Grade 11
  1. Conceitos básicos de química  1.1. Importância da Química  1.2. Natureza e escopo da química  1.3. leis da combinação química  1.3.1. Lei da conservação da massa  1.3.2. Lei das proporções definidas  1.3.3. Lei das proporções múltiplas  1.3.4. Lei dos volumes gasosos  1.3.5. Lei de Avogadro  1.4. Teoria atômica de Dalton  1.5. Conceito de mol e massa molar  1.6. Composição percentual  1.7. Fórmula empírica e molecular  1.8. Estequiometria e Cálculos Estequiométricos  1.9. Conceito de reagente limitante
  2. Estrutura do átomo  2.1. Descoberta do elétron, próton e nêutron  2.2. Modelo Atômico  2.2.1. Modelo de Thomson  2.2.2. Modelo de Rutherford  2.2.3. Modelo de Bohr  2.3. Modelo mecânico quântico do átomo  2.4. Dupla natureza da matéria e da radiação  2.5. Princípio da Incerteza de Heisenberg  2.6. Números quânticos  2.7. Orbitais atômicos e suas formas  2.8. Configuração eletrônica dos elementos  2.9. Princípio de Aufbau  2.10. Princípio da exclusão de Pauli  2.11. Regra da máxima multiplicidade de Hund  2.12. Hipótese de de Broglie  2.13. Efeito fotoelétrico
  3. Classificação dos elementos e periodicidade nas propriedades  3.1. Desenvolvimento histórico da tabela periódica  3.2. Lei Periódica Moderna e Tabela Periódica  3.3. Tendências periódicas em propriedades  3.3.1. Raio Atômico e Iônico  3.3.2. Entalpia de ionização  3.3.3. Entalpia de ganho de elétrons  3.3.4. Eletronegatividade  3.3.5. Valência  3.3.6. Propriedades Metálicas e Não Metálicas  3.3.7. Estados de oxidação  3.4. Propriedades Incomuns dos Primeiros Elementos
  4. Chemical Bonding and Molecular Structure  4.1. Abordagem de Kossel–Lewis para ligação química  4.2. Ligação iônica ou eletrovalente  4.3. Ligação covalente e suas características  4.4. Parâmetros de ligação  4.5. Teoria VSEPR  4.6. Teoria do enlace de valência  4.7. Hibridização e seus tipos  4.8. Teoria do orbital molecular  4.8.1. Ordem de ligação e estabilidade  4.9. Ligação de hidrogênio
  5. Estados da matéria  5.1. Forças intermoleculares  5.2. Leis dos Gases  5.2.1. Lei de Boyle  5.2.2. Lei de Charles  5.2.3. Lei de Avogadro  5.2.4. Lei de Dalton das pressões parciais  5.2.5. Lei de Graham da difusão  5.3. Equação do Gás Ideal e Aplicações  5.4. Gases reais e desvios do comportamento ideal  5.5. Teoria cinética molecular dos gases  5.6. Liquefação de gases  5.7. Propriedades dos Líquidos  5.8. Tensão superficial e viscosidade
  6. termodinâmica  6.1. Sistema e ambiente  6.2. Tipos de sistemas em termodinâmica  6.3. Tipos de procedimentos  6.4. Primeira lei da termodinâmica  6.5. Energia interna e entalpia  6.6. Capacidade calorífica e calor específico  6.7. Lei de Hess da soma constante de calor  6.8. Entalpia de dissociação de ligação  6.9. Entalpia de formação e combustão  6.10. Entalpia de solução e neutralização  6.11. Espontaneidade e a segunda lei da termodinâmica  6.12. Energia livre de Gibbs e suas aplicações
