Konfigurasi elektronik atom unsur kimia. Konfigurasi elektronik atom

Ketahui cara mengarang formula elektronik unsur kimia. Soalan ini penting dan relevan, kerana ia memberi idea bukan sahaja tentang struktur, tetapi juga tentang sifat fizik dan kimia atom yang dikatakan.

Peraturan kompilasi

Untuk menyusun formula grafik dan elektronik unsur kimia, adalah perlu untuk mempunyai idea tentang teori struktur atom. Sebagai permulaan, terdapat dua komponen utama atom: nukleus dan elektron negatif. Nukleus termasuk neutron, yang tidak mempunyai cas, serta proton, yang mempunyai cas positif.

Berhujah bagaimana untuk menyusun dan menentukan formula elektronik unsur kimia, kita perhatikan bahawa untuk mencari bilangan proton dalam nukleus, sistem berkala Mendeleev diperlukan.

Bilangan unsur mengikut urutan sepadan dengan bilangan proton dalam nukleusnya. Bilangan tempoh di mana atom terletak mencirikan bilangan lapisan tenaga di mana elektron terletak.

Untuk menentukan bilangan neutron tanpa cas elektrik, adalah perlu untuk menolak nombor sirinya (bilangan proton) daripada jisim relatif atom unsur.

Arahan

Untuk memahami cara mengarang formula elektronik unsur kimia, pertimbangkan peraturan untuk mengisi subperingkat dengan zarah negatif, yang dirumuskan oleh Klechkovsky.

Bergantung pada jumlah tenaga bebas yang dimiliki oleh orbital bebas, satu siri disediakan yang mencirikan urutan pengisian tahap dengan elektron.

Setiap orbital mengandungi hanya dua elektron, yang disusun dalam putaran antiselari.

Untuk menyatakan struktur kulit elektron, formula grafik digunakan. Apakah rupa formula elektronik atom unsur kimia? Bagaimana untuk membuat pilihan grafik? Soalan-soalan ini termasuk dalam kursus kimia sekolah, jadi kami akan membincangkannya dengan lebih terperinci.

Terdapat matriks (asas) tertentu yang digunakan semasa menyusun formula grafik. Orbital-s dicirikan oleh hanya satu sel kuantum, di mana dua elektron terletak bertentangan antara satu sama lain. Ia ditunjukkan secara grafik oleh anak panah. Untuk orbital p, tiga sel digambarkan, setiap satu juga mengandungi dua elektron, sepuluh elektron terletak pada orbital d, dan f diisi dengan empat belas elektron.

Contoh penyusunan formula elektronik

Mari kita sambung perbualan tentang cara mengarang formula elektronik unsur kimia. Sebagai contoh, anda perlu membuat formula grafik dan elektronik untuk unsur mangan. Pertama, kita tentukan kedudukan unsur ini dalam sistem berkala. Ia mempunyai nombor atom 25, jadi terdapat 25 elektron dalam atom. Mangan adalah unsur tempoh keempat oleh itu, ia mempunyai empat tahap tenaga.

Bagaimana untuk menulis formula elektronik unsur kimia? Kami menulis tanda unsur, serta nombor ordinalnya. Menggunakan peraturan Klechkovsky, kami mengedarkan elektron ke atas tahap tenaga dan subperingkat. Kami menyusunnya secara berurutan pada tahap pertama, kedua, dan ketiga, memasukkan dua elektron dalam setiap sel.

Kemudian kita jumlahkan mereka, mendapat 20 keping. Tiga tahap diisi sepenuhnya dengan elektron, dan hanya lima elektron kekal pada keempat. Memandangkan setiap jenis orbital mempunyai rizab tenaga sendiri, kami mengedarkan elektron yang tinggal kepada subperingkat 4s dan 3d. Akibatnya, formula grafik elektron siap untuk atom mangan mempunyai bentuk berikut:

1s2/2s2, 2p6/3s2, 3p6/4s2, 3d3

Nilai praktikal

Dengan bantuan formula grafik elektron, anda boleh melihat dengan jelas bilangan elektron bebas (tidak berpasangan) yang menentukan valensi unsur kimia tertentu.

Kami menawarkan algoritma tindakan umum, dengan bantuan anda boleh mengarang formula grafik elektronik mana-mana atom yang terletak dalam jadual berkala.

Langkah pertama ialah menentukan bilangan elektron menggunakan jadual berkala. Nombor tempoh menunjukkan bilangan tahap tenaga.

Kepunyaan kumpulan tertentu dikaitkan dengan bilangan elektron yang berada dalam tahap tenaga luar. Tahap dibahagikan kepada subperingkat, diisi mengikut peraturan Klechkovsky.

Kesimpulan

Untuk menentukan keupayaan valens mana-mana unsur kimia yang terletak dalam jadual berkala, adalah perlu untuk merangka formula grafik elektron atomnya. Algoritma yang diberikan di atas akan membolehkan anda mengatasi tugas itu, untuk menentukan kemungkinan bahan kimia dan ciri-ciri fizikal atom.

Elektron

Konsep atom berasal dari dunia purba untuk menandakan zarah jirim. Dalam bahasa Yunani, atom bermaksud "tidak boleh dibahagikan".

Ahli fizik Ireland Stoney, berdasarkan eksperimen, membuat kesimpulan bahawa elektrik dibawa oleh zarah terkecil yang wujud dalam atom semua unsur kimia. Pada tahun 1891, Stoney mencadangkan untuk memanggil zarah ini elektron, yang dalam bahasa Yunani bermaksud "ambar". Beberapa tahun selepas elektron mendapat namanya, ahli fizik Inggeris Joseph Thomson dan ahli fizik Perancis Jean Perrin membuktikan bahawa elektron membawa cas negatif. Ini adalah cas negatif terkecil, yang dalam kimia diambil sebagai unit (-1). Thomson juga berjaya menentukan kelajuan elektron (kelajuan elektron dalam orbit adalah berkadar songsang dengan nombor orbit n. Jejari orbit berkembang mengikut kadar kuasa dua nombor orbit. Dalam orbit pertama hidrogen atom (n=1; Z=1), kelajuan ialah ≈ 2.2 106 m / c, iaitu kira-kira seratus kali kurang daripada kelajuan cahaya c=3 108 m/s.) dan jisim elektron ( ia hampir 2000 kali kurang daripada jisim atom hidrogen).

Keadaan elektron dalam atom

Keadaan elektron dalam atom ialah satu set maklumat tentang tenaga elektron tertentu dan ruang di mana ia terletak. Elektron dalam atom tidak mempunyai trajektori gerakan, iaitu, seseorang hanya boleh bercakap tentangnya kebarangkalian menemuinya dalam ruang di sekeliling nukleus.

