Elektronen vullen niet automatisch een specifieke energietoestand in. Ze vullen de energieniveaus volgens het aufbau -principe , die stelt dat elektronen eerst de laagst beschikbare energieniveaus bezetten.

Hier is een uitsplitsing:

* Laagste energieniveaus eerst: Elektronen zullen altijd proberen de laagste beschikbare energieniveaus te behalen voordat ze naar hogere gaan.

* Pauli -uitsluitingsprincipe: Elk orbitaal kan maximaal twee elektronen bevatten en deze elektronen moeten tegengestelde spins hebben.

* Hund's Rule: Binnen een subshell (zoals P of D) zullen elektronen elk orbitaal afzonderlijk bezetten voordat ze in hetzelfde orbitaal worden gekoppeld.

Daarom hangt de specifieke energietoestand die een elektronenvullingen af ​​is van verschillende factoren:

* het atoomnummer van het element: Verschillende elementen hebben verschillende aantallen protonen en elektronen, wat leidt tot variërende elektronenconfiguraties.

* Het energieniveau: Elektronen zullen eerst de laagste energieniveaus behalen (1s, 2s, 2p, enz.) En vervolgens naar hogere niveaus verplaatsen als dat nodig is.

* de subshell: Binnen een energieniveau vullen elektronen eerst de S -subshell, vervolgens de P -subshell, vervolgens de D -subshell, enzovoort.

Voorbeeld:

Beschouw het element stikstof (N), dat 7 elektronen heeft. De elektronenconfiguratie is 1S²2S²2P³.

* De eerste twee elektronen vullen de 1s orbital (laagste energieniveau).

* De volgende twee elektronen vullen de 2s orbital.

* De resterende drie elektronen bezetten afzonderlijk de drie 2p -orbitalen (na de heerschappij van Hund).

Conclusie: Het vullen van elektronenergietoestanden is een complex proces dat meerdere regels en factoren omvat. Het is niet automatisch, maar volgt een specifieke volgorde op basis van energieniveaus en andere principes.