  7. Equilíbrio  7.1. O conceito de equilíbrio  7.2. Constante de equilíbrio e suas aplicações  7.3. Princípio de Le Chatelier  7.4. Equilíbrio iônico em soluções  7.5. Teoria de Ácidos e Bases  7.5.1. Conceito de Arrhenius  7.5.2. Conceito de Bronsted-Lowry  7.5.3. Conceito de Lewis  7.6. Escala de pH e pOH  7.7. Efeito do íon comum  7.8. Hidrólise de sais  7.9. Soluções tampão e seu mecanismo de ação  7.10. Equilíbrio de solubilidade de sais pouco solúveis
  8. Reações Redox  8.1. Conceitos de Oxidação e Redução  8.2. Número de oxidação e suas aplicações  8.3. Reações redox em termos de transferência de elétrons  8.4. Balanceamento de reações redox (métodos do número de oxidação e íon-elétron)  8.5. Tipos de reações redox  8.6. Células Eletroquímicas e Reações Redox
  9. Hidrogênio  9.1. Posição do Hidrogênio na Tabela Periódica  9.2. Isótopos do hidrogênio  9.3. Preparação de Hidrogênio  9.4. Propriedades do Hidrogênio  9.5. Hidratos e sua classificação  9.6. Água e água pesada  9.7. Peróxido de hidrogênio e suas propriedades  9.8. Usos do Hidrogênio e Seus Compostos
  10. Elementos do bloco s (metais alcalinos e alcalino-terrosos)  10.1. Elementos do Grupo 1 - Propriedades e Tendências  10.2. Elementos do Grupo 2 - Propriedades e Tendências  10.3. Unusual properties of lithium and beryllium  10.4. Compostos importantes de sódio e seus usos  10.5. Compostos Importantes de Magnésio e Cálcio
  11. Alguns elementos do bloco p  11.1. Introdução Geral aos Elementos do Bloco p  11.2. Elementos do Grupo 13  11.2.1. Boro e seus compostos  11.3. Grupo 14 Elementos  11.3.1. Carbono e seus alótropos  11.3.2. Compostos Importantes de Carbono e Silício
  12. Química Orgânica - Alguns Princípios e Técnicas Básicas  12.1. Classificação e Nomenclatura de Compostos Orgânicos  12.2. Representação estrutural de compostos orgânicos  12.3. Classificação das reações orgânicas  12.4. Efeitos Eletrônicos em Química Orgânica  12.4.1. Efeito indutivo  12.4.2. Efeito de ressonância  12.4.3. Hiperconjugação  12.5. Mecanismo de reação e espécies intermediárias  12.6. Purificação e análise qualitativa de compostos orgânicos
  13. Hidrocarbonetos  13.1. Hidrocarbonetos  13.1.1. Preparação e Propriedades dos Alcenos  13.2. alceno  13.2.1. Preparação e Propriedades dos Alcenos  13.2.2. Reações de adição eletrofílica  13.3. Alcinos  13.3.1. Preparação e Propriedades dos Alcinos  13.4. Aromatic hydrocarbons  13.4.1. Estrutura e propriedades do benzeno  13.4.2. Reações de substituição eletrofílica do benzeno
  14. Química Ambiental  14.1. Poluição Ambiental  14.2. Poluição atmosférica e o efeito estufa  14.3. Poluição da água e métodos de tratamento  14.4. Poluição do solo e seus efeitos  14.5. Resíduos industriais e seu tratamento  14.6. Estratégias para controle da poluição

