• Indica il livello energetico dell’orbitale occupato dall’elettrone.

• Può assumere valori interi positivi: n = 1, 2, 3

• Più è alto n, maggiore è l’energia e la distanza media dal nucleo.

Numero quantico secondario

• Indica la forma dell’orbitale.

• Può assumere valori interi da 0 a (n−1).

Numero quantico magnetico (m)

• Indica l’orientamento nello spazio dell’orbitale.

• Può assumere valori interi compresi tra −l e +l, inclusi.

Numero quantico di spin (s o ms)

• Indica il senso di rotazione (spin) dell’elettrone attorno al proprio asse.

• Ha solo due valori possibili: +½ o −½

Ogni orbitale può contenere al massimo due elettroni, e devono avere spin opposto.

Ogni elemento ha un numero preciso di elettroni, che occupano gli orbitali in ordine di energia, seguendo delle regole ben precise.

• Gli elettroni occupano prima gli orbitali a energia più bassa.

• Esempio: 1s → 2s → 2p → 3s → 3p → 4s → 3d → 4p → 5s → …

2. Principio di Pauli

• In uno stesso orbitale possono esserci al massimo 2 elettroni e devono avere spin opposto.

3. Regola di Hund

• Negli orbitali degeneri (con la stessa energia, come i 3 orbitali p), gli elettroni si distribuiscono uno per ogni orbitale prima di accoppiarsi.

• In una reazione chimica, la massa dei reagenti = massa dei prodotti.

• Esempio: se mescoli 10 g di idrogeno con 80 g di ossigeno → otterrai 90 g di acqua.