1. Energinivåer:
* Det finns elektroner i distinkta energinivåer, även kända som elektronskal. Dessa skal betecknas av siffror (1, 2, 3, etc.) med högre antal som indikerar högre energinivåer.
* Elektroner i samma energinivå har liknande energi, men de kan ytterligare delas in i underskal.
2. Underskal:
* Inom varje energinivå finns det underskal som betecknas med bokstäver (S, P, D, F).
* Varje underskal kan ha ett specifikt antal elektroner:
* s underskal:håller upp till 2 elektroner
* P Subshell:Håller upp till 6 elektroner
* D Subshell:Håller upp till 10 elektroner
* f Subshell:Håller upp till 14 elektroner
3. Orbitaler:
* Varje underskal består av orbitaler, som representerar rymdregioner där det finns en stor sannolikhet för att hitta en elektron.
* Formen och antalet orbitaler beror på underskalet:
* s Subshell:1 sfärisk orbital
* P Subshell:3 hantelformade orbitaler
* D Subskal:5 komplexformade orbitaler
* f Subshell:7 ännu mer komplexa formade orbitaler
4. Aufbau -principen och Hunds regel:
* aufbau princip: Elektroner fyller först de lägsta energinivåerna.
* junds regel: Inom ett underskal fyller elektroner orbitaler individuellt innan de kopplas ihop i samma orbital. Detta säkerställer maximal spinnmultiplicitet, vilket gör atomen mer stabil.
5. Elektronkonfiguration:
* Elektronkonfigurationen för en atom beskriver fördelningen av elektroner mellan olika energinivåer, underskal och orbitaler.
* Till exempel är elektronkonfigurationen av kol 1S²2S²2P². Detta innebär att kol har två elektroner i den första energinivån (1s), två i den andra energinivån (2s) och två i den andra energinivåens P -underskal (2p).
Sammanfattningsvis:
Elektroner i en atom är organiserade i en hierarkisk struktur av energinivåer, underskal och orbitaler. Dessa regler och principer bestämmer de unika egenskaperna för varje element och hur de interagerar med andra atomer.
