Usata in fisica, la regola di Hund riguarda la disposizione degli elettroni negli orbitali di un atomo. La regola di Hund indica che per qualsiasi gruppo di orbitali, o subshell, in un livello energetico, ogni orbitale deve contenere un elettrone, ciascuno che ruota nella stessa direzione, prima che gli elettroni possano essere accoppiati negli orbitali. La regola è importante per comprendere certi comportamenti negli atomi, come il magnetismo nei metalli.
Al centro di un atomo c’è il nucleo. Il nucleo contiene particelle chiamate protoni, che sono cariche positivamente, e particelle chiamate neutroni, che sono neutre. Muovendosi intorno al nucleo ci sono minuscole particelle chiamate elettroni, che sono caricate negativamente. Gli elettroni si muovono, o ruotano, in determinate aree attorno al nucleo, chiamate orbitali, e possono avere un altro elettrone che condivide la sua orbita. Quando ciò accade, gli elettroni ruoteranno in direzioni opposte.
Oltre agli spin, gli orbitali elettronici sono definiti anche da subshell e livelli di energia. I subshell sono etichettati con le lettere s, p, d e f e denotano alcuni orbitali o gruppi di orbitali che si verificano nei diversi livelli di energia degli atomi. Ci sono quattro livelli di energia dello stato fondamentale, che contengono più subshell man mano che aumentano. Ad esempio, il primo livello di energia contiene solo una subshell s, il secondo livello di energia ha una subshell s e una subshell ap e così via. In parole povere, più elettroni possiede un atomo, più subshell e livelli di energia sono presenti.
Ad esempio, l’idrogeno contiene solo un elettrone, quindi ha solo una sottoshell, la s, nel primo livello di energia. Al contrario, il ferro contiene 26 elettroni, quindi ha quattro subshell s, uno per ogni livello energetico; due p subshell, che contengono ciascuno tre orbitali, situati nei livelli energetici due e tre; e un d subshell, contenente cinque orbitali, nel livello di energia tre.
Concentrandosi sul guscio esterno, la regola di Hund determina come sono disposti gli elettroni negli orbitali o la loro configurazione. Basandosi sul concetto che solo due elettroni possono occupare un dato orbitale e gli elettroni nello stesso spin orbitale in direzioni opposte, la regola di Hund afferma che gli elettroni devono sempre riempire tutti gli orbitali vuoti in una subshell prima di accoppiarsi con gli elettroni. Dice anche che quando si riempiono gli orbitali vuoti, ogni elettrone spaiato deve ruotare nella stessa direzione. Poiché una subshell deve essere completamente piena prima che gli elettroni riempiano altre shell, questa regola entra in vigore solo per l’ultima subshell riempita.
Ad esempio, i 26 elettroni del ferro riempiono completamente ciascuna delle sue subshell fino all’ultima, la subshell 3d. Qui sono rimasti sei elettroni per riempire cinque orbitali. I primi cinque elettroni, che ruotano tutti nella stessa direzione, occuperanno ciascuno un orbitale e il sesto si accoppierà con l’elettrone nel primo orbitale, ruotando nella direzione opposta. È questo fenomeno, con un numero di elettroni spaiati che ruotano tutti nella stessa direzione, che consente agli oggetti di diventare magnetici. Al contrario, quando tutti gli elettroni nel guscio esterno sono appaiati, come con i gas nobili, gli atomi sono completamente stabili.