Elektroner fyller atomära orbitaler i ordning efter ökande energi.
Detta innebär att elektroner först kommer att ockupera de orbitaler med lägsta energi som finns tillgängliga innan de går till orbitaler med högre energi. Fyllningsordningen bestäms av (n + l)-regeln , där:
* n är det huvudsakliga kvanttalet (energinivå)
* l är det azimutala kvanttalet (subshell-typ, t.ex. s, p, d, f)
Så här fungerar det:
1. Beräkna (n + l) för varje orbital. Till exempel, för 2p-orbitalen, n =2 och l =1, så (n + l) =3.
2. Orbitaler ordnas genom att öka (n + l) värde.
3. Om två orbitaler har samma (n + l) värde, fylls orbitalen med det lägre n-värdet först.
Exempel:
* 1s (n + l =1)
* 2s (n + l =2)
* 2p (n + l =3)
* 3s (n + l =3)
* 3p (n + l =4)
* 4s (n + l =4)
* 3d (n + l =4)
* 4p (n + l =5)
* 5s (n + l =5)
* 4d (n + l =5)
* 5p (n + l =6)
* 6s (n + l =6)
* 4f (n + l =6)
Viktigt:
* Aufbau-principen är en användbar riktlinje för att förutsäga elektronkonfigurationer, men den är inte alltid perfekt. Det finns några undantag på grund av faktorer som elektron-elektronrepulsion och stabiliteten hos halvfyllda och helt fyllda underskal.
* Aufbau-principen används främst för att förstå den elektroniska strukturen hos atomer i deras grundtillstånd (lägsta energitillstånd).
Genom att följa Aufbau-principen kan vi förstå hur elektroner är fördelade inom en atoms orbitaler och hur denna fördelning bestämmer atomens kemiska egenskaper.
