Atomun elektron konfiqurasiyası. Oksigen atomunun quruluşu Kimyəvi elementlərin kvant hüceyrələri cədvəli

Lyuis simvolu: Elektron diaqramı: Hidrogen atomunun tək elektronu digər atomlarla yalnız bir kimyəvi bağın yaranmasında iştirak edə bilər: Kovalent bağların sayı atomun müəyyən birləşmədə əmələ gətirdiyi , onu xarakterizə edir valentlik . Bütün birləşmələrdə hidrogen atomu monovalentdir. Helium Helium, hidrogen kimi, birinci dövrün elementidir. Yeganə kvant təbəqəsində bir var s-antiparalel spinli iki elektrondan ibarət orbital (tək elektron cütü). Lyuis simvolu: Yox:. Elektron konfiqurasiya 1 s 2, onun qrafik təsviri: Helium atomunda qoşalaşmamış elektronlar yoxdur, sərbəst orbitallar yoxdur. Onun enerji səviyyəsi tamdır. Tam kvant təbəqəsi olan atomlar digər atomlarla kimyəvi əlaqə yarada bilməz. Onlar çağırılır nəcib və ya inert qazlar. Helium onların ilk nümayəndəsidir. İKİNCİ DÖVR Litium Bütün elementlərin atomları ikinci dövrü var iki enerji səviyyələri. Daxili kvant təbəqəsi helium atomunun tamamlanmış enerji səviyyəsidir. Yuxarıda göstərildiyi kimi, onun konfiqurasiyası 1 kimi görünür s 2, lakin qısaldılmış qeyd onu təsvir etmək üçün də istifadə edilə bilər: . Bəzi ədəbi mənbələrdə [K] (ilk elektron qabığın adı ilə) təyin olunur. İkinci litium kvant təbəqəsi dörd orbitaldan ibarətdir (22 = 4): bir s və üç R. Litium atomunun elektron konfiqurasiyası: 1 s 22s 1 və ya 2 s 1. Son girişdən istifadə edərək, yalnız xarici kvant təbəqəsinin elektronları (valentlik elektronları) təcrid olunur. Litium üçün Lyuis simvolu Li. Elektron konfiqurasiyanın qrafik təsviri:
berilyum Elektron konfiqurasiya - 2s2. Xarici kvant təbəqəsinin elektron diaqramı:
Bor Elektron konfiqurasiya - 2s22р1. Bor atomu həyəcanlanmış vəziyyətə gedə bilər. Xarici kvant təbəqəsinin elektron diaqramı:

Həyəcanlı vəziyyətdə bor atomunun üç qoşalaşmamış elektronu var və üç kimyəvi bağ yarada bilər: ВF3, B2O3. Bu halda bor atomu donor-akseptor mexanizminə uyğun olaraq bağın yaranmasında iştirak edə bilən sərbəst orbitalla qalır. Karbon Elektron konfiqurasiya - 2s22р2. Yerdəki karbon atomunun xarici kvant təbəqəsinin elektron diaqramları və həyəcanlı vəziyyətləri:

Həyəcanlanmamış bir karbon atomu elektron cütləşməsi səbəbindən iki, biri isə donor-qəbuledici mexanizm vasitəsilə kovalent rabitə yarada bilər. Belə birləşməyə misal olaraq CO formuluna malik olan və karbon monoksit adlanan karbon monoksit (II) ola bilər. Onun strukturu 2.1.2-ci bölmədə daha ətraflı müzakirə olunacaq. Həyəcanlanmış karbon atomu unikaldır: onun xarici kvant təbəqəsinin bütün orbitalları qoşalaşmamış elektronlarla doludur, yəni. Eyni sayda valentlik orbitallarına və valent elektronlarına malikdir. Onun ideal tərəfdaşı yeganə orbitalında bir elektron olan hidrogen atomudur. Bu, onların karbohidrogenlər əmələ gətirmə qabiliyyətini izah edir. Dörd qoşalaşmamış elektrona malik olan karbon atomu dörd kimyəvi bağ əmələ gətirir: CH4, CF4, CO2. Üzvi birləşmələrin molekullarında karbon atomu həmişə həyəcanlı vəziyyətdədir:
Azot atomu həyəcanlana bilməz, çünki onun xarici kvant təbəqəsində sərbəst orbital yoxdur. Elektron cütləşməsi səbəbindən üç kovalent bağ əmələ gətirir:
Xarici təbəqədə iki qoşalaşmamış elektrona malik olan oksigen atomu iki kovalent bağ əmələ gətirir:
Neon Elektron konfiqurasiya - 2s22р6. Lyuis simvolu: Xarici kvant təbəqəsinin elektron diaqramı:

Neon atomu tam xarici enerji səviyyəsinə malikdir və heç bir atomla kimyəvi əlaqə yaratmır. Bu, ikinci nəcib qazdır. ÜÇÜNCÜ DÖVRÜçüncü dövrün bütün elementlərinin atomları üç kvant təbəqəsinə malikdir. İki daxili enerji səviyyəsinin elektron konfiqurasiyası kimi təsvir edilə bilər. Xarici elektron təbəqə ümumi qanunlara tabe olan elektronlarla dolu olan doqquz orbitaldan ibarətdir. Beləliklə, natrium atomu üçün elektron konfiqurasiya: 3s1, kalsium üçün - 3s2 (həyəcanlı vəziyyətdə - 3s13р1), alüminium üçün - 3s23р1 (həyəcanlı vəziyyətdə - 3s13р2). İkinci dövrün elementlərindən fərqli olaraq, üçüncü dövrün V - VII qrup elementlərinin atomları həm yerdə, həm də həyəcanlı vəziyyətdə ola bilər. Fosfor Fosfor 5-ci qrup elementdir. Onun elektron konfiqurasiyası 3s23р3-dür. Azot kimi, ən xarici enerji səviyyəsində üç qoşalaşmamış elektrona malikdir və üç kovalent bağ əmələ gətirir. Məsələn, PH3 formuluna malik olan fosfin (ammiakla müqayisə edin). Lakin fosfor, azotdan fərqli olaraq, xarici kvant təbəqəsində sərbəst d-orbitalları ehtiva edir və həyəcanlı vəziyyətə gedə bilər - 3s13р3d1:

Bu, ona P2O5 və H3PO4 kimi birləşmələrdə beş kovalent rabitə yaratmaq imkanı verir.

