Tři pravidla pro výstavbu elektronového obalu
Rozložení elektronů do jednotlivých orbitalů se říká elektronová konfigurace atomu a v chemii se obvykle zapisuje pomocí tzv. elektronového diagramu. Názorný příklad elektronové konfigurace kyslíku následuje. Kyslík má osm protonů a bude mít tedy i osm elektronů. Ty začnou obsazovat orbitaly ve výše zmíněné řadě zleva doprava. Dva budou v orbitalu 1 \mathrm{~s}, dva ve 2 \mathrm{~s} a 4 v orbitalu 2 \mathrm{p}.
Každá šipka znamená jeden elektron. Směr šipky znázorňuje jeho spin (nahoru =+\frac12, dolů =-\frac12). Rámečky znázorňuji jednotlivé orbitaly. Všimni si, že orbital p se skládá ze tři degenerovaných orbitalů, které mají stejnou energii. Častěji se ale spíše setkáš s tímto zápisem:
{ }_{8} 0: 1 s^{2} 2 s^{2} 2 p^{4}
A proč vypadá elektronová konfigurace zrovna takto a nejsou obsazeny například orbitaly 4 \mathrm{~d} nebo 5f? To proto, že pro odvození elektronové konfigurace platí tři důležitá pravidla:
Zaprvé, Pauliho princip výlučnosti říká, že v elektronovém obalu atomu nemohou být dva elektrony, které mají všechna čtyři kvantová čísla stejná. Takže pokud by dva elektrony měly stejnou energii (hlavní kvantové číslo) a byly ve stejném typu orbitalu (vedlejší kvantové číslo), který by navíc měl stejnou prostorovou orientaci, musejí se lišit alespoň spinovým číslem. Z toho plyne, že každý orbital, respektive podorbital, „pojme” maximálně dva elektrony, a to ještě s opačnými spinovými čísly.
Zadruhé, výstavbový princip říká, že orbitaly musejí být obsazovány postupně od těch s nejnižší energií, až po ty s nejvyšší energii. Takže pokud má atom pět elektronů, obsadí orbitaly 1 \mathrm{~s}, 2 \mathrm{~s} a 2 \mathrm{p} a neskočí rovnou do 3 \mathrm{~s} nebo 3 \mathrm{~d}.
A zatřetí, Hundovo pravidlo říká, že degenerované orbitaly se zaplňuji nejprve po jednom elektronu. Teprve až jsou všechny degenerované orbitaly zaplněné jedním elektronem, začne se do každého orbitalu přidávat druhý elektron.
