Konfiguracja elektronowa atomu. Elektroniczne formuły atomów i diagramy Chemia struktur atomowych online

Ponieważ podczas reakcji chemicznych jądra reagujących atomów pozostają niezmienione (z wyjątkiem przemian radioaktywnych), właściwości chemiczne atomów zależą od budowy ich powłok elektronicznych. Teoria budowa elektronowa atomu zbudowane w oparciu o aparat mechaniki kwantowej. Zatem strukturę poziomów energii atomowej można otrzymać na podstawie obliczeń mechaniki kwantowej prawdopodobieństw znalezienia elektronów w przestrzeni wokół jądra atomowego ( Ryż. 4,5).

Ryż. 4,5. Schemat podziału poziomów energii na podpoziomy

Podstawy teorii budowy elektronowej atomu sprowadzają się do następujących założeń: stan każdego elektronu w atomie charakteryzuje się czterema liczbami kwantowymi: główna liczba kwantowa n = 1, 2, 3,; orbitalny (azymutalny) l=0,1,2, n–1; magnetyczny M l = –l, –1,0,1,  l; kręcić się M S = -1/2, 1/2 .

Według Zasada Pauliego, w tym samym atomie nie mogą znajdować się dwa elektrony mające ten sam zestaw czterech liczb kwantowych n, l, m l , M S; zbiory elektronów o tych samych głównych liczbach kwantowych n tworzą warstwy elektronowe lub poziomy energetyczne atomu, ponumerowane od jądra i oznaczone jako K, L, M, N, O, P, Q, oraz w warstwie energetycznej o zadanej wartości N nie może być więcej niż 2n 2 elektrony. Zbiory elektronów o tych samych liczbach kwantowych N I l, formują podpoziomy, wyznaczone w miarę oddalania się od rdzenia jako s, p, d, f.

Probabilistyczne określenie położenia elektronu w przestrzeni wokół jądra atomowego odpowiada zasadzie nieoznaczoności Heisenberga. Zgodnie z koncepcjami mechaniki kwantowej elektron w atomie nie ma określonej trajektorii ruchu i może znajdować się w dowolnej części przestrzeni wokół jądra, a jego różne położenia uznawane są za chmurę elektronów o określonej gęstości ładunku ujemnego. Przestrzeń wokół jądra, w której najprawdopodobniej znajduje się elektron, nazywa się orbitalny. Zawiera około 90% chmury elektronów. Każdy podpoziom 1s, 2s, 2p itp. odpowiada pewnej liczbie orbitali o określonym kształcie. Na przykład, 1s- I 2s- orbitale są kuliste i 14:00-orbitale ( 14:00 X , 2 s y , 2 s z-orbitale) są zorientowane we wzajemnie prostopadłych kierunkach i mają kształt hantli ( Ryż. 4.6).

Ryż. 4.6. Kształt i orientacja orbitali elektronowych.

Podczas reakcji chemicznych jądro atomowe nie ulega zmianom, zmieniają się jedynie powłoki elektroniczne atomów, których budowa wyjaśnia wiele właściwości pierwiastków chemicznych. W oparciu o teorię budowy elektronowej atomu ustalono głębokie znaczenie fizyczne okresowego prawa pierwiastków chemicznych Mendelejewa i stworzono teorię wiązań chemicznych.

Teoretyczne uzasadnienie okresowego układu pierwiastków chemicznych obejmuje dane dotyczące budowy atomu, potwierdzające istnienie związku pomiędzy okresowością zmian właściwości pierwiastków chemicznych a okresowym powtarzaniem podobnych typów konfiguracji elektronowych ich atomów.

W świetle doktryny budowy atomu Mendelejew uzasadnia podział wszystkich pierwiastków na siedem okresów: liczba okresów odpowiada liczbie poziomów energetycznych atomów wypełnionych elektronami. W małych okresach, wraz ze wzrostem ładunku dodatniego jąder atomowych, wzrasta liczba elektronów na poziomie zewnętrznym (od 1 do 2 w pierwszym okresie i od 1 do 8 w drugim i trzecim okresie), co wyjaśnia zmiana właściwości pierwiastków: na początku okresu (z wyjątkiem pierwszego) występuje metal alkaliczny, następnie obserwuje się stopniowe osłabienie właściwości metalicznych i wzmocnienie właściwości niemetalicznych. Ten wzór można prześledzić dla elementów drugiego okresu w tabela 4.2.

