Stany kwantowe elektronów w atomach

Zakaz Pauliego – w atomie NIE mogą istnieć 2 elektrony o identycznych stanach kwantowych, tzn o jednakowych wartościach liczb kwantowych – oznacza to, że muszą się różnić co najmniej jedną liczbą kwantową (np spinową liczbą kwantową).

Obrazowanie orbitali w pełni obsadzonych:

Orbital s = 2 elektrony ( strzałki obrazują elektrony i ich kierunek określa,że mają przeciwne spiny)

↑↓

Orbitale p = 6 elektronów

↑↓

↑↓

↑↓

Orbitale d = 10 elektronów

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

Orbitale f = 14 elektronów

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

Reguła Hunda – liczba niesparowanych elektronów w danej podpowłoce powinna być możliwie największa. Pary elektronów tworzą się dopiero po zapełnieniu się wszystkich poziomów danej podpowłoki przez elektrony niesparowane.

Dla wodoru (₁H) :

K¹ -----> 1s¹

↑

Dla helu (₂He) :

K² -----> 1s²

↑↓

Dla litu (₃Li) :

K² L¹ -----> 1s² 2s¹

↑↓

↑

Dla berylu (₄Be) :

K² L² -----> 1s² 2s²

↑↓

↑↓

Dla boru (₅B) :

K² L³ -----> 1s² 2s² 2p¹

↑↓

↑↓

↑

Dla węgla (₆C) :

K² L⁴ -----> 1s² 2s² 2p²

↑↓

↑↓

↑

↑

Dla azotu (₇N) :

K² L⁵ -----> 1s² 2s² 2p³

↑↓

↑↓

↑

↑

↑

Dla glinu (₁₃Al) :

K² L⁶ M³ -----> 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p¹

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

↑

Dla fosforu (₁₅P) :

K² L⁶ M⁵ -----> 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p³

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

↑

↑

↑