Aufbau Principle. According to this

Aufbau Principle. According to this principle an electron always occupies the lowest energy orbital first before filling the higher level.
The Aufbau or building-up principle can be explained with the example of Hydrogen Atom. Hydrogen has one electron. This electron enters the 1s orbital which has the lowest energy.
In other words, building-up principle states that the incoming electrons go to an orbital which has the least (n+l) value. However, the orbital having lower 'n' value will be occupied first, in case any two orbitals have the same (n+l) value.
Consider the example of Silicon whose atomic number is 14. Twelve electrons can be accommodated in 1s, 2s, 2p, 3s orbitals. Now, the last two electrons can enter into either 3p or 4s orbital. The (n+ l) values of these orbitals are the same, that is,
3p orbital has a (n+l) value of 3+1=4 and 4s has (n+l) value of 4+0 = 4
This means, both the orbitals have the same (n+l) value. But the 3p orbital has 'n' value, that is 3, which is less than the n value of 4s, which is 4. Therefore thirteenth and fourteenth electrons occupy the 3p orbital first. Thus the electronic configuration of Si is [Ne] 3s 23p2.The superscript represents the number of electrons present in the corresponding orbital.
The second important rule to determine the electronic configuration of an atom is the Hund's Rule. It says electron pairing happens only after all the available degenerate orbitals are occupied by one electron each.
Let us understand Hund's rule with the help of an example. Consider the element Oxygen with Z=8. I has 8 electrons, the first electron goes into the '1s' orbital of the K-Shell. The second electron will be paired up with the first in the same 1s orbital. Similarly the third and fourth electrons will occupy the 2s orbital of L-Shell. The Fifth electron goes into one of the three 2p orbitals of L-Shell. Let that be 2px. Since the three p-orbitals i.e., 2px,2py and 2pz are degenerate , the sixth electron goes into 2py or 2pz but not 2px. Let us say it goes to 2py. Since 2pz is a degenerate orbital, the seventh electron goes to 2pz instead of pairing up with electron in 2px or 2py.
Now, since all the 3 sub-orbitals have one electron each, the eighth electron can pair up with any of the three electrons in 2px, 2py and 2pz orbitals. Thus the electronic configuration of Oxygen can be written as 1s1.2s2. 2px2 .2py1. 2pz1. The arrows indicate electrons with spin +1/2 and -1/2. Let us consider the nitrogen atom. it has 7 electrons. The first six electrons have the same arrangement as that of carbon atom 1s1.2s2. 2px1 .2py1. The seventh electron will enter only in 2pz but can not enter into 2px or 2py orbital. Thus the configuration is 1s1.2s2. 2px1 .2py12pz1.
The third important rule for electronic configuration, that is, the Pauli's Exclusion Principle states that no two electrons will have the four quantum numbers same. This means that two electrons can ever have any identical values of n, l, m and s values. Because of this rule a single orbital can have only 2 electrons.