Ia boleh terletak di mana-mana bahagian ruang ini mengelilingi nukleus, dan keseluruhan pelbagai kedudukannya dianggap sebagai awan elektron dengan ketumpatan cas negatif tertentu. Secara kiasan, ini boleh dibayangkan seperti berikut: jika boleh mengambil gambar kedudukan elektron dalam atom dalam perseratus atau persejuta saat, seperti dalam kemasan foto, maka elektron dalam gambar tersebut akan diwakili sebagai titik. Mentindih gambar sedemikian yang tidak terkira banyaknya akan menghasilkan gambar awan elektron dengan ketumpatan tertinggi di mana terdapat kebanyakan titik ini.

Ruang di sekeliling nukleus atom, di mana elektron paling mungkin ditemui, dipanggil orbital. Ia mengandungi kira-kira 90% e-cloud, dan ini bermakna bahawa kira-kira 90% daripada masa elektron berada di bahagian ruang ini. Dibezakan dengan bentuk 4 jenis orbital yang diketahui sekarang, yang dilambangkan dengan bahasa Latin huruf s, p, d dan f. Imej grafik beberapa bentuk orbital elektron ditunjukkan dalam rajah.

Ciri yang paling penting bagi pergerakan elektron dalam orbit tertentu ialah tenaga sambungannya dengan nukleus. Elektron dengan nilai tenaga yang sama membentuk satu lapisan elektron, atau tahap tenaga. Tahap tenaga dinomborkan bermula dari nukleus - 1, 2, 3, 4, 5, 6 dan 7.

Integer n, menandakan bilangan aras tenaga, dipanggil nombor kuantum utama. Ia mencirikan tenaga elektron yang menduduki tahap tenaga tertentu. Elektron tahap tenaga pertama, paling hampir dengan nukleus, mempunyai tenaga paling rendah. Berbanding dengan elektron peringkat pertama, elektron peringkat seterusnya akan dicirikan oleh sejumlah besar tenaga. Akibatnya, elektron peringkat luar adalah yang paling tidak kuat terikat pada nukleus atom.

Bilangan elektron terbesar dalam tahap tenaga ditentukan oleh formula:

N = 2n2,

di mana N ialah bilangan maksimum elektron; n ialah nombor tahap, atau nombor kuantum utama. Akibatnya, tahap tenaga pertama yang paling hampir dengan nukleus boleh mengandungi tidak lebih daripada dua elektron; pada yang kedua - tidak lebih daripada 8; pada yang ketiga - tidak lebih daripada 18; pada keempat - tidak lebih daripada 32.

Bermula dari tahap tenaga kedua (n = 2), setiap tahap dibahagikan kepada sublevel (sublayers), yang agak berbeza antara satu sama lain dalam tenaga mengikat dengan nukleus. Bilangan subperingkat adalah sama dengan nilai nombor kuantum utama: tahap tenaga pertama mempunyai satu sublevel; yang kedua - dua; ketiga - tiga; keempat - empat subperingkat. Sublevel, seterusnya, dibentuk oleh orbital. Setiap nilain sepadan dengan bilangan orbital sama dengan n.

Subperingkat biasanya dilambangkan dengan huruf Latin, serta bentuk orbital yang terdiri daripada: s, p, d, f.

Proton dan neutron

Atom bagi mana-mana unsur kimia adalah setanding dengan yang kecil sistem suria. Oleh itu, model atom sedemikian, yang dicadangkan oleh E. Rutherford, dipanggil planet.

Nukleus atom, di mana seluruh jisim atom tertumpu, terdiri daripada zarah dua jenis - proton dan neutron.

Proton mempunyai cas yang sama dengan cas elektron, tetapi bertentangan dalam tanda (+1), dan jisim sama dengan jisim atom hidrogen (ia diterima dalam kimia sebagai satu unit). Neutron tidak membawa cas, ia neutral dan mempunyai jisim yang sama dengan proton.

Proton dan neutron secara kolektif dipanggil nukleon (dari nukleus Latin - nukleus). Jumlah bilangan proton dan neutron dalam atom dipanggil nombor jisim. Sebagai contoh, nombor jisim atom aluminium:

13 + 14 = 27

bilangan proton 13, bilangan neutron 14, nombor jisim 27

Oleh kerana jisim elektron, yang boleh diabaikan, boleh diabaikan, adalah jelas bahawa keseluruhan jisim atom tertumpu di dalam nukleus. Elektron mewakili e - .

Kerana atom neutral secara elektrik, ia juga jelas bahawa bilangan proton dan elektron dalam atom adalah sama. Ia sama dengan nombor siri unsur kimia yang diberikan kepadanya dalam sistem Berkala. Jisim atom terdiri daripada jisim proton dan neutron. Mengetahui nombor siri unsur (Z), iaitu, bilangan proton, dan nombor jisim (A), sama dengan jumlah bilangan proton dan neutron, anda boleh mencari bilangan neutron (N) menggunakan formula:

N=A-Z

Sebagai contoh, bilangan neutron dalam atom besi ialah:

56 — 26 = 30

isotop

Varieti atom unsur yang sama yang mempunyai cas nuklear yang sama tetapi nombor jisim yang berbeza dipanggil isotop. Unsur kimia yang terdapat di alam adalah campuran isotop. Jadi, karbon mempunyai tiga isotop dengan jisim 12, 13, 14; oksigen - tiga isotop dengan jisim 16, 17, 18, dsb. Jisim atom relatif unsur kimia yang biasanya diberikan dalam Sistem Berkala ialah nilai purata jisim atom campuran semula jadi isotop unsur tertentu, mengambil mengambil kira kandungan relatifnya dalam alam semula jadi. Sifat kimia Isotop bagi kebanyakan unsur kimia adalah sama. Walau bagaimanapun, isotop hidrogen sangat berbeza dalam sifat disebabkan oleh peningkatan lipatan dramatik dalam jisim atom relatifnya; mereka malah telah diberi nama individu dan simbol kimia.

Elemen tempoh pertama

Skim struktur elektronik atom hidrogen:

Skim struktur elektronik atom menunjukkan taburan elektron ke atas lapisan elektronik (aras tenaga).

Formula elektronik grafik atom hidrogen (menunjukkan taburan elektron ke atas aras tenaga dan subperingkat):

Formula elektronik grafik atom menunjukkan taburan elektron bukan sahaja dalam peringkat dan subperingkat, tetapi juga dalam orbit.

Dalam atom helium, lapisan elektron pertama selesai - ia mempunyai 2 elektron. Hidrogen dan helium ialah unsur-s; bagi atom-atom ini, orbital s diisi dengan elektron.

Semua elemen tempoh kedua lapisan elektron pertama diisi, dan elektron mengisi orbital s dan p lapisan elektron kedua mengikut prinsip tenaga paling sedikit (s pertama, dan kemudian p) dan peraturan Pauli dan Hund.

