RÈGLE DE HUND OU PRINCIPE DE MULTIPLICITÉ MAXIMALE - CHIMIE - 2024

La règle de Hund de la multiplicité maximale ou principe établi, empiriquement, comment occuper les électrons orbitaux dégénèrent en énergie. Cette règle, comme son nom seul l'indique, est venue du physicien allemand Friedrich Hund, en 1927, et depuis lors, elle a été très utile en chimie quantique et spectroscopique.

Il existe en fait trois règles de Hund appliquées en chimie quantique; cependant, la première est la plus simple pour comprendre comment structurer électroniquement un atome.

Source: Gabriel Bolívar

La première règle de Hund, celle de la multiplicité maximale, est essentielle pour comprendre les configurations électroniques des éléments; établit ce que doit être l'ordre des électrons dans les orbitales pour générer un atome (ion ou molécule) avec une plus grande stabilité.

Par exemple, l'image ci-dessus montre quatre séries de configurations électroniques; les cases représentent les orbitales et les flèches noires représentent les électrons.

La première et la troisième série correspondent aux manières correctes d'organiser les électrons, tandis que les deuxième et quatrième séries indiquent comment les électrons ne doivent pas être placés dans les orbitales.

Ordre de remplissage orbital selon la règle de Hund

Bien qu'il n'y ait aucune mention des deux autres règles Hund, l'exécution correcte de l'ordre de remplissage applique implicitement ces trois règles en même temps.

Qu'ont en commun la première et la troisième série d'orbitales de l'image? Pourquoi ont-ils raison? Pour commencer, chaque orbitale ne peut «loger» que deux électrons, c'est pourquoi la première case est complète. Le remplissage doit donc se poursuivre avec les trois cases ou orbitales à droite.

Accouplement rotatif

Chaque boîte de la première série a une flèche pointant vers le haut, qui symbolise trois électrons avec des spins dans le même sens. Lorsqu'ils pointent vers le haut, cela signifie que leurs tours ont une valeur de +1/2, et s'ils pointent vers le bas, leurs tours auront des valeurs de -1/2.

Notez que les trois électrons occupent des orbitales différentes, mais avec des spins non appariés.

Dans la troisième série, le sixième électron est situé avec un spin dans la direction opposée, -1/2. Ce n'est pas le cas pour la quatrième série, où cet électron entre dans l'orbitale avec un spin de +1/2.

Et ainsi, les deux électrons, comme ceux de la première orbitale, auront leurs spins appariés (l'un avec un spin +1/2 et l'autre avec un spin -1/2).

La quatrième série de boîtes ou orbitales viole le principe d'exclusion de Pauli, qui stipule qu'aucun électron ne peut avoir les quatre mêmes nombres quantiques. La règle de Hund et le principe d'exclusion de Pauli vont toujours de pair.

Par conséquent, les flèches doivent être placées de telle manière qu'elles ne soient pas appariées jusqu'à ce qu'elles occupent toutes les cases; et immédiatement après, ils sont complétés avec les flèches pointant dans la direction opposée.

Tours parallèles et antiparallèles

Il ne suffit pas que les électrons aient leurs spins appariés: ils doivent également être parallèles. Ceci dans la représentation des cases et des flèches est garanti en plaçant ces dernières avec leurs extrémités parallèles les unes aux autres.

La deuxième série présente l'erreur que l'électron dans la troisième boîte rencontre son spin dans un sens antiparallèle par rapport aux autres.

Ainsi, on peut résumer que l'état fondamental d'un atome est celui qui obéit aux règles de Hund, et a donc la structure électronique la plus stable.

La base théorique et expérimentale stipule que lorsqu'un atome a des électrons avec un plus grand nombre de spins non appariés et parallèles, il se stabilise à la suite d'une augmentation des interactions électrostatiques entre le noyau et les électrons; augmentation due à la diminution de l'effet de blindage.

