* elektroner fyller först de lägsta energinivåerna. Detta beror på att elektroner naturligtvis vill vara i det mest stabila tillståndet, som är den lägsta energinivån.
* Elektroner fyller orbitaler inom ett underskal individuellt innan du kopplar ihop. Detta beror på Hunds regel, som minimerar elektronelektronavstötning genom att maximera antalet oparade elektroner.
Här är en uppdelning av påfyllningsordern:
1. Börja med det lägsta huvudkvantantalet (n): n =1 (den första energinivån).
2. I varje energinivå fyller du underskalorna i ordning av ökande energi:
* s subshell (1 orbital, innehar 2 elektroner)
* P Subshell (3 orbitaler, innehar 6 elektroner)
* D Subshell (5 orbitaler, innehar 10 elektroner)
* f Subshell (7 orbitaler, innehar 14 elektroner)
3. Följ den diagonala regeln: Detta är ett visuellt hjälpmedel som hjälper till att komma ihåg fyllningsordern. Föreställ dig en diagonal linje som börjar uppifrån till vänster och rör dig diagonalt ner och till höger. Denna linje korsar energinivåerna och underskalorna i den ordning de ska fyllas.
Så här ser den diagonala regeln:
`` `
1s
2s 2p
3S 3P 4S
3D 4P 5S
4d 5p 6s
4f 5d 6p 7s
5f 6d 7p
`` `
Exempel:
* syre (O): har 8 elektroner. Fyllningsordern är:1s², 2s², 2p⁴. Detta innebär att 2 elektroner finns i 1S -underskalet, 2 elektroner i 2S -underskalet och 4 elektroner i 2p -underskalet.
Viktig anmärkning: Det finns undantag från Aufbau -principen, särskilt för övergångsmetaller. Denna allmänna ordning ger emellertid en bra ram för att förstå fyllningen av energinivåer i atomer.