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Regra da máxima multiplicidade de Hund


Na química, é importante entender como os elétrons estão distribuídos em um átomo. Essa distribuição de elétrons determina como um átomo interage com outros átomos. Um dos princípios fundamentais que orienta a configuração eletrônica nos átomos é conhecido como a regra da máxima multiplicidade de Hund.

Compreendendo a configuração eletrônica

Os átomos são definidos por seus elétrons, que ocupam regiões do espaço chamadas orbitais. Cada orbital atômico pode conter um certo número de elétrons, definido pelo princípio da exclusão de Pauli, que afirma: nenhum dois elétrons no mesmo átomo podem ter o mesmo número quântico. Este princípio garante que os orbitais sejam preenchidos de forma exclusiva.

Os elétrons preenchem os orbitais em ordem crescente de níveis de energia, começando pelo orbital de menor energia. A ordem de preenchimento orbital é dada pelo princípio de Aufbau, mostrado aqui:

1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s...

Introdução à lei de Hund

A regra da máxima abundância de Hund aprimora nossa compreensão, informando-nos como os elétrons estão distribuídos em orbitais de mesmo nível de energia. Isso é importante para o arranjo correto dos elétrons, especialmente para elementos no meio da tabela periódica, onde os subníveis são mais complexos.

A regra afirma: Para orbitais degenerados (orbitais com a mesma energia), a configuração de menor energia é aquela com o máximo número de elétrons desemparelhados. Em palavras simples, os elétrons ocupam cada orbital individualmente antes de emparelhar-se.

Representação visual

Para entender isso, considere três orbitais degenerados 2p, cada um capaz de conter dois elétrons:

Imagine estes como três caixas, e sua tarefa é distribuir os elétrons (indicados pelas setas) de acordo com a regra de Hund.

De acordo com a regra de Hund, cada orbital é preenchido individualmente antes de emparelhar-se. Vamos considerar o que acontece quando o emparelhamento começa:

Importância da lei de Hund

A aplicação da regra de Hund é importante para entender as propriedades magnéticas e o comportamento químico dos átomos. Ela explica porque alguns elementos são mais estáveis do que outros. Por exemplo, elementos como o oxigênio têm elétrons desemparelhados, o que os tornam paramagnéticos (eles são atraídos por campos magnéticos).

Exemplo: Configuração eletrônica do nitrogênio

Considere o nitrogênio com número atômico 7. Sua configuração eletrônica é:

1s² 2s² 2p³

O subnível 2p possui três elétrons. De acordo com a regra de Hund, esses elétrons ocupam os três orbitais 2p sozinhos antes de qualquer emparelhamento:

Justificação teórica

O sucesso da regra de Hund reside em sua base na mecânica quântica. Ao maximizar o número de elétrons desemparelhados, a regra minimiza a repulsão potencial entre elétrons (devido à sua carga negativa) porque elétrons desemparelhados evitam compartilhar orbitais. Além disso, arranjos de elétrons com spins desemparelhados são menos propensos a sofrer repulsões elétron-elétron que reduzem a energia.

Aplicações práticas

A regra de Hund tem aplicações práticas em uma variedade de campos, incluindo química e física, e é importante para explicar o comportamento dos metais de transição, prever as propriedades magnéticas dos materiais e entender fenômenos complexos na química molecular.

Desvios da configuração esperada

Embora a regra de Hund forneça uma base sólida, existem exceções. Metais de transição frequentemente se desviam da configuração eletrônica esperada devido a fatores adicionais que afetam os níveis de energia, como interações elétron-elétron e efeitos relativísticos.

Exemplo: Cromo e cobre

Considere o cromo (Cr) com número atômico 24. De acordo com a teoria de Aufbau, sua configuração deveria ser 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d⁴ No entanto, a configuração real é 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s¹ 3d⁵.

Da mesma forma, a configuração esperada do cobre (Cu) com número atômico 29 deveria ser 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d⁹ No entanto, é encontrada como 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s¹ 3d¹⁰.

Conclusão

A regra da máxima multiplicidade de Hund é um elemento chave para compreender a estrutura atômica. Ela nos orienta na previsão do arranjo de elétrons dentro dos átomos, ajudando-nos a entender seu comportamento químico, propriedades magnéticas e a natureza das interações que podem ter. Ela se conecta a muitos outros princípios e revela a beleza e complexidade das regras quânticas que governam os sistemas atômicos.

Compreender a regra de Hund não só aprofunda nosso entendimento da teoria atômica, mas também melhora nossa compreensão da química como um todo, e fornece uma base para estudos mais avançados em química e ciência dos materiais.


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Regra da máxima multiplicidade de Hund

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