1。エネルギーレベル（電子シェル）：
*電子は異なるエネルギーレベルで存在し、しばしば核の周りの同心円状の殻として視覚化されます。 これらのシェルには1、2、3などの番号が付けられており、数値が多いほどエネルギーレベルが高いことを示しています。
*低いシェルの電子は核に近く、より高いシェルの電子よりも低いエネルギーを持っています。
*シェルを占有できる電子の最大数は、フォーミュラ2N²によって決定されます。ここで、「n」はシェル数です。たとえば、最初のシェル（n =1）は最大2電子を保持でき、2番目のシェル（n =2）は8を保持できます。
2。サブシェル（軌道）：
*各エネルギーレベルには、サブシェルと呼ばれるさらに分割があります。これらは、文字：S、P、D、およびFで指定されます。
*各サブシェルには、特定の形状と数の軌道があります。
* sサブシェル： 1球体軌道（2つの電子を保持）
* pサブシェル： 3ダンベル型の軌道（6個の電子を保持）
* dサブシェル： 5つの複合型の軌道（10個の電子を保持）
* fサブシェル： 7さらに複雑な軌道（14個の電子を保持）
*エネルギーレベル内のサブシェルの数は、シェル数に対応しています。
*シェル1にはSサブシェルのみがあります
*シェル2にはSとPのサブシェルがあります
*シェル3にはS、P、およびDサブシェルがあります
*シェル4以降はS、P、D、およびFサブシェルを持っています
3。軌道：
*軌道は、電子を見つける可能性が高い核周辺の空間の領域です。
*各軌道は、最大2つの電子を保持でき、反対のスピン（スピンアップとスピンダウン）が必要です。
4。充填順序（Aufbau原則とHundのルール）：
* Aufbauの原則に従って、電子は特定の順序で軌道を満たします。
*電子は最初に最低のエネルギーレベルに入ります。
*サブシェル内で、電子は同じ軌道でペアになる前に個別に軌道を埋めます（Hund's Rule）。
例：
* 窒素（n）には7つの電子があります：
*最初の2つの電子は1S軌道に入ります。
*次の2つは2S軌道に入ります。
*残りの3つの電子は、ペアが上がる前に各軌道に1つの電子を2p軌道に入れます。
重要な概念：
* 量子数： これらの数値は、電子の状態を記述し、主要な量子数（n）、方位角量子数（l）、磁気量子数（ml）、およびスピン量子数（MS）を含みます。
* 電子構成： この表記法は、原子内の電子の配置を要約し、占有されたシェル、サブシェル、および軌道を示します。
原子内の電子の組織を理解することは、元素の化学的挙動、結合、および分子の形成を説明するために重要です。