Kükürd Yer vəziyyəti elektron konfiqurasiyası 3s23p4-dir. Elektron diaqram:
Bununla birlikdə, əvvəlcə bir elektron köçürməklə həyəcanlana bilər R- açıq d-orbital (əvvəlcə həyəcanlı vəziyyət), sonra isə ilə s- açıq d-orbital (ikinci həyəcanlı vəziyyət):
Birinci həyəcanlanmış vəziyyətdə kükürd atomu SO2 və H2SO3 kimi birləşmələrdə dörd kimyəvi bağ əmələ gətirir. Kükürd atomunun ikinci həyəcanlı vəziyyəti elektron diaqramdan istifadə edərək təsvir edilə bilər:

Bu kükürd atomu SO3 və H2SO4 birləşmələrində altı kimyəvi bağ əmələ gətirir.

1.3.3. Böyük elementlərin atomlarının elektron konfiqurasiyaları dövrlər DÖRDÜNCÜ DÖVR

Dövr kalium (19K) elektron konfiqurasiyası ilə başlayır: 1s22s22p63s23p64s1 və ya 4s1 və kalsium (20Ca): 1s22s22p63s23p64s2 və ya 4s2. Beləliklə, Kleçkovski qaydasına uyğun olaraq, Ar-ın p-orbitallarından sonra daha az enerjiyə malik olan xarici 4s altsəviyyəsi doldurulur, çünki 4s orbital nüvəyə daha yaxından nüfuz edir; 3d alt səviyyəsi boş qalır (3d0). Skandiumdan başlayaraq, 3d alt səviyyənin orbitalları 10 elementdə yerləşdirilir. Onlar çağırılır d-elementləri.

Orbitalların ardıcıl doldurulması prinsipinə uyğun olaraq, xrom atomunun elektron konfiqurasiyası 4s23d4 olmalıdır, lakin o, 4s elektronunun enerji baxımından yaxın olan 3d orbitala keçidindən ibarət elektron “sıçrayış” nümayiş etdirir ( Şəkil 11).

Eksperimental olaraq müəyyən edilmişdir ki, p-, d-, f-orbitallarının yarı dolu (p3, d5, f7), tam (p6, d10, f14) və ya sərbəst (p0, d0, f0) olduğu atom halları artmışdır. sabitlik. Buna görə də, əgər atomda yarımsəviyyənin yarısına və ya tamamlanmasına qədər bir elektron çatışmırsa, onun əvvəllər doldurulmuş orbitaldan (bu halda 4s) “sıçrayışı” müşahidə olunur.

Cr və Cu istisna olmaqla, Ca-dan Zn-ə qədər bütün elementlərin xarici qabığında eyni sayda elektron var - iki. Bu, keçid metalları seriyasında xassələrin nisbətən kiçik dəyişməsini izah edir. Bununla belə, sadalanan elementlər üçün həm xaricinin 4s elektronları, həm də xarici alt səviyyənin 3d elektronları valent elektronlardır (üçüncü enerji səviyyəsinin tamamilə tamamlandığı sink atomu istisna olmaqla).

	31Ga 4s23d104p1 32Ge 4s23d104p2 33As 4s23d104p3 34Se 4s23d104p4 35Br 4s23d104p5 36Kr 4s23d104p6

Dördüncü dövr tamamlansa da, 4d və 4f orbitalları sərbəst qaldı.

BEŞİNCİ DÖVR

Orbitalların doldurulma ardıcıllığı əvvəlki dövrdə olduğu kimidir: əvvəlcə 5s orbital doldurulur ( 37Rb 5s1), sonra 4d və 5p ( 54Xe 5s24d105p6). 5s və 4d orbitalları enerji baxımından daha yaxındır, buna görə də əksər 4d elementləri (Mo, Tc, Ru, Rh, Pd, Ag) 5s-dən 4d alt səviyyəsinə elektron keçidini yaşayır.

ALTINCI VƏ YEDDİNCİ DÖVR

Əvvəlki dövrdən fərqli olaraq altıncı dövrə 32 element daxildir. Sezium və barium 6s elementləridir. Növbəti enerji baxımından əlverişli vəziyyətlər 6p, 4f və 5d-dir. Kleçkovskinin qaydasının əksinə olaraq, lantanda 4f deyil, 5d orbital doldurulur ( 57La 6s25d1), lakin ondan sonrakı elementlər üçün 4f-alt səviyyə doldurulur ( 58 era 6s24f2), üzərində on dörd mümkün elektron vəziyyət var. Seriumdan (Ce) lutetiuma (Lu) qədər olan atomlara lantanidlər deyilir - bunlar f elementləridir. Lantanidlər silsiləsində bəzən d elementləri seriyasında olduğu kimi elektron “sızması” baş verir. 4f-alt səviyyə tamamlandıqda, 5d-alt səviyyə (doqquz element) doldurulmağa davam edir və altıncı dövr, birincidən başqa hər hansı digər kimi, altı p-elementi ilə tamamlanır.

Yeddinci dövrdə ilk iki element fransium və radiumdur, ardınca bir 6d elementi aktinium ( 89Ac 7s26d1). Aktiniumdan sonra on dörd 5f elementi - aktinidlər gəlir. Aktinidlərdən sonra doqquz 6d elementi və altı p elementi dövrü tamamlamalıdır. Yeddinci dövr natamamdır.

Elementlər tərəfindən sistemin dövrlərinin formalaşmasının və atom orbitallarının elektronlarla doldurulmasının nəzərdən keçirilən nümunəsi atomların elektron strukturlarının nüvənin yükündən dövri asılılığını göstərir.

Dövr atom nüvələrinin artan yükləri sırasına görə düzülmüş və xarici elektronların əsas kvant sayının eyni qiyməti ilə xarakterizə olunan elementlər toplusudur. Dövrün əvvəlində doldurulur ns - və sonunda - n.p. -orbitallar (birinci dövr istisna olmaqla). Bu elementlər D.I.-nin dövri sisteminin səkkiz əsas (A) alt qrupunu təşkil edir. Mendeleyev.

Əsas alt qrup şaquli şəkildə düzülmüş və xarici enerji səviyyəsində eyni sayda elektrona malik olan kimyəvi elementlər toplusudur.

