1. Aufbau 원칙 :
*이 원칙은 전자가 에너지를 증가시키기 위해 궤도를 채 웁니다. 이것은 우리가 가장 낮은 에너지 궤도부터 시작하여 위로 올라가는 것을 의미합니다.
* 에너지 수준은 주요 양자 수 (n)에 의해 결정되며 Sublevel은 방위각 양자 수 (L)에 의해 결정됩니다.
* 순서는 1, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p입니다.
2. 헌드의 규칙 :
*이 규칙에 따르면 (2P 서브 쉘과 같은) 서브 쉘 내에서 전자는 하나의 궤도에서 두 배가되기 전에 해당 서브 쉘 내의 각 궤도를 개별적으로 차지할 것이라고 명시합니다.
* 이것은 전자가 서로 격퇴하기 때문에 가능한 한 멀리 떨어져있을 때 가장 안정적입니다.
* 동일한 서브 쉘 내의 다른 궤도에있는 전자는 평행 한 스핀을 가지고 있습니다 (모든 스핀 또는 모든 스핀 다운).
3. Pauli 배제 원칙 :
*이 원리는 원자의 두 전자가 동일한 4 개의 양자 수 세트를 가질 수 없다고 명시하고 있습니다.
* 이것은 각 궤도가 최대 2 개의 전자를 유지할 수 있으며이 두 전자는 반대편 스핀을 가져야 함을 의미합니다.
4. "n + l"규칙 (궤도 순서) :
*이 규칙은 궤도를 채우는 순서, 특히 더 큰 원자의 경우를 기억하는 유용한 방법입니다.
* 규칙은 (n + l)의 가장 낮은 값을 가진 궤도가 먼저 채워 졌다고 명시합니다. 두 궤도가 동일한 (n + L) 값을 갖는 경우, N의 낮은 값을 가진 궤도가 먼저 채워집니다.
시각 보조 :대각선 규칙
* 대각선 규칙 로 궤도의 충전 순서를 시각화 할 수 있습니다. . 이것은 에너지 수준에 따라 궤도의 순서를 기억하는 데 도움이되는 편리한 다이어그램입니다.
예 :
전자 7 개가있는 요소 질소 (N)를 가져 가자.
1. aufbau 원리 : 가장 낮은 에너지 수준, 1s부터 시작하십시오. 2 개의 전자 (1S²)로 채우십시오.
2. aufbau 원리 : 다음으로 가장 낮은 에너지 레벨, 2s로 이동하십시오. 2 개의 전자 (2S²)로 채우십시오.
3. aufbau 원칙과 헌드의 규칙 : 2P 서브 쉘로 이동하십시오. 여기에는 3 개의 궤도 (2px, 2py, 2pz)가 있습니다. 이들 궤도 각각에 1 개의 전자를 배치하기 전에 (2p³, 2p³, 2p³) 평행 한 스핀으로 배치하십시오.
따라서, 질소의 전자 구성은 1S² 2S² 2P³이다.
키 테이크 아웃 :
* 이러한 원리를 이해하면 원자의 전자 구성을 예측할 수 있습니다.
* 전자 구성은 요소의 화학적 거동과 특성을 이해하는 데 중요합니다.
* 결합, 반응성 및 요소의주기적인 경향을 설명하는 데 도움이됩니다.
