Квантовые числа
Поведение электрона в атоме описывают четырьмя квантовыми числами: главным n, орбитальным l, магнитным ml, и спиновым ms.
Главное квантовое число n описывает энергию электрона на энергетическом уровне и размер атомной орбитали.
Энергия электрона на орбитали квантована, т.е. принимает определенные дискретные значения: n =1, 2, 3, 4, 5, 6, 7,…, ∞.
Состояние электрона, характеризующееся определённым значением главного квантового числа, называют энергетическим уровнем электрона в атоме. Энергетические уровни обозначают прописными буквами согласно схеме:
Значение n: 1 2 3 4 5 6 7.
Обозначение: K,L,M,N,O,P,Q.
При переходе электрона с уровня на уровень выделяются или поглощаются кванты энергии, которые могут проявиться в виде линий спектров.
Физический смысл значений n.
В электромагнитном поле энергетические уровни расщепляются на энергетические подуровни. Согласно квантово – механическим расчётам, электронные орбитали отличаются не только размерами, но и формой.
Орбитальное квантовое число l характеризует форму атомной орбитали и энергию электрона на энергетическом подуровне.
Состояние электрона в атоме, с определенным значением l называют энергетическим подуровнем электрона в атоме.
l квантуется, т.е. изменяется только целочисленно, принимая значения от 0 до (n-1), всего n значений.
Энергетические подуровни обозначают буквами:
значение l: 0 1 2 3 4 5
обозначение подуровня: s p d f g h.
Количество подуровней равно номеру уровня:
| № уровня | n | l | Количество подуровней | Обозначение подуровней в уровне |
| 1s | ||||
| 0, 1 | 2s, 2p | |||
| 0, 1, 2 | 3s, 3p, 3d | |||
| 0, 1, 2, 3 | 4s, 4p, 4d, 4f |
Электроны с орбитальным квантовым числом 0 называются s–электронами. s–орбитали имеют сферическую форму.
Электроны с орбитальным квантовым числом 1 называются p–электронами. Орбитали имеют «гантелеобразную» форму (объемной восьмерки).
Электроны с l =2 называют d–электронами. Орбитали имеют форму сложной «четырех–лепестковой» фигуры.
Электроны с l =3 получили название f – электронов.
В одном и том же энергетическом уровне энергия подуровней возрастает в ряду ES<EP<Ed<Ef.
Магнитное квантовое число ml характеризует пространственную ориентацию атомной орбитали и связано с числом l, квантуется и принимает целочисленные значения, от – l, …, 0, …, + l.
Количество значений ml равно 2 l +1. Это количество орбиталей с данным значением l, т.е. количество энергетических состояний, в которых могут находиться электроны данного подуровня.
Внешнее электромагнитное поле изменяет пространственную ориентацию электронных облаков, поэтому при воздействии магнитного поля происходит расщепление энергетических подуровней электронов. Наблюдается расщепление атомных спектральных линий.
Определим число состояний (орбиталей) электронов в соответствующем подуровне:
| Подуровень | l | ml | Количество орбиталей с данным l |
| s p d f | -1, 0, +1 -2, -1, 0, +1, +2 -3, -2, -1, 0,+1, +2,+3 | 2 l +1 |
Общее число состояний электрона (орбиталей) на уровне равно n2.
Совокупность положений электрона в атоме, которые характеризуются определёнными значениями квантовых чисел n, l и ml: называют атомной орбиталью. Условно атомную орбиталь (АО) обозначают в виде клеточки (энергетической или квантовой ячейки) – □. Соответственно, для s – подуровня одна АО – □, для p – подуровня три АО – □□□, для d – подуровня пять АО – □□□□□, для f – подуровня семь АО – □□□□□□□.
Изучение тонкой структуры атомных спектров показало, что, кроме различия размеров, формы и расположения орбиталей в пространстве относительно друг друга, электроны различаются спином. Упрощенно спин можно представить как собственный магнитный момент, возникающий при вращении электрона вокруг своей оси (от англ. spin – веретено).