Dövr ərzində nüvənin yükünün artması və xarici elektronların ona soldan sağa cazibə qüvvəsinin artması ilə atomların radiusu azalır, bu da öz növbəsində metal xassələrin zəifləməsinə və qeyri-müəyyənliyin artmasına səbəb olur. metal xassələri. Arxada atom radiusu nüvədən xarici kvant təbəqəsinin maksimum elektron sıxlığına qədər nəzəri hesablanmış məsafəni götürün. Qruplarda yuxarıdan aşağıya doğru enerji səviyyələrinin sayı və nəticədə atom radiusu artır. Eyni zamanda, metal xüsusiyyətləri artır. Atom nüvələrinin yüklərindən asılı olaraq dövri olaraq dəyişən atomların mühüm xassələrinə ionlaşma enerjisi və elektron yaxınlığı da daxildir ki, bunlar da bölmə 2.2-də müzakirə olunacaq.

Həyəcanlanmamış atomda orbitalların doldurulması elə həyata keçirilir ki, atomun enerjisi minimal olsun (minimum enerji prinsipi). Əvvəlcə birinci enerji səviyyəsinin orbitalları, sonra ikincisi və əvvəlcə s-alt səviyyənin orbitalı və yalnız sonra p-alt səviyyənin orbitalları doldurulur. 1925-ci ildə isveçrəli fizik V.Pauli təbiət elminin fundamental kvant mexaniki prinsipini (Pauli prinsipi, həmçinin istisna prinsipi və ya xaric etmə prinsipi də adlandırılır) qurdu. Pauli prinsipinə görə:

Bir atomun dörd kvant ədədinin eyni dəstinə malik iki elektronu ola bilməz.

Atomun elektron konfiqurasiyası doldurulmuş orbitalların əsas kvant nömrəsinə bərabər ədəd və orbital kvant nömrəsinə uyğun hərfin birləşməsi ilə göstərildiyi düsturla ifadə edilir. Üst işarə bu orbitallardakı elektronların sayını göstərir.

Hidrogen və helium

Hidrogen atomunun elektron konfiqurasiyası 1s 1, helium atomu isə 1s 2-dir. Hidrogen atomunun bir qoşalaşmamış elektronu, helium atomunun isə iki qoşalaşmış elektronu var. Qoşalaşmış elektronlar spindən başqa bütün kvant ədədlərinin eyni qiymətlərinə malikdir. Hidrogen atomu öz elektronundan imtina edərək müsbət yüklü iona - elektronu olmayan H + kationına (proton) çevrilə bilər (elektron konfiqurasiya 1s 0). Hidrogen atomu bir elektron əlavə edə və elektron konfiqurasiyası 1s 2 olan mənfi yüklü H - ionuna (hidrid ionuna) çevrilə bilər.

Litium

Litium atomunda üç elektron aşağıdakı kimi paylanır: 1s 2 1s 1. Kimyəvi bağın əmələ gəlməsində yalnız xarici enerji səviyyəsindən valentlik elektronlar adlanan elektronlar iştirak edir. Litium atomunda valent elektron 2s alt səviyyəli elektrondur və 1s altsəviyyəsinin iki elektronu daxili elektronlardır. Litium atomu valent elektronunu asanlıqla itirərək, 1s 2 2s 0 konfiqurasiyasına malik Li + ionuna çevrilir. Nəzərə alın ki, hidrid ionu, helium atomu və litium katyonunda eyni sayda elektron var. Belə hissəciklər izoelektronik adlanır. Onların oxşar elektron konfiqurasiyaları var, lakin fərqli nüvə yükləri var. Helium atomu çox kimyəvi cəhətdən inertdir, bu, 1s 2 elektron konfiqurasiyasının xüsusi sabitliyi ilə bağlıdır. Elektronlarla doldurulmayan orbitallara vakant deyilir. Litium atomunda 2p alt səviyyəli üç orbital boşdur.

berilyum

Berilyum atomunun elektron konfiqurasiyası 1s 2 2s 2-dir. Bir atom həyəcanlandıqda, aşağı enerji alt səviyyəsindən elektronlar daha yüksək enerji alt səviyyəsinin boş orbitallarına keçir. Bir berillium atomunun həyəcanlanması prosesi aşağıdakı diaqramla göstərilə bilər:

1s 2 2s 2 (əsas vəziyyət) + hν→ 1s 2 2s 1 2p 1 (həyəcanlı vəziyyət).

Berilyum atomunun əsas və həyəcanlı hallarının müqayisəsi onların qoşalaşmamış elektronların sayına görə fərqləndiyini göstərir. Berilyum atomunun əsas vəziyyətində qoşalaşmamış elektron yoxdur, həyəcanlı vəziyyətdə isə iki elektron var. Atom həyəcanlandıqda, prinsipcə, aşağı enerjili orbitallardan hər hansı bir elektron daha yüksək orbitallara keçə bilsə də, kimyəvi prosesləri nəzərə almaq üçün yalnız oxşar enerjilərə malik enerji alt səviyyələri arasında keçidlər əhəmiyyətlidir.

Bu aşağıdakı kimi izah olunur. Kimyəvi bağ yarandıqda enerji həmişə sərbəst buraxılır, yəni iki atomun birləşməsi enerji baxımından daha əlverişli vəziyyətə keçir. Həyəcan prosesi enerji xərcləri tələb edir. Elektronları eyni enerji səviyyəsində cütləşdirərkən, həyəcanlanma xərcləri kimyəvi bağın meydana gəlməsi ilə kompensasiya edilir. Elektronları müxtəlif səviyyələrdə cütləşdirərkən, həyəcanlanma xərcləri o qədər yüksəkdir ki, kimyəvi bir əlaqənin meydana gəlməsi ilə kompensasiya edilə bilməz. Mümkün kimyəvi reaksiyada tərəfdaş olmadıqda, həyəcanlanan atom bir kvant enerji buraxır və əsas vəziyyətə qayıdır - bu proses relaksasiya adlanır.

Bor

Elementlərin Dövri Cədvəlinin 3-cü dövrünün elementlərinin atomlarının elektron konfiqurasiyaları müəyyən dərəcədə yuxarıda göstərilənlərə bənzəyəcəkdir (alt simvol atom nömrəsini göstərir):

11 Na 3s 1
12 Mg 3s 2
13 Al 3s 2 3p 1
14 Si 2s 2 2p2
15P 2s 2 3p 3

Bununla belə, bənzətmə tam deyil, çünki üçüncü enerji səviyyəsi üç alt səviyyəyə bölünür və sadalanan elementlərin hamısında elektronların həyəcanla keçə bildiyi boş d-orbitalları var və bu, çoxluğu artırır. Bu xüsusilə fosfor, kükürd və xlor kimi elementlər üçün vacibdir.