Dalam atom neon, lapisan elektron kedua selesai - ia mempunyai 8 elektron.

Untuk atom unsur periode ketiga, lapisan elektron pertama dan kedua selesai, jadi lapisan elektron ketiga diisi, di mana elektron boleh menduduki subperingkat 3s-, 3p- dan 3d.

Orbital elektron 3s dilengkapkan pada atom magnesium. Na dan Mg ialah unsur-s.

Untuk aluminium dan unsur seterusnya, sublevel 3p diisi dengan elektron.

Unsur-unsur tempoh ketiga mempunyai orbital 3d yang tidak terisi.

Semua unsur dari Al hingga Ar adalah unsur-p. s- dan p-elemen membentuk subkumpulan utama dalam sistem Berkala.

Unsur-unsur tempoh keempat - ketujuh

Lapisan elektron keempat muncul pada atom kalium dan kalsium, subperingkat 4s diisi, kerana ia mempunyai tenaga yang kurang daripada subperingkat 3d.

K, Ca - s-elemen termasuk dalam subkumpulan utama. Untuk atom dari Sc hingga Zn, sublevel 3d diisi dengan elektron. Ini adalah elemen 3d. Mereka termasuk dalam subkumpulan sekunder, mereka mempunyai lapisan elektron pra-luaran yang diisi, mereka dirujuk sebagai unsur peralihan.

Beri perhatian kepada struktur kulit elektron atom kromium dan kuprum. Di dalamnya, "kegagalan" satu elektron dari 4s- hingga 3d-sublevel berlaku, yang dijelaskan oleh kestabilan tenaga yang lebih besar dari konfigurasi elektronik 3d 5 dan 3d 10 yang terhasil:

Dalam atom zink, lapisan elektron ketiga selesai - semua subperingkat 3s, 3p dan 3d diisi di dalamnya, secara keseluruhan terdapat 18 elektron padanya. Dalam unsur-unsur yang mengikuti zink, lapisan elektron keempat terus diisi, subperingkat 4p.

Unsur dari Ga hingga Kr ialah unsur-p.

Lapisan luar (keempat) atom kripton lengkap dan mempunyai 8 elektron. Tetapi hanya terdapat 32 elektron dalam lapisan elektron keempat; subaras 4d- dan 4f bagi atom kripton masih kekal tidak terisi. Unsur-unsur kala kelima mengisi sub-aras dalam susunan berikut: 5s - 4d - 5p. Dan terdapat juga pengecualian yang berkaitan dengan " kegagalan» elektron, y 41 Nb, 42 Mo, 44 ​​​​Ru, 45 Rh, 46 Pd, 47 Ag.

Dalam tempoh keenam dan ketujuh, unsur-f muncul, iaitu, unsur-unsur di mana subperingkat 4f dan 5f lapisan elektronik luar ketiga diisi, masing-masing.

Unsur 4f dipanggil lantanida.

Unsur 5f dipanggil aktinida.

Susunan pengisian subperingkat elektronik dalam atom unsur tempoh keenam: 55 Cs dan 56 Ba - 6s-elemen; 57 La … 6s 2 5d x - 5d elemen; 58 Ce - 71 Lu - unsur 4f; 72 Hf - 80 Hg - unsur 5d; 81 T1 - 86 Rn - unsur 6d. Tetapi di sini terdapat unsur-unsur di mana susunan pengisian orbital elektronik "dilanggar", yang, sebagai contoh, dikaitkan dengan kestabilan tenaga yang lebih besar daripada separuh dan terisi penuh f-sublevel, iaitu nf 7 dan nf 14. Bergantung pada subperingkat atom mana yang terakhir diisi dengan elektron, semua unsur dibahagikan kepada empat keluarga elektronik, atau blok:

• unsur-s. S-sublevel aras luar atom diisi dengan elektron; unsur-s termasuk hidrogen, helium dan unsur subkumpulan utama kumpulan I dan II.

• elemen p. Subperingkat p bagi paras luar atom diisi dengan elektron; elemen p termasuk unsur subkumpulan utama kumpulan III-VIII.

• d-elemen. Subperingkat d bagi paras praluaran atom diisi dengan elektron; unsur-d termasuk unsur subkumpulan sekunder kumpulan I-VIII, iaitu unsur dekad interkalari tempoh besar yang terletak di antara unsur s dan p. Mereka juga dipanggil elemen peralihan.

• elemen-f. Subperingkat f bagi paras luar ketiga atom diisi dengan elektron; ini termasuk lantanida dan antinoid.

Ahli fizik Switzerland W. Pauli pada tahun 1925 menetapkan bahawa dalam atom dalam satu orbital tidak boleh ada lebih daripada dua elektron yang mempunyai putaran bertentangan (antiparallel) (diterjemahkan dari bahasa Inggeris - "spindle"), iaitu mempunyai sifat sedemikian yang boleh dibayangkan secara bersyarat sebagai putaran elektron mengelilingi paksi khayalannya: mengikut arah jam atau lawan jam.

Prinsip ini dipanggil prinsip Pauli. Jika terdapat satu elektron dalam orbital, maka ia dipanggil tidak berpasangan, jika terdapat dua, maka ini adalah elektron berpasangan, iaitu elektron dengan putaran bertentangan. Rajah menunjukkan rajah pembahagian aras tenaga kepada subperingkat dan susunan di mana ia diisi.

Selalunya, struktur kulit elektron atom digambarkan menggunakan tenaga atau sel kuantum - mereka menulis formula elektronik grafik yang dipanggil. Untuk rekod ini, tatatanda berikut digunakan: setiap sel kuantum dilambangkan dengan sel yang sepadan dengan satu orbital; setiap elektron ditunjukkan oleh anak panah yang sepadan dengan arah putaran. Apabila menulis formula elektronik grafik, dua peraturan harus diingat: Prinsip Pauli dan peraturan F. Hund, mengikut mana elektron menduduki sel bebas, pertama satu demi satu dan pada masa yang sama mempunyai nilai putaran yang sama, dan hanya kemudian berpasangan, tetapi putaran, mengikut prinsip Pauli, sudah akan diarahkan secara bertentangan.

Peraturan Hund dan prinsip Pauli

Peraturan Hund- peraturan kimia kuantum, yang menentukan susunan pengisian orbital sublapisan tertentu dan dirumuskan seperti berikut: jumlah nilai bilangan kuantum spin elektron sublapisan ini hendaklah maksimum. Dirumus oleh Friedrich Hund pada tahun 1925.