Multiplicité

Le mot «multiplicité» a été mentionné au début, mais que signifie-t-il dans ce contexte? La première règle de Hund établit que l'état fondamental le plus stable pour un atome est celui qui présente un plus grand nombre de multiplicité de spin; en d'autres termes, celui qui présente ses orbitales avec le plus grand nombre d'électrons non appariés.

La formule pour calculer la multiplicité de la rotation est

2S + 1

Où S est égal au nombre d'électrons non appariés multiplié par 1/2. Ainsi, ayant plusieurs structures électroniques avec le même nombre d'électrons, 2S + 1 peut être estimé pour chacune et celle avec la valeur de multiplicité la plus élevée sera la plus stable.

Vous pouvez calculer la multiplicité du spin pour la première série d'orbitales à trois électrons avec leurs spins inégalés et parallèles:

S = 3 (1/2) = 3/2

Et la multiplicité est alors

2 (3/2) + 1 = 4

C'est la première règle de Hund. La configuration la plus stable doit également répondre à d'autres paramètres, mais à des fins de compréhension chimique, ils ne sont pas entièrement nécessaires.

Exercices

Fluor

Seule la coque de valence est considérée, car on suppose que la coque interne est déjà remplie d'électrons. La configuration électronique du fluor est donc 2s ² 2p ⁵.

Une orbitale 2s doit être remplie en premier, puis trois orbitales p. Pour remplir l'orbitale 2 avec les deux électrons, il suffit de les placer de manière à ce que leurs spins soient appariés.

Les cinq autres électrons pour les trois orbitales 2p sont disposés comme illustré ci-dessous.

Source: Gabriel Bolívar

La flèche rouge représente le dernier électron à remplir les orbitales. Notez que les trois premiers électrons entrant dans les orbitales 2p sont placés non appariés et avec leurs spins parallèles.

Puis, à partir du quatrième électron, il commence à appairer son spin -1/2 avec l'autre électron. Le cinquième et dernier électron procède de la même manière.

Titane

La configuration électronique du titane est 3d ² 4s ². Puisqu'il y a cinq orbitales d, il est suggéré de commencer par le côté gauche:

Source: Gabriel Bolívar

Cette fois, le remplissage de l'orbitale 4s a été montré. Comme il n'y a que deux électrons dans les orbitales 3D, il n'y a presque aucun problème ou confusion lors de leur placement avec leurs spins parallèles et non appariés (flèches bleues).

Fer

Un autre exemple, et enfin, est le fer, un métal qui a plus d'électrons dans ses orbitales d que le titane. Sa configuration électronique est 3d ⁶ 4s ².

Si ce n'était de la règle de Hund et du principe d'exclusion de Pauli, nous ne saurions pas comment organiser ces six électrons dans leurs cinq orbitales d.

Source: Gabriel Bolívar

Bien que cela puisse paraître facile, sans ces règles, de nombreuses fausses possibilités pourraient survenir concernant l'ordre de remplissage des orbitales.

Grâce à ceux-ci, l'avancée de la flèche d'or est logique et monotone, qui n'est rien de plus que le dernier électron placé dans les orbitales.

Références

1. Serway et Jewett. (2009). Physique: pour la science et l'ingénierie avec la physique moderne. Volume 2. (septième édition). Apprentissage Cengage.
2. Glasstone. (1970). Manuel de chimie physique. En cinétique chimique. Deuxième édition. D. Van Nostrand, Company, Inc.
3. Méndez A. (21 mars 2012). La règle de Hund. Récupéré de: quimica.laguia2000.com
4. Wikipédia. (2018). La règle de Hund de la multiplicité maximale. Récupéré de: en.wikipedia.org
5. Chimie LibreTexts. (23 août 2017). Règles de Hund. Récupéré de: chem.libretexts.org
6. Nave R. (2016). Règles de Hund. Récupéré de: hyperphysics.phy-astr.gsu.edu