Tabela 4.2.

W dużych okresach, wraz ze wzrostem ładunku jąder, wypełnianie poziomów elektronami jest trudniejsze, co wyjaśnia bardziej złożoną zmianę właściwości pierwiastków w porównaniu z elementami o małych okresach.

Identyczny charakter właściwości pierwiastków chemicznych w podgrupach tłumaczy się podobną strukturą zewnętrznego poziomu energii, jak pokazano na rysunku tabela 4.3, ilustrujący kolejność wypełniania poziomów energetycznych elektronami dla podgrup metali alkalicznych.

Tabela 4.3.

Numer grupy zwykle wskazuje liczbę elektronów w atomie, które mogą brać udział w tworzeniu wiązań chemicznych. Takie jest fizyczne znaczenie numeru grupy. W czterech miejscach układu okresowego pierwiastki nie są ułożone według rosnącej masy atomowej: Ar I K,Współ I Ni,Tmi I I,Cz I Rocznie. Odchylenia te uznano za wady układu okresowego pierwiastków chemicznych. Doktryna budowy atomu wyjaśniła te odchylenia. Eksperymentalne określenie ładunków jądrowych wykazało, że układ tych pierwiastków odpowiada wzrostowi ładunków ich jąder. Ponadto eksperymentalne określenie ładunków jąder atomowych umożliwiło określenie liczby pierwiastków między wodorem a uranem, a także liczby lantanowców. Teraz wszystkie miejsca w układzie okresowym są wypełnione w przedziale od Z=1 zanim Z=114 jednak układ okresowy nie jest kompletny, możliwe jest odkrycie nowych pierwiastków transuranowych.

Elektroniczna Konfiguracja atom jest numeryczną reprezentacją jego orbitali elektronowych. Orbitale elektronowe to obszary o różnych kształtach zlokalizowane wokół jądra atomowego, w których z matematycznym prawdopodobieństwem znajdzie się elektron. Konfiguracja elektroniczna pozwala szybko i łatwo poinformować czytelnika, ile orbitali elektronowych ma atom, a także określić liczbę elektronów w każdym orbicie. Po przeczytaniu tego artykułu opanujesz metodę sporządzania konfiguracji elektronicznych.

Kroki

Rozkład elektronów w układzie okresowym D. I. Mendelejewa

Znajdź liczbę atomową swojego atomu. Z każdym atomem jest związana pewna liczba elektronów. Znajdź symbol swojego atomu w układzie okresowym. Liczba atomowa jest dodatnią liczbą całkowitą rozpoczynającą się od 1 (dla wodoru) i zwiększającą się o jeden dla każdego kolejnego atomu. Liczba atomowa to liczba protonów w atomie, a zatem jest to również liczba elektronów w atomie o zerowym ładunku.

Określ ładunek atomu. Atomy neutralne będą miały taką samą liczbę elektronów, jak pokazano w układzie okresowym. Jednakże naładowane atomy będą miały więcej lub mniej elektronów, w zależności od wielkości ich ładunku. Jeśli pracujesz z naładowanym atomem, dodawaj lub odejmij elektrony w następujący sposób: dodaj jeden elektron na każdy ładunek ujemny i odejmij jeden za każdy ładunek dodatni.

• Na przykład atom sodu o ładunku -1 będzie miał dodatkowy elektron Ponadto do swojej podstawowej liczby atomowej 11. Innymi słowy, atom będzie miał w sumie 12 elektronów.
• Jeśli mówimy o atomie sodu o ładunku +1, od podstawowej liczby atomowej 11 należy odjąć jeden elektron. Zatem atom będzie miał 10 elektronów.