Bir fosfor atomunda cütləşməmiş elektronların maksimum sayı beşə çata bilər:

Bu, fosforun valentliyinin 5-ə bərabər olduğu birləşmələrin mövcudluğunun mümkünlüyünü izah edir. Əsas vəziyyətdə fosfor atomu ilə eyni valent elektron konfiqurasiyasına malik olan azot atomu beş kovalent rabitə yarada bilməz.

Oksigen və kükürdün, flüorun və xlorun valentlik imkanlarını müqayisə edərkən oxşar vəziyyət yaranır. Kükürd atomunda elektronların cütləşməsi altı qoşalaşmamış elektronun görünüşü ilə nəticələnir:

3s 2 3p 4 (zəmin vəziyyəti) → 3s 1 3p 3 3d 2 (həyəcanlı vəziyyət).

Bu, oksigen üçün əlçatmaz olan altı valentlik vəziyyətinə uyğundur. Azotun (4) və oksigenin (3) maksimum valentliyi daha ətraflı izahat tələb edir, bu daha sonra veriləcəkdir.

Xlorun maksimum valentliyi 7-dir ki, bu da atomun həyəcanlanmış vəziyyətinin konfiqurasiyasına uyğundur 3s 1 3p 3 d 3.

Üçüncü dövrün bütün elementlərində boş 3d orbitalların olması onunla izah olunur ki, 3-cü enerji səviyyəsindən başlayaraq elektronlarla dolduqda müxtəlif səviyyəli alt səviyyələrin qismən üst-üstə düşməsi baş verir. Beləliklə, 3d alt səviyyəsi yalnız 4s alt səviyyəsi doldurulduqdan sonra dolmağa başlayır. Müxtəlif alt səviyyələrin atom orbitallarında elektronların enerji ehtiyatı və nəticədə onların doldurulma qaydası aşağıdakı ardıcıllıqla artır:

İlk iki kvant ədədinin cəmi (n + l) daha kiçik olan orbitallar daha əvvəl doldurulur; əgər bu cəmlər bərabər olarsa, əvvəlcə əsas kvant sayı aşağı olan orbitallar doldurulur.

Bu nümunə 1951-ci ildə V. M. Kleçkovski tərəfindən tərtib edilmişdir.

Atomlarında s-alt səviyyəsi elektronlarla dolu olan elementlərə s-elementləri deyilir. Bunlara hər dövrün ilk iki elementi daxildir: hidrogen.Lakin artıq növbəti d-elementində - xromda elektronların əsas vəziyyətdə enerji səviyyələrində düzülüşündə müəyyən "sapma" var: gözlənilən dörd qoşalaşmamış elektron əvəzinə 3d altsəviyyəsində xrom atomunun 3d altsəviyyəsində beş qoşalaşmamış elektron və s altsəviyyəsində bir qoşalaşmamış elektron var: 24 Cr 4s 1 3d 5 .

Bir s-elektronunun d-alt səviyyəyə keçməsi fenomeni çox vaxt elektronun "sızması" adlanır. Bunu onunla izah etmək olar ki, elektronlarla dolu olan d-alt səviyyənin orbitalları elektronlarla nüvə arasında elektrostatik cazibənin artması səbəbindən nüvəyə yaxınlaşır. Nəticədə 4s 1 3d 5 vəziyyəti 4s 2 3d 4-dən enerji baxımından daha əlverişli olur. Beləliklə, yarı doldurulmuş d-alt səviyyə (d 5) digər mümkün elektron paylama variantları ilə müqayisədə sabitliyi artırmışdır. Əvvəlki d-elementlərdə yalnız həyəcan nəticəsində əldə edilə bilən qoşalaşmış elektronların maksimum mümkün sayının mövcudluğuna uyğun gələn elektron konfiqurasiya xrom atomunun əsas vəziyyəti üçün xarakterikdir. Elektron konfiqurasiya d 5 də manqan atomu üçün xarakterikdir: 4s 2 3d 5. Aşağıdakı d-elementləri üçün d-alt səviyyənin hər bir enerji hüceyrəsi ikinci elektronla doldurulur: 26 Fe 4s 2 3d 6 ; 27 Co 4s 2 3d 7 ; 28 Ni 4s 2 3d 8 .

Mis atomunda tam dolu d-alt səviyyənin (d 10) vəziyyəti bir elektronun 4s alt səviyyəsindən 3d altsəviyyəsinə keçidi hesabına əldə edilə bilər: 29 Cu 4s 1 3d 10. d elementlərinin birinci sırasının sonuncu elementi 30 Zn 4s 23 d 10 elektron konfiqurasiyasına malikdir.

d 5 və d 10 konfiqurasiyalarının sabitliyində özünü göstərən ümumi tendensiya aşağı dövrlərin elementlərində də müşahidə olunur. Molibden xroma bənzər elektron konfiqurasiyaya malikdir: 42 Mo 5s 1 4d 5 və gümüşdən misə: 47 Ag5s 0 d 10. Üstəlik, d 10 konfiqurasiyası hər iki elektronun 5s orbitalından 4d orbitalına keçidi sayəsində artıq palladiumda əldə edilir: 46Pd 5s 0 d 10. d- və f-orbitalların monoton doldurulmasından başqa sapmalar da var.

Elementin elektron konfiqurasiyası onun atomlarında elektronların qabıqlar, alt qabıqlar və orbitallar arasında paylanmasının qeydidir. Elektron konfiqurasiya adətən əsas vəziyyətində olan atomlar üçün yazılır. Bir və ya bir neçə elektronun həyəcanlı vəziyyətdə olduğu atomun elektron konfiqurasiyası həyəcanlı konfiqurasiya adlanır. Əsas vəziyyətdə olan elementin xüsusi elektron konfiqurasiyasını müəyyən etmək üçün aşağıdakı üç qayda mövcuddur: Qayda 1: doldurma prinsipi. Doldurma prinsipinə görə, atomun əsas vəziyyətindəki elektronlar orbital enerji səviyyələrinin artması ardıcıllığı ilə orbitalları doldurur. Ən aşağı enerjili orbitallar həmişə birinci doldurulur.

hidrogen; atom nömrəsi = 1; elektronların sayı = 1

Hidrogen atomunda olan bu tək elektron K qabığının s orbitalını tutmalıdır, çünki o, bütün mümkün orbitallar arasında ən aşağı enerjiyə malikdir (bax. Şəkil 1.21). Bu s orbitalındakı elektron ls elektron adlanır. Hidrogen zəmin vəziyyətində Is1 elektron konfiqurasiyasına malikdir.

