Kvantové čísla

1) Hlavní kvantové číslo n - udává energii elektronu (energii stojatého vlnění, která doprovází daný elektron), nabývá hodnot 1, 2, 3, 4, 5, …. Až do nekonečna, v praxi nabývá hodnot (1, 2, 3, 4, 5, 6, 7), nekonečnou energii má volný elektron, za běžných podmínek má elektron vodíku n=1 - atom je v základním stavu, dodáním příslušného kvanta energie lze atom převést do vzbuzeného - excitovaného stavu s vyšší energií, n je rovno čísle periody v tabulce
2) Vedlejší kvantové číslo l - je omezeno hodnotou n a může nabývat hodnot 0, 1, 2, 3,….., (n - 1), tedy celkem n hodnot pro dané n, hodnotám l se přiřazují písmena: hodnota l 0, 1, 2, 3,…
písmeno s, p, d, f,…(g)
vedlejší kvantové číslo udává „tvar“ stojatého vlnění (tvar orbitalu)


3) Magnetické kvantové číslo m - udává počet prostorových variací orbitalu (kolikrát je orbital degenerován), orientaci v prostoru, může se měnit v rozmezí od -l do +l (včetně nuly), např. pro l=2 může mít hodnoty -2, -1, 0, 1, 2
s <0> 1 prostorová variace (1x degenerován)
p <-1, +1> 3 prostorové variace (3x degenerován)
d <-2, +2> 5 prostorových variací (5x degenerován)
f <-3, +3> 7 prostorových variací (7x degenerován)
energie elektronu - závisí na hlavním i vedlejším kvantovém čísle
degenerované orbitaly - orbitaly se stejnou energií (stejným n a l), ale různým m

4) Spinové magnetické kvantové číslo s (spin) - udává směr rotace elektronu, nabývá hodnot , elektrony s opačným spinem se přitahují

 Orbitalový model - předpokládá, že se každý elektron v atomu pohybuje nezávisle na ostatních v kulově souměrném poli jádra a zbylých elektronů, stav elektronu je pak možno popsat pomocí jednoelektronové vlnové funkce - atomového orbitalu
 elektrony ve stavech s týmž n (např. 2s a 2p) tvoří elektronovou slupku neboli vrstvu, jednotlivé vrstvy se označují velkými písmeny K, L, M, N, O, P, Q v pořadí podle stoupajícího n
 elektrony ve stavech s týmž n a týmž l tvoří podslupku (např.

3d nebo 4s)
 elektrony stejné podslupky mají stejnou energii - jsou na stejné energetické hladině
 slupka s kvantovým číslem n má celkem n hladin, energie elektronu v atomu roste stoupajícím n a v rámci jedné vrstvy (která má konstantní n) se stoupajícím l
 energie jednotlivých hladin závisí na hodnotě protonového čísla
 stav atomu s nejnižší energií se nazývá stavem základním, stavy s vyšší energií jsou stavy excitované

PRAVIDLA ZAPLŇOVÁNÍ ORBITALŮ
1) Pauliho princip (W. Pauli, 1925) - každý stav (orbital) charakterizovaný třemi kvantovými čísly (n, l, m) může být obsazen nejvýše dvěma elektrony, s opačným spinem, v jedné vrstvě může být maximálně 2n2 elektronů, žádné dva elektrony v atomu nemohou mít stejné hodnoty čtyř kvantových čísel
orbital s p d f
počet elektronů 1 6 10 14
2) Výstavbový princip (princip minimální energie) - elektrony obsazují hladiny postupně tak, aby výsledný systém měl co nejnižší energii:
1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p
3) Hundovo pravidlo (F. Hund, 1925) - stavy (orbitaly) se stejnou energií, tj. degenerované, se obsazují nejprve všechny po jednom elektronu a potom teprve elektronem s opačným spinem.