3.2 Výstavba elektronového obalu atomu
V případě víceelektronového atomu se řídí obsazování jednotlivých elektronů do jednočásticových stavů pravidly výstavby atomového obalu:
o
Hundovo pravidlo maximální multiplicity
Součet magnetických
spinových čísel 
všech elektronů v
podslupce, resp. tzv. multiplicita
, musí být maximální.
První dvě pravidla představují univerzální principy s obecnější platností, která aplikujeme na atom. Druhá dvě pravidla jsou původně empirickými pravidly, která je nutno ověřit výpočtem pro každý atom zvlášť, přičemž pro některé atomy a jejich konfigurace existují výjimky z pravidla.
Princip minima energie. Tento princip představuje univerzální zákonitost systémů, jejich snahu dostat se do rovnovážného stavu, který je charakterizován minimální energií – tzv. základní stav. Do tohoto základního stavu se ovšem systém dostane pouze procesy, které splňují další zákony, např. zákony zachování a v případě fermionů Pauliho vylučovací princip.
Pauliho vylučovací princip. Pro elektrony
v atomu z tohoto principu vyplývá, že v daném atomovém orbitalu (určeném čísly n, l,
m) se mohou nacházet nejvýše dva elektrony
s opačnou hodnotou 
, tj. 
(pozn.).
Hundovo pravidlo maximální multiplicity. Splnění pravidla
zajistíme tím, že při obsazování orbitalů dané podslupky elektrony obsadíme
nejdříve všechny tyto orbitaly elektrony
se „spinem“
(
) a poté doplníme případné zbývající elektrony se „spinem“ ¯
(
), tak aby byl současně splněn Pauliho princip.
Madelungovo pravidlo n + l, někdy též ve spojení s principem minima energie označované jako výstavbový princip. Toto pravidlo je pouze empirickým pravidlem, ze kterého existují výjimky. Pořadí podslupek podle energetických hladin (splňující pravidlo n+l) můžeme získat pomocí výstavbového trojúhelníka. Viz dále.
V tabulce jsou uvedeny hodnoty n pro jednotlivé hodnoty l,
kterým odpovídají jednotlivé sloupce. Pořadí podslupek podle rostoucí energie, tj. podle pravidla
n+l, dostaneme, pokud čteme hodnoty n po řádcích zprava
doleva a se shora dolů a připisujeme k nim odpovídající hodnoty l uvedené v prvním řádku
příslušného sloupce (nl).
Výstavbový trojúhelník:
|
l® n |
s |
p |
d |
f |
|
|
¯ ¯ ¯ ¯ ¯ ¯ ¯ |
1 |
|
|
|
|
|
2 |
|
|
|
|
|
|
3 |
2 |
|
|
|
|
|
4 |
3 |
|
|
|
|
|
5 |
4 |
3 |
|
|
|
|
6 |
5 |
4 |
|
|
|
|
7 |
6 |
5 |
4 |
|
|
|
8 |
7 |
6 |
5 |
|
|
|
¯ |
¯ |
¯ |
¯ |
® |
S využitím výstavbového
trojúhelníka tedy dostáváme následující pořadí podslupek. Ty členíme do tzv. period,
které se sdružují po dvou do tzv. cyklů.
|
1s |
2s 2p |
3s 3p |
4s 3d 4p |
5s 4d 5p |
6s 4f 5d 6p |
7s 5f 6d 7p |
…… |
|
1. |
2. |
3. |
4. |
5. |
6. |
7. |
¬ perioda |
|
H |
Typické Prvky |
Primární Doplnění |
Sekundární Doplnění |
¬ cyklus |
|||
Místo period se zejména v chemii hovoří o „slupkách“, jež nesmíme zaměnit za slupky K, L, M …, které sdružují podslupky se stejnou hodnotou n . Viz kvantová čísla.
Např. plně obsazená „slupka“ (tj. 3. perioda) u argonu neznamená, že by byla obsazena celá slupka M (tj. 3. slupka), neobsazena je podslupka 3d.
Elektrony
jsou fermiony se spinovým číslem 
.
Pro jednoduchost se v kvantové fyzice hovoří o „opačné orientaci spinu“, tj. ¯., byť je to v konzistenci s klasickou fyzikou poněkud nepřesné. V kvantové teorii nelze orientaci vektoru momentu hybnosti jednoznačně určit.
