Základní pravidla elektronové konfigurace
Pauliho princip výlučnosti říká, že v jednom orbitalu mohou být maximálně dva elektrony, které se liší spinovým číslem. To je důvod, proč v každé "energetické přihrádce" najdeš jen dva elektrony.
Podle Hundova pravidla se v degenerovaných orbitalech (orbitaly stejné energie) nejprve zaplní každý orbital jedním elektronem, než se začnou tvořit elektronové páry. Nespárované elektrony přitom mají stejný spin. Příklad: u 2p2 budou elektrony ve dvou různých p-orbitalech se stejným spinem (↑↑).
💡 Představ si Hundovo pravidlo jako obsazování sedadel v autobuse - lidé si raději sednou sami, než aby sdíleli sedačku s někým jiným.
Výstavbový princip stanovuje, že elektrony obsazují orbitaly v pořadí rostoucí energie. Pořadí zaplňování orbitalů je: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p... Při zápisu elektronové konfigurace se používá zkrácený zápis pomocí vzácných plynů, například: 32Ge: Ar 4s² 3d¹⁰ 4p².
Valenční elektrony jsou elektrony v nejvzdálenějších orbitalech od jádra a účastní se chemických reakcí. Podle typu prvku se nacházejí v různých orbitalech:
- S-prvky: ns orbitaly
- P-prvky: ns a np orbitaly
- D-prvky: ns a n−1d orbitaly
- F-prvky: ns, n−1d a n−2f orbitaly