1. Zapamiętaj podstawową listę orbitali. Wraz ze wzrostem liczby elektronów w atomie wypełniają one różne podpoziomy powłoki elektronowej atomu zgodnie z określoną sekwencją. Każdy podpoziom powłoki elektronowej, gdy jest wypełniony, zawiera parzystą liczbę elektronów. Dostępne są następujące podpoziomy:

   Zrozumienie zapisu konfiguracji elektronicznej. Konfiguracje elektronów są napisane tak, aby wyraźnie pokazać liczbę elektronów na każdym orbicie. Orbitale są zapisywane sekwencyjnie, przy czym liczba atomów w każdym orbicie jest zapisywana jako indeks górny po prawej stronie nazwy orbity. Kompletna konfiguracja elektroniczna ma postać sekwencji oznaczeń podpoziomów i indeksów górnych.

   • Oto na przykład najprostsza konfiguracja elektroniczna: 1s 2 2s 2 2p 6 . Konfiguracja ta pokazuje, że w podpoziomie 1s znajdują się dwa elektrony, w podpoziomie 2s dwa elektrony, a w podpoziomie 2p sześć elektronów. 2 + 2 + 6 = w sumie 10 elektronów. To jest konfiguracja elektronowa neutralnego atomu neonu (liczba atomowa neonu wynosi 10).

2. Zapamiętaj kolejność orbitali. Należy pamiętać, że orbitale elektronowe są numerowane w kolejności rosnącej liczby powłok elektronowych, ale ułożone w kolejności rosnącej energii. Na przykład wypełniony orbital 4s 2 ma niższą energię (lub mniejszą ruchliwość) niż częściowo wypełniony lub wypełniony orbital 3d 10, więc orbital 4s jest zapisywany jako pierwszy. Znając kolejność orbitali, możesz łatwo wypełnić je zgodnie z liczbą elektronów w atomie. Kolejność wypełniania orbitali jest następująca: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p.

   • Konfiguracja elektronowa atomu, w którym wszystkie orbitale są zapełnione, będzie następująca: 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 10 6p 6 7s 2 5f 14 6d 10 7p 6
   • Należy zauważyć, że powyższy wpis, gdy wszystkie orbitale są zapełnione, to konfiguracja elektronowa pierwiastka Uuo (ununoctium) 118, atomu o najwyższym numerze w układzie okresowym. Dlatego ta konfiguracja elektronowa zawiera wszystkie obecnie znane podpoziomy elektroniczne neutralnie naładowanego atomu.

3. Wypełnij orbitale zgodnie z liczbą elektronów w atomie. Na przykład, jeśli chcemy zapisać konfigurację elektronową obojętnego atomu wapnia, musimy zacząć od sprawdzenia jego liczby atomowej w układzie okresowym. Jego liczba atomowa wynosi 20, więc konfigurację atomu z 20 elektronami zapiszemy zgodnie z powyższą kolejnością.

   • Wypełnij orbitale zgodnie z powyższą kolejnością, aż dotrzesz do dwudziestego elektronu. Pierwszy orbital 1s będzie miał dwa elektrony, orbital 2s również będzie miał dwa, 2p będzie miał sześć, 3s będzie miał dwa, 3p będzie miał 6, a 4s będzie miał 2 (2 + 2 + 6 +2 + 6 + 2 = 20 .) Innymi słowy, konfiguracja elektronowa wapnia ma postać: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 .
   • Należy zauważyć, że orbitale są ułożone według rosnącej energii. Na przykład, kiedy będziesz gotowy przejść na 4. poziom energii, najpierw zapisz orbital 4s i Następnie 3d. Po czwartym poziomie energii przechodzisz na piąty, gdzie powtarza się ta sama kolejność. Dzieje się to dopiero po trzecim poziomie energii.

4. Użyj układu okresowego jako wskazówki wizualnej. Prawdopodobnie zauważyłeś już, że kształt układu okresowego odpowiada porządkowi podpoziomów elektronowych w konfiguracjach elektronowych. Na przykład atomy w drugiej kolumnie od lewej zawsze kończą się na „s 2”, a atomy na prawej krawędzi cienkiej środkowej sekcji zawsze kończą się na „d 10” itd. Użyj układu okresowego jako wizualnego przewodnika po pisaniu konfiguracji - w jaki sposób kolejność dodawania orbitali odpowiada Twojej pozycji w tabeli. Zobacz poniżej:

