1。電子軌道：
* 軌道ではない： 電子は、きちんとした円や惑星のような楕円で核を周回しません。 代わりに、それらは軌道と呼ばれる空間の領域に存在します 。
* 形状とエネルギー： 軌道には、特定の形状（球、ダンベルなど）およびエネルギーレベルがあります。 軌道の形状は、電子が最も見られる可能性が最も高い場所を決定します。
* 確実性ではなく、確率： 軌道内の電子の位置は、確率分布によって記述されます。これは、正確な位置ではなく、特定の場所で電子を見つける可能性についてのみ話すことができることを意味します。
2。量子数：
* 電子の説明： 原子の電子は、4つの量子数のセットで記述されています。
* 主要な量子数（n）： 電子のエネルギーレベルを決定します。より高い「n」値は、より高いエネルギーを意味します。
* 角運動量量子数（l）： 軌道の形状（S、P、D、F）について説明します。
* 磁気量子数（ml）： 空間内の軌道の方向を指定します。
* スピン量子数（MS）： 量子化され、小さな磁気双極子のように作用する電子の固有の角運動量を表します。
3。電子遷移：
* エネルギーの変化： 電子はエネルギーを吸収または放出することができ、異なるエネルギーレベル（軌道）の間でジャンプします。
* 吸収： 電子がエネルギーを吸収すると、より高いエネルギーレベルに移動します。
* 排出： 電子がエネルギーを失うと、エネルギーレベルが低くなり、エネルギーを光として放出します。
4。不確実性の原則：
* 位置と勢い： Heisenbergの不確実性の原則は、電子の位置と運動量の両方を同時に完全に精度で知ることができないと述べています。
* 意味： これは、電子の正確な経路を予測することは不可能であり、特定の領域でそれを見つける確率のみであることを意味します。
要約：
原子の電子は単純な経路をたどらない。それらの行動は量子力学によって支配されており、確率の観点からの場所とエネルギーのみを説明することができます。 軌道の概念は、電子が最も見られる可能性が最も高い空間の領域を理解するのに役立ちます。