ผลลัพธ์ (ไทย) 1:

Aufbau หลัก ตามหลักการนี้ มีอิเล็กตรอนใช้ออร์บิทัลพลังงานต่ำสุดที่แรก บรรจุระดับสูงก่อนเสมอAufbau หรืออาคารสายหลักสามารถจะอธิบาย ด้วยตัวอย่างของอะตอมไฮโดรเจน ไฮโดรเจนมีอิเล็กตรอนเดียว อิเล็กตรอนนี้ป้อน 1s ของวงโคจรที่มีพลังงานต่ำสุดในคำอื่น ๆ อาคารสายหลักระบุว่า อิเล็กตรอนเข้าไปในออร์บิทัลที่มีน้อยที่สุดค่า (n + l) อย่างไรก็ตาม มีโคจรเอ็นล่างค่าจะได้ครอบครองก่อน ในกรณีใด ๆ orbitals สองมีค่า (n + l) เดียวกัน พิจารณาตัวอย่างของซิลิคอนที่มีหมายเลขอะตอมเป็น 14 สิบสองอิเล็กตรอนสามารถอาศัยใน 1s, 2s, 2p, 3s orbitals ตอนนี้ ล่าสุดสองอิเล็กตรอนสามารถป้อนใน 3p หรือ 4s ของวงโคจร ค่า (n + l) ของ orbitals เหล่านี้จะเหมือนกัน คือ 3p ออร์บิทัลมีค่าเท่ากับ (n + l) 3 + 1 = 4 และ 4s มีค่า (n + l) 4 + 0 = 4มีหมาย เลข orbitals ทั้ง (n + l) ค่าเดียวกัน แต่ออร์บิทัล p 3 แอนสโนว์ค่า ที่ 3 ซึ่งจะน้อยกว่าค่า n ของ 4s ซึ่งเป็น 4 ดังนั้น อิเล็กตรอนสิบสาม และจวนครอบครอง 3p ออร์บิทัลก่อน ดังนั้น การกำหนดค่าซีอิเล็กทรอนิกส์เป็น [Ne] 3s 23p 2ตัวยกที่แสดงถึงจำนวนของอิเล็กตรอนในออร์บิทัลที่สอดคล้องกันกฎสำคัญที่สองเพื่อกำหนดโครงแบบอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมคือ กฎของ Hund กล่าวว่า การจับคู่ของอิเล็กตรอนเกิดขึ้นหลังจากที่ orbitals degenerate ที่ว่างทั้งหมดถูกครอบครอง โดยหนึ่งอิเล็กตรอนเท่านั้น เราเข้าใจกฎของ Hund ช่วยตัวอย่าง พิจารณาองค์ประกอบออกซิเจนกับ Z = 8 ผมมี 8 อิเล็กตรอน อิเล็กตรอนแรกไปเป็น ' 1s ของออร์บิทัลของเชลล์ K อิเล็กตรอนสองจะจับคู่ขึ้นกับหนึ่งใน 1s เดียวของวงโคจร ในทำนองเดียวกัน อิเล็กตรอนที่สาม และสี่จะครอบครอง 2s โคจรของ L-เปลือก อิเล็กตรอนห้าไปเข้า orbitals 2 3 p ของเปลือก L ให้ที่ 2px ตั้งแต่ orbitals p สามเช่น 2px, 2py 2pz อยู่ degenerate อิเล็กตรอนหกไปใน 2py หรือ 2pz แต่ 2px ไม่ ให้เราพูดยัง 2py เนื่องจาก 2pz ออร์บิทัล degenerate อิเล็กตรอนเจ็ดจะไปแทนที่จะจับคู่กับอิเล็กตรอนใน 2px 2py 2pz ตอนนี้ เนื่องจาก orbitals ย่อยที่ 3 ทั้งหมดมีหนึ่งอิเล็กตรอน อิเล็กตรอนแปดสามารถคู่กับอิเล็กตรอนใน 2px, 2py และ 2pz orbitals สาม ดังนั้น สามารถเขียนโครงแบบอิเล็กทรอนิกส์ของออกซิเจนเป็น 1s1.2s2 2px2 .2py1 2pz1. ลูกศรแสดงอิเล็กตรอนมีสปิน + 1/2 และ-1/2 ให้เราพิจารณาอะตอมไนโตรเจน มี 7 อิเล็กตรอน อิเล็กตรอน 6 ก่อนมีการจัดเรียงเหมือนกับคาร์บอนอะตอม 1s1.2s2 2px1 .2py1 อิเล็กตรอนเจ็ดจะระบุเฉพาะใน 2pz แต่ไม่สามารถป้อนใน 2px หรือ 2py โคจร ดังนั้น การกำหนดค่าเป็น 1s1.2s2 2px1 .2py12pz1 สามสำคัญกฎสำหรับการกำหนดค่าอิเล็กทรอนิกส์ คือ อเมริกาหลัก Pauli ว่า อิเล็กตรอนไม่สองจะควอนตัมสี่หมายเลขเดียวกัน ซึ่งหมายความ ว่า อิเล็กตรอนสองสามารถมีค่าใด ๆ เหมือนกันค่า n, l, m และ s เนื่องจากกฎนี้ ออร์บิทัลเดียวได้ 2 อิเล็กตรอน

ผลลัพธ์ (ไทย) 2:

Aufbau หลักการ ตามหลักการนี้อิเล็กตรอนมักจะหมกมุ่นอยู่กับการใช้พลังงานที่ต่ำที่สุดวงโคจรก่อนที่จะกรอกระดับที่สูงขึ้น.