Спиновое квантовое число ms характеризует собственный момент количества движения электрона, обусловленный его движением вокруг своей оси.
ms =± 
.
Знаки «+» и «–» соответствуют различным направлениям вращения электрона – по или против часовой стрелки. Электроны с разными спинами называют спаренными или антипараллельными и обозначают противоположно направленными стрелками ↑↓. Неспаренный электрон изображают одной стрелкой (↑или↓).
Состояние электрона в атоме полностью характеризуется четырьмя квантовыми числами: n, l, ml и ms
Последовательность заполнения электронами уровней, подуровней, орбиталей в многоэлектронных атомах
Последовательность заполнения определяют:
1) принцип наименьшей энергии;
2) правило Клечковского;
3) принцип Паули;
4) правило Гунда.
Принцип наименьшей энергии: максимуму устойчивости системы соответствует минимум её энергии.
Эдлектроны будут вначале располагаться на атомных орбиталях, имеющих минимальную энергию, в этом случае связь электронов с ядром наиболее прочная и атомная система находится в состоянии максимальной устойчивости.
В многоэлектронных атомах электроны испытывают не только притяжение ядер, но и отталкивание электронов, находящихся ближе к ядру и экранирующих ядро от более далеко расположенных электронов. Поэтому последовательность возрастания энергии орбиталей усложняется.
Порядок возрастания энергии атомных орбиталей в сложных атомах описывается правилом Клечковского:
При увеличении заряда ядра атома заполнение орбиталей происходит в порядке возрастания суммы главного и орбитального квантовых чисел (n+l), а при равных значениях суммы (n+l) – в порядке возрастания n.
Соответственно этому правилу подуровни заполняются в следующей последовательности: 1s<2s<2p<3s<3p<4s≈3d<4p<5s≈4d<5p<6s≈4f≈5d<6p<7s≈5f≈6d.
Например:
 кв.число подуровеньь
| 3d | 4s | 4p |
| n | |||
| l | |||
| n + l |
Порядок заполнения: 4s, 3d, 4p.
Исключение составляют d и f – элементы с полностью и наполовину заполненными подуровнями, у которых наблюдается так называемый провал электронов, например: Cu, Ag, Cr, Mo, Pd, Pt.
Принцип Паули: в атоме не может быть даже двух электронов с одинаковым набором четырех квантовых чисел.
Согласно этому принципу, на одной орбитали, с определенными значениями трех квантовых чисел n, l и m l, могут находиться только 2 электрона, отличающихся значением спинового квантового числа ms, а именно ms =+ 
и ms =– , т.е. спины которых противоположно направлены. Это можно символически представить следующей схемой.
Принцип Паули определяет электронную емкость энергетических уровней и подуровней. На s – подуровне (одна орбиталь) – 2 электрона, на p – подуровне (три орбитали) – 6,
на d – подуровне (пять орбиталей) – 10,
на f – подуровне (семь орбиталей) – 14. Максимальное число электронов на подуровне с орбитальным квантовым числом l равно 2(2 l +1). Поскольку число орбиталей данного энергетического уровня равно n2, емкость энергетического уровня составляет 2n2 электронов, где n –главное квантовое число.
Правило Гунда: устойчивому (основному, невозбужденному) состоянию атома соответствует такое распределение электронов в пределах энергетического подуровня, при котором абсолютное значение суммарного спинового числа их (│∑ ms │) максимально.
Рассмотрим распределение электронов по энергетическим ячейкам в атоме углерода, электронная конфигурация которого 1s22s22p2. Возможны три варианта:
а) б) в)
В соответствии с правилом Гунда реализуется только вариант (б)
Заполнение орбиталей одного подуровня в основном состоянии атома начинается одиночными электронами с одинаковыми спинами. После того как одиночные электроны займут все орбитали в данном подуровне, заполняются орбитали вторыми электронами с противоположными спинами.