* Niveaux d'énergie: Les électrons occupent des niveaux d'énergie spécifiques dans un atome. Les niveaux d'énergie plus faibles sont plus proches du noyau et sont plus stables.
* sublevel: Dans chaque niveau d'énergie se trouvent des sous-niveaux, indiqués par les lettres:S, P, D et F. Chaque sous-niveau a un niveau d'énergie légèrement différent.
* s contre P: Le sous-niveau S est en énergie plus faible que le sous-niveau P dans le même niveau d'énergie principale. Cela signifie qu'un électron remplira l'orbitale S avant de remplir l'orbitale P.
Exemple:
* Dans le deuxième niveau d'énergie (n =2), l'orbitale 2S est plus faible en énergie que les orbitales 2p. Par conséquent, l'orbital 2S se remplit avant les orbitales 2p.
Représentation visuelle:
Vous pouvez visualiser cela à l'aide d'un diagramme appelé schéma d'énergie orbitale . Le diagramme montre les niveaux d'énergie relatifs des orbitales. Les orbitales S sont toujours inférieures aux orbitales p dans le même niveau d'énergie.
Points clés:
* Principe aufbau: Ce principe indique que les électrons remplissent les orbitales par ordre d'augmentation de l'énergie.
* Règle de Hund: Les électrons occupent individuellement les orbitales dans un sous-niveau avant de s'associer.
* Poili Principe d'exclusion: Aucun électrons dans un atome ne peut avoir le même ensemble de quatre nombres quantiques (y compris le spin).
En suivant ces principes, vous pouvez prédire la configuration électronique de tout atome.