หลักการ Aufbau หรือสร้างขึ้นสามารถอธิบายได้ด้วยตัวอย่างของไฮโดรเจนอะตอม ไฮโดรเจนมีหนึ่งอิเล็กตรอน อิเล็กตรอนนี้จะเข้าสู่วงโคจร 1s ที่มีพลังงานต่ำที่สุด.
ในคำอื่น ๆ สร้างขึ้นรัฐหลักการที่ว่าอิเล็กตรอนที่เข้ามาไปโคจรซึ่งมีน้อย (n + L) มูลค่า อย่างไรก็ตามมีการโคจรที่ต่ำกว่า 'n' ค่าจะครอบครองเป็นครั้งแรกในกรณีใด ๆ สอง orbitals มีเดียวกัน (n + L) มูลค่า.
พิจารณาตัวอย่างของ Silicon ที่มีเลขอะตอมคือ 14. สิบสองอิเล็กตรอนสามารถอาศัยอยู่ใน 1s, 2s , 2p, ออร์บิทั 3s ตอนนี้ช่วงสองอิเล็กตรอนสามารถเข้าไปทั้ง 3p หรือ 4s โคจร (+ n ลิตร) ค่านิยมของออร์บิทัเหล่านี้จะเหมือนกันนั่นคือ
3p โคจรมี (n + ลิตร) ค่าของ 3 + 1 = 4 และ 4s ได้ (+ n ลิตร) ค่าของ 4 + 0 = 4
ซึ่งหมายความว่า ทั้งออร์บิทัมีเดียวกัน (n + L) มูลค่า แต่ 3p โคจรมี 'n' ค่านั่นคือ 3 ซึ่งน้อยกว่าค่าของ n 4s ซึ่งเป็น 4. ดังนั้นที่สิบสามและอิเล็กตรอนที่สิบสี่ครอบครอง 3p โคจรแรก ดังนั้นการกำหนดค่าของศรีอิเล็กทรอนิกส์ [Ne] 3s 23p2.The ยกแสดงถึงจำนวนของอิเล็กตรอนที่อยู่ในวงโคจรที่สอดคล้อง.
กฎที่สำคัญที่สองเพื่อตรวจสอบการกำหนดค่าอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมเป็นกฎของ Hund มันบอกว่าการจับคู่อิเล็กตรอนเกิดขึ้นเฉพาะหลังจากที่ทุก orbitals คนเลวที่มีอยู่จะถูกครอบครองโดยหนึ่งอิเล็กตรอนแต่ละ.