Qayda 2: Paulinin istisna prinsipi. Bu prinsipə görə, hər hansı bir orbital ikidən çox olmayan elektron ehtiva edə bilər və sonra yalnız əks spinlərə (qeyri-bərabər spin ədədləri) sahib ola bilər.

litium; atom nömrəsi = 3; elektronların sayı = 3

Ən aşağı enerjili orbital 1s orbitidir. Yalnız iki elektron qəbul edə bilər. Bu elektronların qeyri-bərabər spinləri olmalıdır. Əgər spin +1/2-ni yuxarıya baxan oxla, spin -1/2-ni isə aşağıya yönəlmiş oxla işarələsək, onda eyni orbitalda əks (antiparalel) spinləri olan iki elektron qeyd ilə sxematik şəkildə göstərilə bilər (şək. 1.27). )

Eyni (paralel) spinləri olan iki elektron bir orbitalda mövcud ola bilməz:

Litium atomunda üçüncü elektron enerji baxımından ən aşağı orbitaldan sonrakı orbiti tutmalıdır, yəni. 2b-orbital. Beləliklə, litium Is22s1 elektron konfiqurasiyasına malikdir.

Qayda 3: Hund qaydası. Bu qaydaya görə, bir alt qabığın orbitallarının doldurulması paralel (bərabər işarəli) spinli tək elektronlardan başlayır və yalnız tək elektronlar bütün orbitalları tutduqdan sonra orbitalların əks spinli elektron cütləri ilə yekun doldurulması baş verə bilər.

azot; atom nömrəsi = 7; elektronların sayı = 7 Azotun ls22s22p3 elektron konfiqurasiyası var. 2p alt qabığında yerləşən üç elektron üç 2p orbitalının hər birində ayrıca yerləşməlidir. Bu halda hər üç elektronun paralel spinləri olmalıdır (şək. 1.22).

Cədvəldə Şəkil 1.6-da atom nömrələri 1-dən 20-yə qədər olan elementlərin elektron konfiqurasiyaları göstərilir.

Cədvəl 1.6. Atom nömrəsi 1-dən 20-yə qədər olan elementlər üçün əsas dövlət elektron konfiqurasiyaları

Əvvəlcə Kimyəvi Elementlərin Dövri Cədvəlindəki elementlər D.İ. Mendeleyevin atomları atom kütlələrinə və kimyəvi xassələrinə uyğun düzülmüşdü, lakin əslində məlum oldu ki, həlledici rolu atomun kütləsi deyil, nüvənin yükü və müvafiq olaraq atomdakı elektronların sayı oynayır. neytral atomdur.

Kimyəvi elementin atomunda bir elektronun ən sabit vəziyyəti onun enerjisinin minimumuna uyğundur və elektronun kortəbii olaraq daha aşağı enerji ilə bir səviyyəyə keçə bildiyi hər hansı digər vəziyyət həyəcanlı adlanır.

Bir atomdakı elektronların orbitallar arasında necə paylandığını nəzərdən keçirək, yəni. əsas vəziyyətdə olan çoxelektron atomunun elektron konfiqurasiyası. Elektron konfiqurasiyanı qurmaq üçün orbitalları elektronlarla doldurmaq üçün aşağıdakı prinsiplərdən istifadə olunur:

- Pauli prinsipi (qadağan) - bir atomda bütün 4 kvant ədədinin eyni dəstinə malik iki elektron ola bilməz;

- ən az enerji prinsipi (Kleçkovski qaydaları) - orbitalların enerjisinin artması qaydasında orbitallar elektronlarla doldurulur (şəkil 1).

düyü. 1. Hidrogen kimi atomun orbitallarının enerji paylanması; n əsas kvant ədədidir.

Orbitalın enerjisi cəmindən (n + l) asılıdır. Orbitallar bu orbitallar üçün artan cəmi (n + l) sırası ilə elektronlarla doldurulur. Beləliklə, 3d və 4s alt səviyyələri üçün cəmlər (n + l) müvafiq olaraq 5 və 4-ə bərabər olacaq, nəticədə ilk olaraq 4s orbitalı doldurulacaqdır. Əgər cəmi (n + l) iki orbital üçün eyni olarsa, onda n dəyəri daha kiçik olan orbital əvvəlcə doldurulur. Beləliklə, 3d və 4p orbitalları üçün cəmi (n + l) hər bir orbital üçün 5-ə bərabər olacaq, lakin əvvəlcə 3d orbital doldurulur. Bu qaydalara əsasən, orbitalların doldurulması qaydası aşağıdakı kimi olacaq:

1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p<6s<5d<4f<6p<7s<6d<5f<7p

Element ailəsi enerjiyə görə elektronlar tərəfindən doldurulacaq son orbital tərəfindən müəyyən edilir. Lakin enerji sıralarına uyğun elektron düsturlar yazmaq mümkün deyil.

41 Nb 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 3 5s 2 elektron konfiqurasiyanın düzgün qeydi

41 Nb 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 3 səhv elektron konfiqurasiya girişi

İlk beş d - element üçün valentlik (yəni kimyəvi bağın meydana gəlməsindən məsul olan elektronlar) elektronlarla dolu olan d və s-dəki elektronların cəmidir. P-elementləri üçün valentlik s və p alt səviyyələrində yerləşən elektronların cəmidir. s elementləri üçün valent elektronlar xarici enerji səviyyəsinin s alt səviyyəsində yerləşən elektronlardır.

- Hund qaydası - l-in bir qiymətində elektronlar orbitalları elə doldururlar ki, ümumi spin maksimum olsun (şək. 2).

düyü. 2. Dövri Cədvəlin 2-ci dövrünün atomlarının 1s -, 2s – 2p – orbitallarında enerjinin dəyişməsi.

Atomların elektron konfiqurasiyalarının qurulması nümunələri

Atomların elektron konfiqurasiyalarının qurulması nümunələri Cədvəl 1-də verilmişdir.