Ini bermakna bahawa dalam setiap orbital sublapisan, satu elektron pertama diisi, dan hanya selepas orbital yang tidak terisi habis, elektron kedua ditambahkan pada orbital ini. Dalam kes ini, terdapat dua elektron dengan putaran separuh integer tanda bertentangan dalam satu orbital, yang berpasangan (membentuk awan dua elektron) dan, akibatnya, jumlah putaran orbital menjadi sama dengan sifar.

Perkataan lain: Di bawah tenaga terletak istilah atom yang mana dua syarat dipenuhi.

1. Kepelbagaian adalah maksimum
2. Apabila gandaan bertepatan, jumlah momentum orbit L adalah maksimum.

Mari kita analisa peraturan ini menggunakan contoh pengisian orbital p-sublevel hlm- unsur tempoh kedua (iaitu, dari boron ke neon (dalam rajah di bawah, garis mendatar menunjukkan orbital, anak panah menegak menunjukkan elektron, dan arah anak panah menunjukkan orientasi putaran).

pemerintahan Klechkovsky

pemerintahan Klechkovsky - apabila jumlah bilangan elektron dalam atom bertambah (dengan peningkatan cas nukleusnya, atau nombor ordinal unsur kimia), orbital atom dihuni sedemikian rupa sehingga penampilan elektron dalam orbital bertenaga tinggi hanya bergantung pada nombor kuantum utama n dan tidak bergantung pada semua nombor kuantum lain, nombor, termasuk daripada l. Secara fizikal, ini bermakna bahawa dalam atom seperti hidrogen (tanpa ketiadaan penolakan antara elektron) tenaga orbit elektron hanya ditentukan oleh keterpencilan ruang ketumpatan cas elektron dari nukleus dan tidak bergantung pada ciri-ciri pergerakannya. dalam bidang nukleus.

Peraturan empirikal Klechkovsky dan turutan jujukan jujukan tenaga nyata yang agak bertentangan bagi orbital atom yang timbul daripadanya hanya dalam dua kes jenis yang sama: untuk atom Cr, Cu, Nb, Mo, Ru, Rh, Pd, Ag, Pt, Au, terdapat "kegagalan" elektron dengan s - sublevel lapisan luar ke d-sublevel lapisan sebelumnya, yang membawa kepada keadaan atom yang lebih stabil secara bertenaga, iaitu: selepas mengisi orbital 6 dengan dua elektron s

Algoritma untuk menyusun formula elektronik unsur:

1. Tentukan bilangan elektron dalam atom menggunakan Jadual Berkala Unsur Kimia D.I. Mendeleev.

2. Dengan bilangan tempoh di mana unsur itu terletak, tentukan bilangan aras tenaga; bilangan elektron dalam tahap elektronik terakhir sepadan dengan nombor kumpulan.

3. Bahagikan tahap kepada subperingkat dan orbital dan isikannya dengan elektron mengikut peraturan untuk mengisi orbital:

Perlu diingat bahawa tahap pertama mempunyai maksimum 2 elektron. 1s2, pada yang kedua - maksimum 8 (dua s dan enam R: 2s 2 2p 6), pada yang ketiga - maksimum 18 (dua s, enam hlm, dan sepuluh d: 3s 2 3p 6 3d 10).

• Nombor kuantum utama n sepatutnya minimum.
• Diisi dahulu s- sublevel, kemudian p-, d-b f- subperingkat.
• Elektron mengisi orbital dalam susunan tenaga orbital menaik (peraturan Klechkovsky).
• Dalam subperingkat, elektron mula-mula menduduki orbital bebas satu demi satu, dan hanya selepas itu mereka membentuk pasangan (peraturan Hund).
• Tidak boleh ada lebih daripada dua elektron dalam satu orbital (prinsip Pauli).

Contoh.

1. Susun formula elektronik nitrogen. Nitrogen adalah nombor 7 dalam jadual berkala.

2. Susun formula elektronik argon. Dalam jadual berkala, argon berada pada nombor 18.

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6.

3. Susun formula elektronik kromium. Dalam jadual berkala, kromium ialah nombor 24.

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5

Gambar rajah tenaga zink.

4. Susun formula elektronik zink. Dalam jadual berkala, zink ialah nombor 30.

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10

Perhatikan bahawa sebahagian daripada formula elektronik, iaitu 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 ialah formula elektronik argon.

Formula elektronik zink boleh diwakili sebagai.

Komposisi atom.

Atom terdiri daripada nukleus atom Dan kulit elektron.

Nukleus atom terdiri daripada proton ( p+) dan neutron ( n 0). Kebanyakan atom hidrogen mempunyai nukleus proton tunggal.

Bilangan proton N(p+) adalah sama dengan cas nuklear ( Z) dan nombor ordinal unsur dalam siri semula jadi unsur (dan dalam sistem berkala unsur).

N(hlm +) = Z

Jumlah bilangan neutron N(n 0), dilambangkan hanya dengan huruf N, dan bilangan proton Z dipanggil nombor jisim dan ditanda dengan huruf A.

A = Z + N

Kulit elektron atom terdiri daripada elektron yang bergerak mengelilingi nukleus ( e -).

Bilangan elektron N(e-) dalam petala elektron atom neutral adalah sama dengan bilangan proton Z pada terasnya.

Jisim proton adalah lebih kurang sama dengan jisim neutron dan 1840 kali jisim elektron, jadi jisim atom boleh dikatakan sama dengan jisim nukleus.

Bentuk atom adalah sfera. Jejari nukleus adalah kira-kira 100,000 kali lebih kecil daripada jejari atom.

Unsur kimia- jenis atom (set atom) dengan cas nuklear yang sama (dengan bilangan proton yang sama dalam nukleus).

Isotop- set atom satu unsur dengan bilangan neutron yang sama dalam nukleus (atau sejenis atom dengan bilangan proton yang sama dan bilangan neutron yang sama dalam nukleus).

Isotop yang berbeza berbeza antara satu sama lain dalam bilangan neutron dalam nukleus atomnya.

Penetapan atom tunggal atau isotop: (E - simbol unsur), contohnya: .

Struktur kulit elektron atom

orbital atom ialah keadaan elektron dalam atom. Simbol orbit - . Setiap orbital sepadan dengan awan elektron.

Orbital atom sebenar dalam keadaan tanah (tidak teruja) terdiri daripada empat jenis: s, hlm, d Dan f.

awan elektronik- bahagian ruang di mana elektron boleh ditemui dengan kebarangkalian 90 (atau lebih) peratus.

Catatan: kadangkala konsep "orbital atom" dan "awan elektron" tidak dibezakan, memanggil kedua-duanya "orbital atom".

Kulit elektron atom berlapis. Lapisan elektronik dibentuk oleh awan elektron dengan saiz yang sama. Orbital bentuk satu lapisan tahap elektronik ("tenaga"), tenaga mereka adalah sama untuk atom hidrogen, tetapi berbeza untuk atom lain.