ให้เราเข้าใจกฎของ Hund ด้วยความช่วยเหลือของตัวอย่าง พิจารณาองค์ประกอบออกซิเจนกับ Z = 8 ฉันมี 8 อิเล็กตรอนอิเล็กตรอนแรกที่จะเข้าสู่ '1s' โคจรของ K-เชลล์ อิเล็กตรอนสองจะถูกจับคู่กับครั้งแรกใน 1s เดียวกันโคจร ในทำนองเดียวกันอิเล็กตรอนที่สามและสี่จะครอบครอง 2s โคจรของ L-เชลล์ อิเล็กตรอนที่ห้าจะเข้าสู่หนึ่งในสามของ 2p orbitals ของ L-เชลล์ ปล่อยให้เป็น 2px ตั้งแต่สาม P-orbitals เช่น, 2px, 2PY และ 2PZ เป็นคนเลว, อิเล็กตรอนที่หกจะเข้าสู่ 2PY หรือ 2PZ แต่ไม่ 2px ให้เราบอกว่ามันจะไป 2PY ตั้งแต่ 2PZ เป็นคนเลวโคจรอิเล็กตรอนที่เจ็ดไปที่ 2PZ แทนการจับคู่กับอิเล็กตรอนใน 2px หรือ 2PY.
ตอนนี้เนื่องจากทั้งหมด 3 ย่อย orbitals มีอิเล็กตรอนแต่ละอิเล็กตรอนแปดสามารถจับคู่กับใด ๆ ของสามอิเล็กตรอน ใน 2px, 2PY และออร์บิทั 2PZ ดังนั้นการกำหนดค่าอิเล็กทรอนิกส์ของออกซิเจนสามารถเขียนเป็น 1s1.2s2 2px2 .2py1 2pz1 ลูกศรชี้ให้เห็นอิเล็กตรอนที่มีสปิน +1/2 และ -1/2 ขอให้เราพิจารณาอะตอมไนโตรเจน มันมี 7 อิเล็กตรอน หกอิเล็กตรอนมีการจัดเช่นเดียวกับที่ 1s1.2s2 อะตอมของคาร์บอน 2px1 .2py1 อิเล็กตรอนที่เจ็ดจะเข้าเฉพาะใน 2PZ แต่ไม่สามารถเข้าไปใน 2px หรือ 2PY โคจร ดังนั้นการกำหนดค่า 1s1.2s2 2px1 .2py12pz1.
กฎที่สำคัญที่สามสำหรับการตั้งค่าอิเล็กทรอนิกส์, ที่อยู่, ยกเว้น Pauli ของหลักการที่ระบุว่าไม่มีสองอิเล็กตรอนจะมีตัวเลขสี่ควอนตัมเดียวกัน ซึ่งหมายความว่าอิเล็กตรอนสองเคยได้มีค่าเหมือนกันใด ๆ ของ n, L, M และค่านิยม เพราะกฎนี้สามารถโคจรเดียวมีเพียง 2 อิเล็กตรอน

ผลลัพธ์ (ไทย) 3:

เม็ดตุ่มใส . จากหลักการนี้ อิเล็กตรอนมักจะใช้พลังงานต่ำสุดวงแรกก่อนที่จะกรอกระดับที่สูงขึ้น aufbau
หรือสร้างหลักการที่สามารถอธิบายด้วยตัวอย่างของอะตอมไฮโดรเจน ไฮโดรเจนมีอิเล็กตรอน อิเล็กตรอนนี้เข้าสู่ 1s โคจรที่มีพลังงานต่ำสุด .
ในคำอื่น ๆการสร้างรัฐหลักการที่อิเล็กตรอนโคจรเข้ามาไปที่น้อยที่สุด ( L ) ค่า อย่างไรก็ตาม วงโคจรมีลด ' n ' มูลค่าจะครอบครองก่อน ในกรณีใด ๆสองวงโคจรได้เหมือนกัน ( L ) ค่า
ลองพิจารณาตัวอย่างของซิลิคอนที่มีเลขอะตอม 14 . สิบสองอิเล็กตรอนสามารถอาศัยใน 1s 2s 2p 3s ออร์บิทัลเชิง , , , . ตอนนี้ช่วงสอง อิเล็กตรอนสามารถระบุเป็น 3P หรือ 4S โคจร ( n ) เท่ากับวงโคจรเหล่านี้เดียวกันนั่นคือ
3P โคจรได้ ( ลิตร ) มูลค่า 3 1 = 4 และ 4S ได้ ( ลิตร ) มูลค่า 4 0 = 4
นี้หมายถึงทั้งวงโคจรได้เหมือนกัน ( L ) ค่า แต่ 3P โคจร ' n ' คุณค่าที่ 3 ซึ่งน้อยกว่าค่า n ของ 4S ที่ 4ดังนั้น สิบสามสิบสี่และอิเล็กตรอนครอบครอง 3P โคจรครั้งแรก ดังนั้นการตั้งค่าอิเล็กทรอนิกส์ของจังหวัดคือ [ NE ] 3s 23p2 . ตัวยกแสดงถึงจำนวนของอิเล็กตรอนที่โคจรอยู่ใน .
