1px solid #ffffff;" \| {\| border="1" align="center" style="border:1px solid #ffffff; border-collapse:collapse; font-size: smaller; width:3.125%" rules="all" cellpadding="1" \| align="center" style="background-color:#ffffff" width="10%" \| <math>\uparrow \ \downarrow</math> \|} \|- \|} </center> ==Exemplos== 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 <math>Z = 6</math> ou ,na forma compacta, <math>[He] 1s~~²2p²~~^22p^2</math>. Nesse diagrama de orbitais, os dois elétrons "<math>2p</math>" possuem spins paralelos (↑↑), indicando que eles têm o mesmos números quânticos magnéticos de spin. Já o nitrogênio tem <math>Z = 7</math> ou , na forma compacta, <math>[He] 2s~~²2p³~~^22p^3</math>. Cada elétron "<math>p</math>" ocupa um orbital diferente, e os três têm spins paralelos. ~~[[File:Orbital diagram carbon - Hund's Rule.svg\|thumb\|Orbital diagram carbon - Hund's Rule]]~~ ~~[[File:Orbital diagram nitrogen - Hund's Rule.svg\|thumb\|Orbital diagram nitrogen - Hund's Rule]]~~ [[File:Orbital diagram carbon - Hund's Rule.svg\|thumb\|left\|Regra de Hund - Diagrama do Orbital do [[átomo]] de [[carbono]].]] ~~{{Portal3\|Química}}~~ [[File:Orbital diagram nitrogen - Hund's Rule.svg\|thumb\|Regra de Hund - Diagrama do Orbital do [[átomo]] de [[nitrogénio]].]] {{-}} == {{Ver também}} == {{div col}} * [[Diagrama de Linus Pauling]] * [[Valência (química)\|Valência]] * [[Princípio de Aufbau]] * [[Princípio de exclusão de Pauli]] * [[Orbital atômico]] * [[Camada de valência]] {{div col end}} {{Referências}} == Bibliografia == # Lucjan Piela, '''Ideas of Quantum Chemistry''', Elsevier, 2013 ISBN 0-444-59457-4 {{en}} # Stephen Marvin,'''Dictionary of Scientific Principles''', John Wiley & Sons, 2012 ISBN 1-118-58224-1 {{en}} # Humiston, G.E.; Brady, James. ''Química Geral''. 3ªed. Rio de Janeiro: LTC. {{Portal-química}} {{Portal3\|Química}} {{esboço-química}} {{DEFAULTSORT:Regra Hund}} [[Categoria:Química teórica]]

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