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: energia moment pędu własny moment pędu elektronu (spin) rzut momentu pędu na wyróżniony kierunek w przestrzeni 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

MOŻLIWE WARTOŚCI LICZB KWANTOWYCH

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

Itd..

Poziom energetyczny (powłoka elektronowa)	zbiór stanów kwantowych opisanych tą samą główną liczbą kwantową
Podpoziom energetyczny (podpowłoka elektronowa)	zbiór stanów kwantowych opisanych tą samą główną i orbitalną liczbą kwantową
Poziom orbitalny	zbiór stanów kwantowych opisanych tą samą główną, orbitalną i magnetyczną liczbą kwantową
Zakaz Pauliego W atomie dwa elektrony nie mogą być w stanach o takich samych wartościach wszystkich liczb kwantowych
Elektrony sparowane elektrony opisane jednakowymi wartościami głównej, orbitalnej i magnetycznej liczby kwantowej, a różnymi magnetycznymi spinowymi liczbami kwantowymi.

CHEMIA KWANTOWA

2

---