Reguła nieoznaczoności Heisenberga:

Niemożliwe jest równoczesne określenie położenia i prędkości elektronu w atomie. Można mówić jedynie o prawdopodobieństwie znalezienia elektronu w pewnej określonej przestrzeni wokół jądra.

Obszar orbitalny (orbital) - obszar wokół jądra atomowego, w którym istnieje największe prawdopodobieństwo znalezienia elektronu.

Reguła Hunda:

Najkorzystniejsze energetycznie jest takie zapełnienie poziomów energetycznych, by liczba niesparowanych elektronów w obrębie danej podpowłoki była największa.

Wynikają z niej nast. wnioski:

·         Najpierw obsadzamy poziomy orbitalne w podpowłoce pojedynczymi elektronami

·         Niesparowane elektrony w poziomach orbitalnych danej podpowłoki mają jednakową orientację spinu

·         Po zajęciu wszystkich poziomów orbitalnych danej podpowłoki przez niesparowane elektrony, tworzą się pary elektronowe

Stan elektronu w atomie charakteryzują wielkości:

Ø      energia

Ø      moment pędu

Ø      własny moment pędu elektronu (spin)

Ø      rzut momentu pędu na wyróżniony kierunek w przestrzeni

Ø      rzut spinu na wyróżniony kierunek w przestrzeni

Opis elektronu w atomie za pomocą 4 liczb kwantowych nazywamy stanem kwantowym

liczby kwantowe

kwantowana wielkość

przyjmowane wartości

decyduje o

n

główna liczba kwantowa

energia

1, 2, ............

wielkości obszaru orbitalnego

l

orbitalna liczba kwantowa

orbitalny moment pędu elektronu

0, 1......... (n - 1)

kształcie obszaru orbitalnego

m

magnetyczna liczba kwantowa

rzut orbitalnego momentu pędu elektronu na wyróżniony kierunek w przestrzeni

-l, ..., 0, ..., l

o orientacji obszarów magnetycznych w polu magnetycznym

ms

magnetyczna spinowa liczba kwantowa

rzut własnego momentu pędu elektronu na wyróżniony kierunek

n – główna liczba kwantowa

(1... 7)

powłoka

(K, L, M ...)

l – poboczna liczba kwantowa
(0 ... n-1)

m – magnetyczna liczba kwantowa
(-l ... l)

ms – magnetyczna spinowa liczba kwantowa

(+1/2 lub –1/2)

1

K

0  (orbital s)

+1/2; -1/2

2

L

0 (orbital s)

+1/2; -1/2

1 (orbital p)

+1/2; -1/2

3

M

0 (orbital s)

+1/2; -1/2

1 (orbital p)

+1/2; -1/2

2 (orbital d)

+1/2; -1/2

Poziom energetyczny

(powłoka elektronowa)

Ø      zbiór stanów kwantowych opisanych tą samą główną liczbą kwantową

Podpoziom energetyczny

(podpowłoka elektronowa)

Ø      zbiór stanów kwantowych opisanych tą samą główną i orbitalną liczbą kwantową

Poziom orbitalny

Ø      zbiór stanów kwantowych opisanych tą samą główną,  orbitalną i magnetyczną liczbą kwantową

Zakaz Pauliego

Ø      W atomie dwa elektrony nie mogą być w stanach o takich samych wartościach wszystkich liczb kwantowych
 

Elektrony sparowane

Ø      elektrony opisane jednakowymi wartościami głównej, orbitalnej i magnetycznej liczby kwantowej, a różnymi magnetycznymi spinowymi liczbami kwantowymi.