Orbital pada tahap yang sama dikelompokkan ke dalam elektronik (tenaga) subperingkat:
s- subperingkat (terdiri daripada satu s-orbital), simbol - .
hlm sublevel (terdiri daripada tiga hlm
d subperingkat (terdiri daripada lima d-orbital), simbol - .
f sublevel (terdiri daripada tujuh f-orbital), simbol - .

Tenaga orbital sublevel yang sama adalah sama.

Apabila menetapkan subperingkat, bilangan lapisan (peringkat elektronik) ditambah pada simbol subperingkat, contohnya: 2 s, 3hlm, 5d bermakna s- subperingkat peringkat kedua, hlm- subperingkat peringkat ketiga, d- subperingkat peringkat kelima.

Jumlah bilangan subperingkat dalam satu peringkat adalah sama dengan nombor peringkat n. Jumlah bilangan orbital dalam satu aras ialah n 2. Sehubungan itu, jumlah nombor awan dalam satu lapisan juga n 2 .

Penamaan: - orbital bebas (tanpa elektron), - orbital dengan elektron tidak berpasangan, - orbital dengan pasangan elektron (dengan dua elektron).

Urutan elektron mengisi orbital atom ditentukan oleh tiga hukum alam (rumusan diberikan dengan cara yang dipermudahkan):

1. Prinsip tenaga paling sedikit - elektron mengisi orbital mengikut urutan peningkatan tenaga orbital.

2. Prinsip Pauli - tidak boleh ada lebih daripada dua elektron dalam satu orbital.

3. Peraturan Hund - dalam subperingkat, elektron mula-mula mengisi orbital bebas (satu demi satu), dan hanya selepas itu mereka membentuk pasangan elektron.

Jumlah bilangan elektron dalam tahap elektronik (atau dalam lapisan elektronik) ialah 2 n 2 .

Taburan subperingkat mengikut tenaga dinyatakan seterusnya (mengikut urutan tenaga bertambah):

1s, 2s, 2hlm, 3s, 3hlm, 4s, 3d, 4hlm, 5s, 4d, 5hlm, 6s, 4f, 5d, 6hlm, 7s, 5f, 6d, 7hlm ...

Secara visual, urutan ini dinyatakan oleh gambar rajah tenaga:

Pengagihan elektron atom mengikut tahap, subperingkat dan orbital (konfigurasi elektronik atom) boleh digambarkan sebagai formula elektronik, rajah tenaga, atau, lebih mudah, sebagai rajah lapisan elektronik ("rajah elektronik") .

Contoh struktur elektronik atom:

Elektron valensi- elektron atom yang boleh mengambil bahagian dalam pembentukan ikatan kimia. Untuk mana-mana atom, ini adalah semua elektron luar ditambah dengan elektron pra-luar yang tenaganya lebih besar daripada elektron luar. Contohnya: Atom Ca mempunyai 4 elektron terluar s 2, mereka juga valensi; atom Fe mempunyai elektron luar - 4 s 2 tetapi dia mempunyai 3 d 6, maka atom besi mempunyai 8 elektron valens. Formula elektronik valens bagi atom kalsium ialah 4 s 2, dan atom besi - 4 s 2 3d 6 .

Sistem berkala unsur kimia D. I. Mendeleev
(sistem semula jadi unsur kimia)

Undang-undang berkala unsur kimia(rumusan moden): sifat unsur kimia, serta mudah dan bahan kompleks, yang dibentuk oleh mereka, berada dalam pergantungan berkala pada nilai cas daripada nukleus atom.

Sistem berkala- ungkapan grafik undang-undang berkala.

Julat semula jadi unsur kimia- sebilangan unsur kimia, disusun mengikut pertambahan bilangan proton dalam nukleus atomnya, atau, apa yang sama, mengikut pertambahan cas nukleus atom-atom ini. Nombor siri unsur dalam siri ini adalah sama dengan bilangan proton dalam nukleus mana-mana atom unsur ini.

Jadual unsur kimia dibina dengan "memotong" siri semula jadi unsur kimia tempoh(baris mendatar jadual) dan pengelompokan (lajur menegak jadual) unsur dengan struktur elektronik atom yang serupa.

Bergantung pada cara elemen digabungkan menjadi kumpulan, jadual boleh tempoh yang lama(elemen dengan bilangan dan jenis elektron valens yang sama dikumpulkan dalam kumpulan) dan jangka pendek(elemen dengan bilangan elektron valens yang sama dikumpulkan dalam kumpulan).

Kumpulan jadual tempoh pendek dibahagikan kepada subkumpulan ( utama Dan kesan sampingan), bertepatan dengan kumpulan jadual tempoh panjang.

Semua atom unsur dalam tempoh yang sama mempunyai bilangan lapisan elektron yang sama, sama dengan bilangan tempoh.

Bilangan unsur dalam tempoh: 2, 8, 8, 18, 18, 32, 32. Kebanyakan unsur tempoh kelapan diperoleh secara buatan, unsur terakhir tempoh ini belum lagi disintesis. Semua kala kecuali yang pertama bermula dengan unsur pembentuk logam alkali (Li, Na, K, dsb.) dan berakhir dengan unsur pembentuk gas mulia (He, Ne, Ar, Kr, dsb.).

Dalam jadual tempoh pendek - lapan kumpulan, masing-masing dibahagikan kepada dua subkumpulan (utama dan menengah), dalam jadual tempoh panjang - enam belas kumpulan, yang dinomborkan dalam angka Rom dengan huruf A atau B, contohnya: IA, IIIB, VIA, VIIB. Kumpulan IA jadual tempoh panjang sepadan dengan subkumpulan utama kumpulan pertama jadual tempoh pendek; kumpulan VIIB - subkumpulan sekunder kumpulan ketujuh: selebihnya - sama.

Ciri-ciri unsur kimia secara semula jadi berubah dalam kumpulan dan tempoh.

Dalam tempoh (dengan peningkatan nombor siri)

• cas nuklear meningkat
• bilangan elektron luar bertambah,
• jejari atom berkurangan,
• kekuatan ikatan elektron dengan nukleus meningkat (tenaga pengionan),
• keelektronegatifan meningkat.
• sifat pengoksidaan yang dipertingkatkan bahan mudah("bukan logam"),
• sifat pengurangan bahan mudah ("kemetalan") melemahkan,
• melemahkan sifat asas hidroksida dan oksida yang sepadan,
• sifat asid hidroksida dan oksida yang sepadan meningkat.

