text: পারমাণবিক পদার্থবিজ্ঞানে, হুন্ডের নীতি এমন কিছু নীতিগুলিকে বোঝায়, যেগুলি  ১৯২৭ সালে জার্মান পদার্থবিজ্ঞানী ফ্রেডরিখ হুন্ড তৈরি করেছিলেন, যেগুলি বহু - ইলেকট্রন পরমাণুর সর্বনিম্ন শক্তি অবস্থার অনুরূপ কৌণিক ভরবেগের কোয়ান্টাম সংখ্যা নির্ধারণ করতে ব্যবহৃত হয়। প্রথম নিয়মটি বিশেষত রসায়নের ক্ষেত্রে গুরুত্বপূর্ণ, যেখানে সাধারণত এটি শুধুই হুন্ডের বিধি হিসাবে উল্লেখ করা হয়। 
  
  তিনটি নীতি হল:
   কোন একটি প্রদত্ত ইলেকট্রন বিন্যাসের জন্য, সর্বোচ্চ বিন্যাস সহ কৌণিক ভরবেগে সবচেয়ে কম শক্তি আছে। বিন্যাস হল , যেখানে  হল সমস্ত ইলেকট্রনের মোট ঘূর্ণন কৌণিক ভরবেগ। বিন্যাসটি অযুগ্ম ইলেকট্রনের সংখ্যার চেয়ে ১ বেশি। অতএব, সর্বনিম্ন শক্তি সহ রাশিটি সর্বোচ্চ  সহ রাশির এবং সর্বোচ্চ অযুগ্ম ইলেকট্রনের সংখ্যার সমান। 
   কোন একটি প্রদত্ত বিন্যাসের জন্য, মোট কক্ষকের কৌণিক ভরবেগের কোয়ান্টাম সংখ্যা  এর সর্বোচ্চ মান সহ রাশিটির সবচেয়ে কম শক্তি আছে।
   একটি নির্দিষ্ট রাশির জন্য, একটি পরমাণু যার সর্ববহিস্থ উপ কক্ষ অর্ধ-পূর্ণ বা তার চেয়ে কম, মোট কৌণিক ভরবেগ কোয়ান্টাম সংখ্যা  ( এর জন্য) এর সর্বনিম্ন মানের স্তরের শক্তি সবচেয়ে কম। সর্ববহিস্থ উপ কক্ষটি যদি অর্ধেক ভরা থাকে,  এর সর্বোচ্চ মানের স্তরের শক্তি সবচেয়ে কম।
  
  খুব সহজ উপায়ে এই নিয়মগুলি নির্দিষ্ট করে দেয়, কীভাবে প্রচলিত শক্তির ক্রিয়া বিক্রিয়া নির্ধারণ করে, কোন রাশিটিতে সর্বনিম্ন শক্তি অবস্থা অন্তর্ভুক্ত রয়েছে, তা বোঝা যাচ্ছে। এই নীতিগুলি ধরে নেয় যে বাইরের দিকের ইলেকট্রনগুলির মধ্যে বিকর্ষণ বলটি ঘূর্ণন – কক্ষপথ ক্রিয়ার চেয়ে অনেক বেশি, যেটি আবার বাকি অন্যান্য ক্রিয়ার তুলনায় শক্তিশালী।  এটিকে এলএস সংযুক্তি ব্যবস্থা হিসাবে উল্লেখ করা হয়।
  
  Full shells and subshells do not contribute to the quantum numbers for total , the total spin angular momentum and for , the total orbital angular momentum. It can be shown that for full orbitals and suborbitals both the residual electrostatic energy (repulsion between electrons) and the spin–orbit interaction can only shift all the energy levels together.  Thus when determining the ordering of energy levels in general only the outer valence electrons must be considered.
  
  নীতি ১
  
  Due to the Pauli exclusion principle, two electrons cannot share the same set of quantum numbers within the same system;  therefore, there is room for only two electrons in each spatial orbital.  One of these electrons must have, (for some chosen direction z) ms = , and the other must have ms = −.  Hund's first rule states that the lowest energy atomic state is the one that maximizes the total spin quantum number for the electrons in the open subshell. The orbitals of the subshell are each occupied singly with electrons of parallel spin before double occupation occurs. (This is occasionally called the "bus seat rule" since it is analogous to the behaviour of bus passengers who tend to occupy all double seats singly before double occupation occurs.)
  