2 ที่สำคัญกฎเพื่อตรวจสอบการกำหนดค่าอิเล็กทรอนิกส์ของอะตอมเป็น ฮันด์ กฎมันบอกว่าอิเล็กตรอนคู่เกิดขึ้นเฉพาะหลังจากทั้งหมดของการครอบครองโดยวงโคจรอิเล็กตรอนหนึ่งแต่ละ
เราเข้าใจฮันด์ปกครองด้วยความช่วยเหลือของตัวอย่าง พิจารณาองค์ประกอบของออกซิเจนกับ Z = 8 ผมมี 8 อิเล็กตรอน อิเล็กตรอนแรกไปลงใน ' ปกติ ' วงโคจรของ k-shell . อิเล็กตรอนที่สองจะจับคู่กับครั้งแรกในเดียวกัน 1s โคจรซึ่งอิเล็กตรอนที่สามและสี่จะครอบครองเมืองโคจรของ l-shell . อิเล็กตรอนที่ 5 ไปเป็นหนึ่งในสามของออร์บิทัลเชิง l-shell 2p . ขอให้ 2px . ตั้งแต่สาม p-orbitals 2px ) , และมีการ 2py 2pz , อิเล็กตรอน 6 ไปลงใน 2py หรือ 2pz แต่ไม่ 2px . เราว่า มันก็ต้อง 2py . ตั้งแต่การ 2pz เป็นวงโคจรอิเล็กตรอน 7 ไป 2pz แทนจับคู่กับอิเล็กตรอนใน 2px หรือ 2py .
ตอนนี้เนื่องจากวงโคจรทั้งหมด 3 ย่อยมีหนึ่งอิเล็กตรอนแต่ละแปดอิเล็กตรอนสามารถจับคู่กับใด ๆของ 2px สามอิเล็กตรอนในออร์บิทัลเชิง 2pz 2py , และ . ดังนั้นโครงสร้างอิเล็กทรอนิกส์ของออกซิเจนสามารถเขียนได้เป็น 1s1.2s2 . 2px2 . 2py1 . 2pz1 . ลูกศรแสดงอิเล็กตรอนกับสปิน 1 / 2 - 1 / 2ให้เราพิจารณาไนโตรเจนอะตอม มี 7 อิเล็กตรอน หกตัวแรกมีการเหมือนกันของคาร์บอนอะตอม 1s1.2s2 . 2px1 . 2py1 . อิเล็กตรอนเจ็ดจะระบุเฉพาะใน 2pz แต่ไม่สามารถเข้าไป 2px หรือ 2py โคจร ดังนั้นการปรับแต่ง 1s1.2s2 . 2px1 . 2py12pz1 .
3 ที่สำคัญกฎสำหรับการอิเล็กทรอนิกส์ นั่นคือการเป๋ไป๋ ระบุว่า ไม่มีสองอิเล็กตรอนจะมีสี่ตัวเลขควอนตัมเดียวกัน ซึ่งหมายความว่าสองอิเล็กตรอนก็เคยมีเหมือนกันค่าของ N , M , L และ S ค่า เพราะกฎนี้เดียวโคจรได้เพียง 2 อิเล็กตรอน