Dalam kumpulan (dengan peningkatan nombor siri)

• cas nuklear meningkat
• jejari atom bertambah (hanya dalam kumpulan A),
• kekuatan ikatan antara elektron dan nukleus berkurangan (tenaga pengionan; hanya dalam kumpulan A),
• keelektronegatifan berkurangan (hanya dalam kumpulan A),
• melemahkan sifat pengoksidaan bahan mudah ("bukan logam"; hanya dalam kumpulan A),
• sifat pengurangan bahan mudah dipertingkatkan ("kemetalan"; hanya dalam kumpulan A),
• sifat asas hidroksida dan oksida yang sepadan meningkat (hanya dalam kumpulan A),
• sifat asid hidroksida dan oksida yang sepadan menjadi lemah (hanya dalam kumpulan A),
• kestabilan sebatian hidrogen berkurangan (aktiviti pengurangannya meningkat; hanya dalam kumpulan A).

Tugasan dan ujian mengenai topik "Topik 9. "Struktur atom. Undang-undang berkala dan sistem berkala unsur kimia D. I. Mendeleev (PSCE)"."

• Undang-undang Berkala - Hukum berkala dan struktur atom Gred 8–9
  Anda harus tahu: undang-undang mengisi orbital dengan elektron (prinsip tenaga paling sedikit, prinsip Pauli, peraturan Hund), struktur sistem unsur berkala.

  Anda seharusnya boleh: menentukan komposisi atom dengan kedudukan unsur dalam sistem berkala, dan, sebaliknya, mencari unsur dalam sistem berkala, mengetahui komposisinya; menggambarkan rajah struktur, konfigurasi elektronik atom, ion, dan, sebaliknya, menentukan kedudukan unsur kimia dalam PSCE daripada rajah dan konfigurasi elektronik; mencirikan unsur dan bahan yang terbentuk mengikut kedudukannya dalam PSCE; tentukan perubahan dalam jejari atom, sifat unsur kimia dan bahan yang terbentuk dalam satu tempoh dan satu subkumpulan utama sistem berkala.

  Contoh 1 Tentukan bilangan orbital dalam tahap elektronik ketiga. Apakah orbital ini?
  Untuk menentukan bilangan orbital, kami menggunakan formula N orbital = n 2, di mana n- nombor tahap. N orbital = 3 2 = 9. Satu 3 s-, tiga 3 hlm- dan lima 3 d-orbital.

  Contoh 2 Tentukan atom unsur yang mempunyai formula elektronik 1 s 2 2s 2 2hlm 6 3s 2 3hlm 1 .
  Untuk menentukan unsur mana itu, anda perlu mengetahui nombor sirinya, yang sama dengan jumlah bilangan elektron dalam atom. DALAM kes ini: 2 + 2 + 6 + 2 + 1 = 13. Ini adalah aluminium.

  Selepas memastikan semua yang anda perlukan dipelajari, teruskan ke tugasan. Kami doakan anda berjaya.

  
  Sastera yang disyorkan:
  • O. S. Gabrielyan dan lain-lain. Kimia, gred 11. M., Bustard, 2002;
  • G. E. Rudzitis, F. G. Feldman. Kimia 11 sel. M., Pendidikan, 2001.

Konfigurasi elektronik atom ialah perwakilan berangka bagi orbital elektronnya. Orbital elektron ialah kawasan pelbagai bentuk, terletak di sekeliling nukleus atom, di mana elektron berkemungkinan secara matematik. Konfigurasi elektronik membantu dengan cepat dan mudah memberitahu pembaca berapa banyak orbital elektron yang ada pada atom, serta menentukan bilangan elektron dalam setiap orbital. Selepas membaca artikel ini, anda akan menguasai kaedah menyusun konfigurasi elektronik.

Langkah-langkah

Pengagihan elektron menggunakan sistem berkala D. I. Mendeleev

Cari nombor atom atom anda. Setiap atom mempunyai bilangan elektron tertentu yang berkaitan dengannya. Cari simbol untuk atom anda dalam jadual berkala. Nombor atom ialah integer nombor positif, bermula dari 1 (untuk hidrogen) dan meningkat satu untuk setiap atom berikutnya. Nombor atom ialah bilangan proton dalam atom, dan oleh itu ia juga merupakan bilangan elektron dalam atom dengan cas sifar.

Tentukan cas atom. Atom neutral akan mempunyai bilangan elektron yang sama seperti yang ditunjukkan dalam jadual berkala. Walau bagaimanapun, atom bercas akan mempunyai lebih atau kurang elektron, bergantung pada magnitud casnya. Jika anda bekerja dengan atom bercas, tambah atau tolak elektron seperti berikut: tambah satu elektron untuk setiap cas negatif dan tolak satu untuk setiap cas positif.

• Sebagai contoh, atom natrium dengan cas -1 akan mempunyai elektron tambahan sebagai tambahan kepada nombor atom asasnya 11. Dengan kata lain, atom akan mempunyai 12 elektron secara keseluruhan.
• Jika kita bercakap mengenai atom natrium dengan cas +1, satu elektron mesti ditolak daripada nombor atom asas 11. Jadi atom akan mempunyai 10 elektron.

1. Menghafal senarai asas orbital. Apabila bilangan elektron bertambah dalam atom, ia mengisi pelbagai subperingkat kulit elektron atom mengikut urutan tertentu. Setiap subperingkat kulit elektron, apabila diisi, mengandungi bilangan elektron genap. Terdapat subperingkat berikut:

   Fahami rekod konfigurasi elektronik. Konfigurasi elektronik ditulis untuk menggambarkan dengan jelas bilangan elektron dalam setiap orbital. Orbital ditulis secara berurutan, dengan bilangan atom dalam setiap orbital ditulis sebagai superskrip di sebelah kanan nama orbital. Konfigurasi elektronik yang lengkap mempunyai bentuk urutan sebutan subperingkat dan superskrip.

   • Di sini, sebagai contoh, ialah konfigurasi elektronik yang paling mudah: 1s 2 2s 2 2p 6 . Konfigurasi ini menunjukkan bahawa terdapat dua elektron dalam sublevel 1s, dua elektron dalam sublevel 2s, dan enam elektron dalam sublevel 2p. 2 + 2 + 6 = 10 elektron kesemuanya. Ini ialah konfigurasi elektronik atom neon neutral (nombor atom neon ialah 10).

2. Ingat susunan orbital. Perlu diingat bahawa orbital elektron dinomborkan dalam tertib menaik bagi nombor kulit elektron, tetapi disusun dalam susunan tenaga menaik. Contohnya, orbital 4s 2 yang diisi mempunyai tenaga yang kurang (atau kurang mobiliti) daripada 3d 10 yang terisi separa atau terisi, jadi orbital 4s ditulis dahulu. Sebaik sahaja anda mengetahui susunan orbital, anda boleh mengisinya dengan mudah mengikut bilangan elektron dalam atom. Urutan pengisian orbital adalah seperti berikut: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p.