Cədvəl 1. Atomların elektron konfiqurasiyalarının qurulması nümunələri

	Elektron konfiqurasiya	Tətbiq olunan qaydalar
		Pauli prinsipi, Kleçkovski qaydaları
		Hund qaydası
	1s 2 2s 2 2p 6 4s 1	Kleçkovskinin qaydaları

Elektron konfiqurasiya atom onun elektron orbitallarının ədədi təsviridir. Elektron orbitalları atom nüvəsinin ətrafında yerləşən və elektronun tapılacağı riyazi ehtimal olunan müxtəlif formalı bölgələrdir. Elektron konfiqurasiya oxucuya bir atomun neçə elektron orbitalının olduğunu tez və asanlıqla söyləməyə kömək edir, həmçinin hər bir orbitaldakı elektronların sayını təyin edir. Bu məqaləni oxuduqdan sonra siz elektron konfiqurasiyaların tərtib edilməsi üsulunu mənimsəyəcəksiniz.

Addımlar

D. İ. Mendeleyevin dövri sistemindən istifadə edərək elektronların paylanması

Atomunuzun atom nömrəsini tapın. Hər bir atomun müəyyən sayda elektronu var. Dövri cədvəldə atomunuzun simvolunu tapın. Atom nömrəsi 1-dən (hidrogen üçün) başlayan və hər bir sonrakı atom üçün bir artırılan müsbət tam ədəddir. Atom nömrəsi bir atomdakı protonların sayıdır və buna görə də sıfır yüklü bir atomun elektronlarının sayıdır.

Atomun yükünü təyin edin. Neytral atomlar dövri cədvəldə göstərildiyi kimi eyni sayda elektrona sahib olacaqlar. Bununla belə, yüklənmiş atomlar yüklərinin böyüklüyündən asılı olaraq daha çox və ya daha az elektrona sahib olacaqlar. Əgər yüklü atomla işləyirsinizsə, elektronları aşağıdakı kimi əlavə edin və ya çıxarın: hər bir mənfi yük üçün bir elektron əlavə edin və hər müsbət yük üçün bir elektron çıxarın.

• Məsələn, yükü -1 olan bir natrium atomunun əlavə elektronu olacaq əlavə olaraqəsas atom nömrəsi 11. Başqa sözlə, atomun cəmi 12 elektronu olacaq.
• +1 yüklü bir natrium atomundan danışırıqsa, əsas atom nömrəsi 11-dən bir elektron çıxılmalıdır. Beləliklə, atomun 10 elektronu olacaq.

1. Orbitalların əsas siyahısını xatırlayın. Bir atomdakı elektronların sayı artdıqca, onlar atomun elektron qabığının müxtəlif alt səviyyələrini müəyyən bir ardıcıllıqla doldururlar. Elektron qabığının hər bir alt səviyyəsi doldurulduqda cüt sayda elektron ehtiva edir. Aşağıdakı alt səviyyələr mövcuddur:

   Elektron konfiqurasiya qeydlərini başa düşmək. Elektron konfiqurasiyaları hər bir orbitaldakı elektronların sayını aydın şəkildə göstərmək üçün yazılmışdır. Orbitallar ardıcıllıqla yazılır, hər orbitaldakı atomların sayı orbital adının sağ tərəfində yuxarı işarə kimi yazılır. Tamamlanmış elektron konfiqurasiya alt səviyyəli təyinatlar və yuxarı işarələr ardıcıllığı formasını alır.

   • Burada, məsələn, ən sadə elektron konfiqurasiya: 1s 2 2s 2 2p 6 . Bu konfiqurasiya göstərir ki, 1s alt səviyyəsində iki elektron, 2s alt səviyyəsində iki elektron və 2p altsəviyyəsində altı elektron var. 2 + 2 + 6 = cəmi 10 elektron. Bu, neytral neon atomunun elektron konfiqurasiyasıdır (neonun atom nömrəsi 10-dur).

2. Orbitalların sırasını xatırlayın. Nəzərə alın ki, elektron orbitalları artan elektron qabığının sayına görə nömrələnir, lakin artan enerji sırasına görə düzülür. Məsələn, doldurulmuş 4s 2 orbital qismən doldurulmuş və ya doldurulmuş 3d 10 orbitaldan daha az enerjiyə (və ya daha az hərəkətliliyə) malikdir, ona görə də əvvəlcə 4s orbitalı yazılır. Orbitalların sırasını bildikdən sonra onları atomdakı elektronların sayına görə asanlıqla doldura bilərsiniz. Orbitalların doldurulma qaydası belədir: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p.

   • Bütün orbitalların doldurulduğu atomun elektron konfiqurasiyası belə olacaq: 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 14 5d 6s 10f 14 6d 10 7p 6
   • Qeyd edək ki, yuxarıdakı giriş, bütün orbitallar doldurulduqda, dövri cədvəldə ən yüksək nömrələnmiş atom olan Uuo (ununoktium) 118 elementinin elektron konfiqurasiyasıdır. Buna görə də, bu elektron konfiqurasiya neytral yüklü atomun hazırda məlum olan bütün elektron alt səviyyələrini ehtiva edir.

3. Atomunuzdakı elektronların sayına görə orbitalları doldurun. Məsələn, neytral kalsium atomunun elektron konfiqurasiyasını yazmaq istəyiriksə, dövri cədvəldə onun atom nömrəsini axtarmaqla başlamalıyıq. Onun atom nömrəsi 20-dir, ona görə də yuxarıdakı sıraya uyğun olaraq 20 elektronlu bir atomun konfiqurasiyasını yazacağıq.

   • İyirminci elektrona çatana qədər orbitalları yuxarıdakı sıraya görə doldurun. İlk 1s orbitalında iki elektron, 2s orbitalında da iki, 2p-də altı, 3-lərdə iki, 3p-də 6, 4-lərdə 2 (2 + 2 + 6 +2 +) olacaq. 6 + 2 = 20 .) Başqa sözlə, kalsiumun elektron konfiqurasiyası formaya malikdir: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 .
   • Qeyd edək ki, orbitallar artan enerji ardıcıllığı ilə düzülür. Məsələn, 4-cü enerji səviyyəsinə keçməyə hazır olduğunuzda əvvəlcə 4s orbitalını yazın və sonra 3d. Dördüncü enerji səviyyəsindən sonra eyni sifarişin təkrarlandığı beşinciyə keçirsiniz. Bu, yalnız üçüncü enerji səviyyəsindən sonra baş verir.