  Two different physical explanations have been given for the increased stability of high multiplicity states. In the early days of quantum mechanics, it was proposed that electrons in different orbitals are further apart, so that electron–electron repulsion energy is reduced. However, accurate quantum-mechanical calculations (starting in the 1970s) have shown that the reason is that the electrons in singly occupied orbitals are less effectively screened or shielded from the nucleus, so that such orbitals contract and electron–nucleus attraction energy becomes greater in magnitude (or decreases algebraically).
  
  Example
  
  As an example, consider the ground state of silicon. The electronic configuration of Si is  (see spectroscopic notation).  We need to consider only the outer 3p2 electrons, for which it can be shown (see term symbols) that the possible terms allowed by the Pauli exclusion principle are 1D , 3P , and 1S. Hund's first rule now states that the ground state term is 3P (triplet P), which has S = 1. The superscript 3 is the value of the multiplicity = 2S + 1 = 3. The diagram shows the state of this term with ML = 1 and MS = 1.
  
  নীতি ২
  This rule deals with reducing the repulsion between electrons.  It can be understood from the classical picture that if all electrons are orbiting in the same direction (higher orbital angular momentum) they meet less often than if some of them orbit in opposite directions. In the latter case the repulsive force increases, which separates electrons. This adds potential energy to them, so their energy level is higher.
  
  Example
  For silicon there is only one triplet term, so the second rule is not required. The lightest atom that requires the second rule to determine the ground state term is titanium (Ti(  )= 22) with electron configuration . In this case the open shell is  and the allowed terms include three singlets (1S, 1D, and 1G) and two triplets (3P and 3F). (Here the symbols S, P, D, F, and G indicate that the total orbital angular momentum quantum number has values 0, 1, 2, 3 and 4, respectively, analogous to the nomenclature for naming atomic orbitals.)
  
  We deduce from Hund's first rule that the ground state term is one of the two triplets, and from Hund's second rule that this term is 3F (with ) rather than 3P (with ). There is no 3G term since its  state would require two electrons each with , in violation of the Pauli principle. (Here  and  are the components of the total orbital angular momentum L and total spin S along the z-axis chosen as the direction of an external magnetic field.)
  
  নীতি ৩
  This rule considers the energy shifts due to spin–orbit coupling. In the case where the spin–orbit coupling is weak compared to the residual electrostatic interaction,  and  are still good quantum numbers and the splitting is given by:
  
  The value of   changes from plus to minus for shells greater than half full. This term gives the dependence of the ground state energy on the magnitude of .
  
  Examples
  The  lowest energy term of Si consists of three levels, .  With only two of six possible electrons in the shell, it is less than half-full and thus  is the ground state.
  
  For sulfur (S) the lowest energy term is again  with spin–orbit levels , but now there are four of six possible electrons in the shell so the ground state is .
  
  If the shell is half-filled then , and hence there is only one value of  (equal to ), which is the lowest energy state. For example, in phosphorus the lowest energy state has  for three unpaired electrons in three 3p orbitals. Therefore,  and the ground state is .
  
  উত্তেজিত অবস্থা
  
  Hund's rules work best for the determination of the ground state of an atom or molecule.
  
  They are also fairly reliable (with occasional failures) for the determination of the lowest state of a given excited electronic configuration. Thus, in the helium atom, Hund's first rule correctly predicts that the 1s2s triplet state (3S) is lower than the 1s2s singlet (1S). Similarly for organic molecules, the same rule predicts that the first triplet state (denoted by T1 in photochemistry) is lower than the first excited singlet state (S1), which is generally correct.
  
  However Hund's rules should not be used to order states other than the lowest for a given configuration. For example, the titanium atom ground state configuration is ...3d2 for which a naïve application of Hund's rules would suggest the ordering 3F < 3P < 1G < 1D < 1S. In reality, however, 1D lies below 1G.
  
  তথ্যসূত্র
  
  বহিঃসংযোগ
  Hund's rules on HyperPhysics
   A glossary entry hosted on the web site of the Chemistry Department of Purdue University
   A PhysicsWeb article
   Multiplets in Transition Metal ions in E. Pavarini, E. Koch, F. Anders, and M. Jarrell: Correlated Electrons: From Models to Materials, Jülich 2012, 
   E. Scerri, The Periodic Table, Its Story and Its Significance, 2nd ed. (Oxford University Press, 2020)  
  
  বিষয়শ্রেণী:পারমাণবিক পদার্থবিজ্ঞান
  বিষয়শ্রেণী:কোয়ান্টাম বলবিজ্ঞান
  বিষয়শ্রেণী:ভৌত রসায়ন
title: হুন্ডের নীতি