   • Konfigurasi elektronik atom di mana semua orbital diisi akan mempunyai bentuk berikut: 10 7p 6
   • Perhatikan bahawa notasi di atas, apabila semua orbit diisi, ialah konfigurasi elektron unsur Uuo (ununoctium) 118, atom bernombor tertinggi dalam Jadual Berkala. Oleh itu, konfigurasi elektronik ini mengandungi semua subperingkat elektronik yang diketahui pada masa ini bagi atom bercas neutral.

3. Isikan orbital mengikut bilangan elektron dalam atom anda. Sebagai contoh, jika kita ingin menulis konfigurasi elektronik bagi atom kalsium neutral, kita mesti mulakan dengan mencari nombor atomnya dalam jadual berkala. Nombor atomnya ialah 20, jadi kita akan menulis konfigurasi atom dengan 20 elektron mengikut susunan di atas.

   • Isikan orbital dalam susunan di atas sehingga anda mencapai elektron kedua puluh. Orbital 1s pertama akan mempunyai dua elektron, orbital 2s juga akan mempunyai dua, orbital 2p akan mempunyai enam, orbital 3s akan mempunyai dua, orbital 3p akan mempunyai 6, dan orbital 4s akan mempunyai 2 (2 + 2 + 6 +2 +6 + 2 = 20 .) Dengan kata lain, konfigurasi elektronik kalsium mempunyai bentuk: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 .
   • Perhatikan bahawa orbital berada dalam susunan tenaga menaik. Sebagai contoh, apabila anda bersedia untuk bergerak ke tahap tenaga ke-4, mula-mula tulis orbital 4s, dan kemudian 3d. Selepas tahap tenaga keempat, anda beralih ke tahap kelima, di mana susunan yang sama diulang. Ini berlaku hanya selepas tahap tenaga ketiga.

4. Gunakan jadual berkala sebagai petunjuk visual. Anda mungkin sudah perasan bahawa bentuk jadual berkala sepadan dengan susunan subperingkat elektronik dalam konfigurasi elektronik. Contohnya, atom dalam lajur kedua dari kiri sentiasa berakhir dengan "s 2", manakala atom di tepi kanan bahagian tengah nipis sentiasa berakhir dengan "d 10", dan seterusnya. Gunakan jadual berkala sebagai panduan visual untuk menulis konfigurasi - kerana susunan yang anda tambahkan pada orbital sepadan dengan kedudukan anda dalam jadual. Lihat di bawah:

   • Khususnya, dua lajur paling kiri mengandungi atom yang konfigurasi elektroniknya berakhir dengan orbital s, blok sebelah kanan jadual mengandungi atom yang konfigurasinya berakhir dengan orbital p, dan di bahagian bawah atom berakhir dengan orbital f.
   • Sebagai contoh, apabila anda menulis konfigurasi elektronik klorin, fikirkan seperti ini: "Atom ini terletak dalam baris ketiga (atau "tempoh") jadual berkala. Ia juga terletak dalam kumpulan kelima blok orbit p daripada jadual berkala. Oleh itu, konfigurasi elektroniknya akan berakhir dengan. ..3p 5
   • Perhatikan bahawa unsur-unsur dalam kawasan orbital d dan f jadual mempunyai tahap tenaga yang tidak sepadan dengan tempoh di mana ia berada. Sebagai contoh, baris pertama blok unsur dengan orbital d sepadan dengan orbital 3d, walaupun ia terletak dalam tempoh ke-4, dan baris pertama unsur dengan orbital f sepadan dengan orbital 4f, walaupun pada hakikatnya ia terletak dalam tempoh ke-6.

5. Ketahui singkatan untuk menulis konfigurasi elektronik yang panjang. Atom di sebelah kanan jadual berkala dipanggil gas mulia. Unsur-unsur ini secara kimia sangat stabil. Untuk memendekkan proses menulis konfigurasi elektronik yang panjang, hanya tulis dalam kurungan segi empat sama simbol kimia untuk gas mulia terdekat dengan elektron yang lebih sedikit daripada atom anda, dan kemudian teruskan menulis konfigurasi elektronik tahap orbit berikutnya. Lihat di bawah:

   • Untuk memahami konsep ini, adalah berguna untuk menulis konfigurasi contoh. Mari kita tulis konfigurasi zink (nombor atom 30) menggunakan singkatan gas mulia. Konfigurasi zink lengkap kelihatan seperti ini: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 . Walau bagaimanapun, kita melihat bahawa 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 ialah konfigurasi elektronik argon, gas mulia. Hanya gantikan bahagian konfigurasi elektronik zink dengan simbol kimia untuk argon dalam kurungan segi empat sama (.)
   • Jadi, konfigurasi elektronik zink, yang ditulis dalam bentuk singkatan, ialah: 4s 2 3d 10 .
   • Perhatikan bahawa jika anda menulis konfigurasi elektronik gas mulia, katakan argon, anda tidak boleh menulis! Seseorang mesti menggunakan singkatan gas mulia di hadapan unsur ini; untuk argon ia akan menjadi neon ().

   Menggunakan Jadual Berkala ADOMAH

   1. Kuasai jadual berkala ADOMAH. Kaedah ini rekod konfigurasi elektronik tidak memerlukan hafalan, bagaimanapun, ia memerlukan kehadiran jadual berkala yang ditukar, kerana dalam meja tradisional Mendeleev, bermula dari tempoh keempat, nombor tempoh tidak sepadan dengan kulit elektron. Cari jadual berkala ADOMAH, jenis jadual berkala khas yang direka oleh saintis Valery Zimmerman. Ia mudah dicari dengan carian internet yang singkat.

      • Dalam jadual berkala ADOMAH, baris mendatar mewakili kumpulan unsur seperti halogen, gas mulia, logam alkali, logam alkali tanah, dsb. Lajur menegak sepadan dengan tahap elektronik, dan apa yang dipanggil "lata" (garisan pepenjuru menyambung blok s,p,d dan f) sepadan dengan tempoh.
      • Helium dipindahkan ke hidrogen, kerana kedua-dua unsur ini dicirikan oleh orbital 1s. Blok noktah (s,p,d dan f) ditunjukkan di sebelah kanan dan nombor aras diberikan di bahagian bawah. Unsur diwakili dalam kotak bernombor dari 1 hingga 120. Nombor ini ialah nombor atom biasa yang mewakili jumlah elektron dalam atom neutral.

   2. Cari atom anda dalam jadual ADOMAH. Untuk menuliskan konfigurasi elektronik unsur, cari simbolnya dalam jadual berkala ADOMAH dan potong semua unsur dengan nombor atom yang lebih tinggi. Contohnya, jika anda perlu menulis konfigurasi elektronik erbium (68), potong semua elemen dari 69 hingga 120.