4. Dövri cədvəldən vizual bir işarə kimi istifadə edin. Yəqin ki, dövri cədvəlin formasının elektron konfiqurasiyalarındakı elektron alt səviyyələrinin sırasına uyğun olduğunu artıq fərq etmisiniz. Məsələn, soldan ikinci sütundakı atomlar həmişə "s 2" ilə, nazik orta hissənin sağ kənarındakı atomlar isə həmişə "d 10" ilə bitir və s. Dövri cədvəldən konfiqurasiyaları yazmaq üçün əyani bələdçi kimi istifadə edin - orbitallara əlavə etdiyiniz ardıcıllığın cədvəldəki mövqeyinizə uyğunluğu. Aşağıya baxın:

   • Xüsusilə, ən soldakı iki sütunda elektron konfiqurasiyaları s orbitalları ilə bitən atomlar, cədvəlin sağ blokunda konfiqurasiyaları p orbitalları ilə bitən atomlar və alt yarısında f orbitalları ilə bitən atomlar var.
   • Məsələn, xlorun elektron konfiqurasiyasını yazanda belə düşünün: "Bu atom dövri sistemin üçüncü cərgəsində (və ya "dövrü"ndə) yerləşir. O, həmçinin p orbital blokunun beşinci qrupunda yerləşir. dövri cədvəlin.Ona görə də onun elektron konfiqurasiyası ..3p 5 ilə bitəcək
   • Qeyd edək ki, cədvəlin d və f orbital bölgəsindəki elementlər yerləşdikləri dövrə uyğun gəlməyən enerji səviyyələri ilə xarakterizə olunur. Məsələn, d-orbitallı elementlər blokunun birinci cərgəsi 4-cü dövrdə yerləşməsinə baxmayaraq, 3d orbitallara, f-orbitallı elementlərin birinci sırası isə 6-cı yerdə olmasına baxmayaraq, 4f orbitalına uyğun gəlir. dövr.

5. Uzun elektron konfiqurasiyaları yazmaq üçün qısaltmaları öyrənin. Dövri cədvəlin sağ kənarındakı atomlar adlanır nəcib qazlar. Bu elementlər kimyəvi cəhətdən çox sabitdir. Uzun elektron konfiqurasiyaların yazılması prosesini qısaltmaq üçün atomunuzdan daha az elektrona malik ən yaxın nəcib qazın kimyəvi simvolunu kvadrat mötərizədə yazın və sonra sonrakı orbital səviyyələrin elektron konfiqurasiyasını yazmağa davam edin. Aşağıya baxın:

   • Bu konsepsiyanı başa düşmək üçün nümunə konfiqurasiya yazmaq faydalı olacaq. Nəcib qazı ehtiva edən abbreviaturadan istifadə edərək sinkin konfiqurasiyasını (atom nömrəsi 30) yazaq. Sinkin tam konfiqurasiyası belə görünür: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10. Lakin biz görürük ki, 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 nəcib qaz olan arqonun elektron konfiqurasiyasıdır. Sadəcə olaraq sink üçün elektron konfiqurasiyanın bir hissəsini kvadrat mötərizədə (.) arqon kimyəvi simvolu ilə əvəz edin.
   • Beləliklə, qısaldılmış formada yazılmış sinkin elektron konfiqurasiyası formaya malikdir: 4s 2 3d 10 .
   • Nəzərə alın ki, nəcib qazın elektron konfiqurasiyasını yazırsanız, deyək ki, arqon, onu yaza bilməzsiniz! Bu elementdən əvvəlki nəcib qazın abbreviaturasından istifadə edilməlidir; arqon üçün neon () olacaq.

   ADOMAH dövri cədvəlindən istifadə

   1. ADOMAH dövri cədvəlini mənimsəyin. Elektron konfiqurasiyanı qeyd etməyin bu üsulu yadda saxlamağı tələb etmir, lakin dəyişdirilmiş dövri cədvəl tələb edir, çünki ənənəvi dövri cədvəldə dördüncü dövrdən başlayaraq dövr nömrəsi elektron qabığa uyğun gəlmir. ADOMAH dövri cədvəlini tapın - alim Valeri Zimmerman tərəfindən hazırlanmış dövri cədvəlin xüsusi növü. Qısa bir internet axtarışı ilə tapmaq asandır.

      • ADOMAH dövri cədvəlində üfüqi sıralar halogenlər, nəcib qazlar, qələvi metallar, qələvi torpaq metalları və s. kimi element qruplarını təmsil edir. Şaquli sütunlar elektron səviyyələrə uyğundur və sözdə "kaskadlar" (s, p, d və f bloklarını birləşdirən diaqonal xətlər) dövrlərə uyğundur.
      • Helium hidrogenə doğru hərəkət edir, çünki bu elementlərin hər ikisi 1s orbital ilə xarakterizə olunur. Dövr blokları (s,p,d və f) sağ tərəfdə, səviyyə nömrələri isə aşağıda verilmişdir. Elementlər 1-dən 120-yə qədər nömrələnmiş qutularda göstərilmişdir. Bu ədədlər neytral atomdakı elektronların ümumi sayını təmsil edən adi atom nömrələridir.

   2. ADOMAH cədvəlində atomunuzu tapın. Elementin elektron konfiqurasiyasını yazmaq üçün ADOMAH dövri cədvəlində onun simvolunu axtarın və daha yüksək atom nömrəsi olan bütün elementləri xəttdən çıxarın. Məsələn, erbiumun (68) elektron konfiqurasiyasını yazmaq lazımdırsa, 69-dan 120-yə qədər bütün elementləri kəsin.

      • Cədvəlin altındakı 1-dən 8-ə qədər rəqəmlərə diqqət yetirin. Bunlar elektron səviyyələrin nömrələri və ya sütunların nömrələridir. Yalnız üstündən xətt çəkilmiş elementləri ehtiva edən sütunlara məhəl qoymayın. Erbium üçün 1,2,3,4,5 və 6 nömrəli sütunlar qalır.

   3. Orbital alt səviyyələri elementinizə qədər sayın. Cədvəlin sağında göstərilən blok simvollarına (s, p, d və f) və əsasda göstərilən sütun nömrələrinə baxaraq, bloklar arasındakı diaqonal xətlərə məhəl qoymayın və sütunları sıra ilə sıralayaraq sütun bloklarına bölün. aşağıdan yuxarıya. Yenə də bütün elementləri üstündən xətt çəkilmiş bloklara məhəl qoymayın. Sütun nömrəsindən sonra blok simvolundan başlayaraq sütun bloklarını yazın, beləliklə: 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 6s (erbium üçün).

