電子配置の規則：
原子核の周りの電子の配置は、量子力学に基づく一連のルールによって支配されています。これが故障です：
1。量子数：
* 主要な量子数（n）： 電子のエネルギーレベルについて説明します。より高い「n」はより高いエネルギーを意味します。 それはどの積極的な整数（1、2、3、...）であり、1は基底状態です。
* 角運動量または方位角量子数（l）： 電子の軌道の形状について説明します。 0からn-1の範囲です。
* l =0：s軌道（球状）
* l =1：p orbital（ダンベル形状）
* L =2：D Orbital（より複雑な形状）
* l =3：f軌道（さらに複雑な形状）
* 磁気量子数（ml）： 空間内の軌道の方向について説明します。 0を含む-lから +Lの値を引き受けることができます。したがって、l =1（p軌道）の場合、ml =-1、0、+1があり、x、y、z軸に沿って3つのp軌道を配置します。
* スピン量子数（MS）： 電子の固有の角運動量について説明します。電子は量子化され、電子の「紡績」として視覚化されることがよくあります。 +1/2または-1/2のいずれかです。
2。 aufbau原則：
*電子は、エネルギーを増やす順に軌道を満たします。
*充填の順序は、対角線のルールに基づいています（マデルンルールと呼ばれることもあります）。
3。パウリ除外原理：
*原子内の2つの電子は、4つすべての量子数の同じセットを持つことはできません。
*これは、各軌道が反対のスピンを備えた最大2つの電子を保持できることを意味します。
4。 Hundのルール：
*サブシェル（2pサブシェルなど）内で、電子はペアリングする前にそのサブシェル内の各軌道を個別に占有します。
*これにより、対応のない電子の数が最大化され、電子電子反発が最小限に抑えられます。
5。電子構成：
原子内の電子の配置は、その電子構成と呼ばれます。フォームで書かれています：
（n）l^（そのサブシェルの電子の数）
たとえば、窒素の電子構成は1S²2S²2P³です。
例：
酸素の電子構成（原子番号8）を見てみましょう。
1。 aufbau原則： 対角線のルールに従って、軌道を1、2s、2pの順序で埋めます。
2。パウリ除外原理： 各軌道は、反対のスピンを持つ最大2つの電子を保持できます。
3。 Hundのルール： 2pサブシェル内で、電子をペアにする前に、3つの2p軌道のそれぞれに1つの電子を配置します。
したがって、酸素の電子構成は次のとおりです。
注： これらのルールは、核の周りに電子がどのように分布するかを理解するためのフレームワークを提供します。ただし、電子の挙動は複雑であり、量子力学はその行動を説明する上で重要な役割を果たします。