      • Perhatikan nombor dari 1 hingga 8 di dasar jadual. Ini ialah nombor tahap elektronik, atau nombor lajur. Abaikan lajur yang mengandungi item yang dicoret sahaja. Untuk erbium, lajur dengan nombor 1,2,3,4,5 dan 6 kekal.

   3. Kira subperingkat orbital sehingga elemen anda. Melihat simbol blok yang ditunjukkan di sebelah kanan jadual (s, p, d, dan f) dan nombor lajur yang ditunjukkan di bahagian bawah, abaikan garis pepenjuru antara blok dan pecahkan lajur menjadi lajur blok, menyenaraikannya dalam susunan dari bawah ke atas. Dan sekali lagi, abaikan blok di mana semua elemen dicoret. Tulis blok lajur bermula dari nombor lajur diikuti dengan simbol blok, dengan itu: 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 6s (untuk erbium).

      • Sila ambil perhatian: Er konfigurasi elektronik di atas ditulis dalam tertib menaik bagi nombor subperingkat elektronik. Ia juga boleh ditulis dalam susunan orbital diisi. Untuk melakukan ini, ikut lata dari bawah ke atas, bukan lajur, apabila anda menulis blok lajur: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 4f 12 .

   4. Kira elektron bagi setiap subperingkat elektronik. Kira unsur dalam setiap blok lajur yang belum dicoret dengan melampirkan satu elektron daripada setiap unsur, dan tulis nombornya di sebelah simbol blok bagi setiap blok lajur seperti berikut: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 10 4f 12 5s 2 5p 6 6s 2 . Dalam contoh kami, ini ialah konfigurasi elektronik erbium.

   5. Berhati-hati dengan konfigurasi elektronik yang salah. Terdapat lapan belas pengecualian biasa yang berkaitan dengan konfigurasi elektronik atom dalam keadaan tenaga terendah, juga dipanggil keadaan tenaga tanah. Mereka tidak patuh peraturan Am hanya dalam dua atau tiga kedudukan terakhir yang diduduki oleh elektron. Dalam kes ini, konfigurasi elektronik sebenar mengandaikan bahawa elektron berada dalam keadaan tenaga yang lebih rendah berbanding dengan konfigurasi piawai atom. Atom pengecualian termasuk:

      • Cr(..., 3d5, 4s1); Cu(..., 3d10, 4s1); Nb(..., 4d4, 5s1); Mo(..., 4d5, 5s1); Ru(..., 4d7, 5s1); Rh(..., 4d8, 5s1); Pd(..., 4h10, 5s0); Ag(..., 4h10, 5s1); La(..., 5d1, 6s2); Ce(..., 4f1, 5d1, 6s2); Gd(..., 4f7, 5d1, 6s2); Au(..., 5h10, 6s1); AC(..., 6d1, 7s2); Th(..., 6d2, 7s2); Pa(..., 5f2, 6d1, 7s2); U(..., 5f3, 6d1, 7s2); Np(..., 5f4, 6d1, 7s2) dan cm(..., 5f7, 6d1, 7s2).
   • Untuk mencari nombor atom atom apabila ia ditulis dalam bentuk elektronik, hanya tambahkan semua nombor yang mengikuti huruf (s, p, d, dan f). Ini hanya berfungsi untuk atom neutral, jika anda berurusan dengan ion ia tidak akan berfungsi - anda perlu menambah atau menolak bilangan elektron tambahan atau hilang.
   • Nombor yang mengikuti huruf adalah superskrip, jangan buat kesilapan dalam kawalan.
   • Sublevel "kestabilan separuh terisi" tidak wujud. Ini adalah satu penyederhanaan. Sebarang kestabilan yang berkaitan dengan subperingkat "separuh penuh" adalah disebabkan oleh fakta bahawa setiap orbital diduduki oleh satu elektron, jadi tolakan antara elektron diminimumkan.
   • Setiap atom cenderung kepada keadaan stabil, dan konfigurasi yang paling stabil telah mengisi subperingkat s dan p (s2 dan p6). Gas mulia mempunyai konfigurasi ini, jadi ia jarang bertindak balas dan terletak di sebelah kanan dalam jadual berkala. Oleh itu, jika konfigurasi berakhir dalam 3p 4 , maka ia memerlukan dua elektron untuk mencapai keadaan stabil (ia memerlukan lebih banyak tenaga untuk kehilangan enam, termasuk elektron peringkat s, jadi empat lebih mudah hilang). Dan jika konfigurasi berakhir dalam 4d 3 , maka ia perlu kehilangan tiga elektron untuk mencapai keadaan stabil. Di samping itu, subperingkat separuh penuh (s1, p3, d5..) adalah lebih stabil daripada, sebagai contoh, p4 atau p2; walau bagaimanapun, s2 dan p6 akan menjadi lebih stabil.
   • Apabila anda berurusan dengan ion, ini bermakna bilangan proton tidak sama dengan bilangan elektron. Caj atom dalam kes ini akan ditunjukkan di bahagian atas sebelah kanan (biasanya) simbol kimia. Oleh itu, atom antimoni dengan cas +2 mempunyai konfigurasi elektronik 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 1 . Ambil perhatian bahawa 5p 3 telah berubah kepada 5p 1 . Berhati-hati apabila konfigurasi atom neutral berakhir pada subperingkat selain s dan p. Apabila anda mengambil elektron, anda hanya boleh mengambilnya dari orbital valens (orbital s dan p). Oleh itu, jika konfigurasi berakhir dengan 4s 2 3d 7 dan atom mendapat cas +2, maka konfigurasi akan berakhir dengan 4s 0 3d 7 . Sila ambil perhatian bahawa 3d 7 Tidak berubah, sebaliknya elektron orbital s hilang.
   • Terdapat keadaan apabila elektron terpaksa "bergerak ke tahap tenaga yang lebih tinggi." Apabila subaras kekurangan satu elektron menjadi separuh atau penuh, ambil satu elektron dari subaras s atau p yang terdekat dan gerakkannya ke subaras yang memerlukan elektron.
   • Terdapat dua pilihan untuk menulis konfigurasi elektronik. Ia boleh ditulis dalam tertib menaik bagi bilangan aras tenaga atau dalam susunan di mana orbital elektron diisi, seperti yang ditunjukkan di atas untuk erbium.
   • Anda juga boleh menulis konfigurasi elektronik unsur dengan hanya menulis konfigurasi valens, iaitu subperingkat s dan p terakhir. Oleh itu, konfigurasi valens antimoni ialah 5s 2 5p 3 .
   • Ion tidak sama. Ia jauh lebih sukar dengan mereka. Langkau dua tahap dan ikut corak yang sama bergantung pada tempat anda bermula dan berapa tinggi bilangan elektron.