      • Diqqət edin: Er-in yuxarıdakı elektron konfiqurasiyası elektron alt səviyyə nömrəsinin artan sırası ilə yazılmışdır. Orbitalları doldurma sırası ilə də yazıla bilər. Bunun üçün sütun bloklarını yazarkən sütunlara deyil, aşağıdan yuxarıya doğru şəlalələrə əməl edin: 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. Hər bir elektron alt səviyyə üçün elektronları sayın. Hər bir sütun blokunda hər bir elementdən bir elektron əlavə edərək üzərindən xətt çəkilməmiş elementləri sayın və onların sayını hər sütun blokunun blok simvolunun yanına belə yazın: 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 . Bizim nümunəmizdə bu, erbiumun elektron konfiqurasiyasıdır.

   5. Yanlış elektron konfiqurasiyalardan xəbərdar olun.Ən aşağı enerji vəziyyətində olan atomların elektron konfiqurasiyasına aid on səkkiz tipik istisna var ki, bu da yerin enerji vəziyyəti adlanır. Onlar yalnız elektronların tutduğu son iki və ya üç mövqe üçün ümumi qaydaya tabe olmurlar. Bu halda, faktiki elektron konfiqurasiya elektronların atomun standart konfiqurasiyası ilə müqayisədə daha az enerjiyə malik vəziyyətdə olduğunu qəbul edir. İstisna atomlara aşağıdakılar daxildir:

      • Cr(..., 3d5, 4s1); Cu(..., 3d10, 4s1); Nb(..., 4d4, 5s1); Mo(..., 4d5, 5s1); Ru(..., 4d7, 5s1); Rh(..., 4d8, 5s1); Pd(..., 4d10, 5s0); Ag(..., 4d10, 5s1); La(..., 5d1, 6s2); Ce(..., 4f1, 5d1, 6s2); Gd(..., 4f7, 5d1, 6s2); Au(..., 5d10, 6s1); Ac(..., 6d1, 7s2); Th(..., 6d2, 7s2); Pa(..., 5f2, 6d1, 7s2); U(..., 5f3, 6d1, 7s2); Np(..., 5f4, 6d1, 7s2) və Santimetr(..., 5f7, 6d1, 7s2).
   • Elektron konfiqurasiya şəklində yazıldığında atomun atom nömrəsini tapmaq üçün hərflərdən sonra gələn bütün nömrələri (s, p, d və f) toplamaq kifayətdir. Bu, yalnız neytral atomlar üçün işləyir, əgər bir ionla məşğul olsanız, işləməyəcək - əlavə və ya itirilmiş elektronların sayını əlavə etməli və ya çıxarmalı olacaqsınız.
   • Hərfdən sonrakı rəqəm yuxarı işarədir, testdə səhv etməyin.
   • "Yarım dolu" alt səviyyəli sabitlik yoxdur. Bu sadələşdirmədir. "Yarım dolu" alt səviyyələrə aid edilən istənilən sabitlik, hər bir orbitalın bir elektron tərəfindən tutulması və beləliklə, elektronlar arasında itələməni minimuma endirməsi ilə bağlıdır.
   • Hər bir atom sabit vəziyyətə meyllidir və ən sabit konfiqurasiyalarda s və p alt səviyyələri doldurulur (s2 və p6). Nəcib qazlar bu konfiqurasiyaya malikdirlər, buna görə də nadir hallarda reaksiya verirlər və dövri cədvəldə sağda yerləşirlər. Buna görə də, əgər konfiqurasiya 3p 4 ilə başa çatırsa, o zaman sabit vəziyyətə çatmaq üçün iki elektron lazımdır (s-alt səviyyəli elektronlar da daxil olmaqla altısını itirmək daha çox enerji tələb edir, ona görə də dördünü itirmək daha asandır). Əgər konfiqurasiya 4d 3 ilə başa çatırsa, sabit vəziyyətə nail olmaq üçün üç elektron itirmək lazımdır. Bundan əlavə, yarım doldurulmuş alt səviyyələr (s1, p3, d5..), məsələn, p4 və ya p2-dən daha sabitdir; lakin, s2 və p6 daha da sabit olacaq.
   • Bir ionla məşğul olduqda, bu o deməkdir ki, protonların sayı elektronların sayına bərabər deyil. Bu halda atomun yükü kimyəvi simvolun yuxarı sağ hissəsində (adətən) təsvir olunacaq. Deməli, yükü +2 olan surma atomu elektron konfiqurasiyaya malikdir 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 1 . Qeyd edək ki, 5p 3 5p 1-ə dəyişib. Neytral atom konfiqurasiyası s və p-dən başqa alt səviyyələrdə bitdikdə diqqətli olun. Elektronları götürəndə onları yalnız valentlik orbitallarından (s və p orbitallarından) götürə bilərsiniz. Buna görə də, əgər konfiqurasiya 4s 2 3d 7 ilə başa çatırsa və atom +2 yük alırsa, onda konfiqurasiya 4s 0 3d 7 ilə başa çatacaq. Nəzərə alın ki, 3d 7 yox dəyişdikdə s orbitalından elektronlar itirilir.
   • Bir elektronun "daha yüksək enerji səviyyəsinə keçməyə" məcbur edildiyi şərtlər var. Bir alt səviyyə yarım və ya dolu olmaq üçün bir elektron qısa olduqda, ən yaxın s və ya p alt səviyyəsindən bir elektron götürün və onu elektrona ehtiyacı olan alt səviyyəyə köçürün.
   • Elektron konfiqurasiyanı qeyd etmək üçün iki seçim var. Onlar yuxarıda erbium üçün göstərildiyi kimi, enerji səviyyəsi nömrələrinin artan sırası ilə və ya elektron orbitalların doldurulması qaydasında yazıla bilər.
   • Siz həmçinin elementin elektron konfiqurasiyasını yalnız sonuncu s və p alt səviyyəsini təmsil edən valentlik konfiqurasiyasını yazmaqla yaza bilərsiniz. Beləliklə, sürmənin valentlik konfiqurasiyası 5s 2 5p 3 olacaqdır.
   • İonlar eyni deyil. Onlarla daha çətindir. İki səviyyəni atlayın və harada başladığınızdan və elektronların sayının nə qədər çox olduğundan asılı olaraq eyni nümunəyə əməl edin.