* Gli elettroni riempiono prima i livelli di energia più bassi. Questo perché gli elettroni vogliono naturalmente essere nello stato più stabile, che è il livello di energia più basso.
* Gli elettroni riempiono gli orbitali all'interno di una sottoshell singolarmente prima di abbinare. Ciò è dovuto alla regola di Hund, che riduce al minimo la repulsione elettronica-elettrone massimizzando il numero di elettroni non accoppiati.
Ecco una rottura dell'ordine di riempimento:
1. Inizia con il numero quantico principale più basso (N): n =1 (il primo livello di energia).
2. All'interno di ciascun livello di energia, riempire le sottosezze in ordine di energia crescente:
* S subshell (1 orbitale, contiene 2 elettroni)
* p subshell (3 orbitali, contiene 6 elettroni)
* d subshell (5 orbitali, contiene 10 elettroni)
* f subshell (7 orbitali, contiene 14 elettroni)
3. Segui la regola diagonale: Questo è un aiuto visivo che aiuta a ricordare l'ordine di riempimento. Immagina una linea diagonale a partire dall'alto sinistra e spostarsi in diagonale verso il basso e verso destra. Questa linea attraversa i livelli di energia e le sottosezze nell'ordine in cui dovrebbero essere riempite.
Ecco come appare la regola diagonale:
`` `
1s
2s 2p
3s 3p 4s
3d 4p 5s
4d 5p 6s
4f 5d 6p 7s
5f 6d 7p
`` `
Esempio:
* Oxygen (O): ha 8 elettroni. L'ordine di riempimento è:1S², 2S², 2p⁴. Ciò significa che 2 elettroni sono nella sottoshell 1s, 2 elettroni nella sottoshell 2s e 4 elettroni nella sottoshell 2p.
Nota importante: Ci sono eccezioni al principio di Aufbau, in particolare per i metalli di transizione. Tuttavia, questo ordine generale fornisce un buon quadro per comprendere il riempimento dei livelli di energia negli atomi.