   • W szczególności dwie skrajne lewe kolumny zawierają atomy, których konfiguracje elektronowe kończą się orbitalami s, prawy blok tabeli zawiera atomy, których konfiguracje kończą się orbitalami p, a dolna połowa zawiera atomy zakończone orbitalami f.
   • Na przykład, zapisując konfigurację elektroniczną chloru, pomyśl tak: „Ten atom znajduje się w trzecim rzędzie (lub „okresie”) układu okresowego. Znajduje się również w piątej grupie bloku orbitalnego p układu okresowego, zatem jego konfiguracja elektroniczna zakończy się na ..3p 5
   • Należy zauważyć, że elementy w obszarze orbitalnym d i f tabeli charakteryzują się poziomami energii, które nie odpowiadają okresowi, w którym się znajdują. Na przykład pierwszy rząd elementów z orbitalami d odpowiada orbitalom 3d, mimo że znajduje się w 4. okresie, a pierwszy rząd elementów z orbitalami f odpowiada orbitalowi 4f, mimo że znajduje się w 6. okresie okres.

5. Naucz się skrótów do zapisywania długich konfiguracji elektronowych. Atomy znajdujące się na prawej krawędzi układu okresowego nazywane są Gazy szlachetne. Pierwiastki te są chemicznie bardzo stabilne. Aby skrócić proces zapisywania długich konfiguracji elektronowych, wystarczy wpisać w nawiasach kwadratowych symbol chemiczny najbliższego gazu szlachetnego o mniejszej liczbie elektronów niż Twój atom, a następnie kontynuować wpisywanie konfiguracji elektronowej kolejnych poziomów orbity. Zobacz poniżej:

   • Aby zrozumieć tę koncepcję, pomocne będzie napisanie przykładowej konfiguracji. Zapiszmy konfigurację cynku (liczba atomowa 30) używając skrótu zawierającego gaz szlachetny. Pełna konfiguracja cynku wygląda następująco: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10. Widzimy jednak, że 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 to konfiguracja elektronowa argonu, gazu szlachetnego. Wystarczy zastąpić część konfiguracji elektronicznej cynku symbolem chemicznym argonu w nawiasach kwadratowych (.)
   • Zatem konfiguracja elektronowa cynku, zapisana w skrócie, ma postać: 4s 2 3d 10 .
   • Pamiętaj, że jeśli piszesz konfigurację elektroniczną gazu szlachetnego, powiedzmy argonu, nie możesz tego napisać! Należy używać skrótu gazu szlachetnego poprzedzającego ten pierwiastek; dla argonu będzie to neon ().

   Korzystanie z układu okresowego ADOMAH

   1. Opanuj układ okresowy ADOMAH. Ta metoda rejestracji konfiguracji elektronicznej nie wymaga zapamiętywania, ale wymaga zmodyfikowanego układu okresowego, ponieważ w tradycyjnym układzie okresowym, począwszy od czwartego okresu, numer okresu nie odpowiada powłoce elektronowej. Znajdź układ okresowy ADOMAH - specjalny typ układu okresowego opracowany przez naukowca Valery'ego Zimmermana. Łatwo go znaleźć za pomocą krótkiego wyszukiwania w Internecie.

      • W układzie okresowym ADOMAH poziome rzędy reprezentują grupy pierwiastków, takich jak halogeny, gazy szlachetne, metale alkaliczne, metale ziem alkalicznych itp. Pionowe kolumny odpowiadają poziomom elektronicznym, a tak zwane „kaskady” (ukośne linie łączące bloki s, p, d i f) odpowiadają okresom.
      • Hel przemieszcza się w stronę wodoru, ponieważ oba te pierwiastki charakteryzują się orbitalem 1s. Bloki okresów (s, p, d i f) pokazano po prawej stronie, a numery poziomów podano u podstawy. Pierwiastki są reprezentowane w ramkach ponumerowanych od 1 do 120. Liczby te są zwykłymi liczbami atomowymi, które reprezentują całkowitą liczbę elektronów w neutralnym atomie.

   2. Znajdź swój atom w tabeli ADOMAH. Aby zapisać konfigurację elektronową pierwiastka, wyszukaj jego symbol w układzie okresowym ADOMAH i skreśl wszystkie pierwiastki o wyższej liczbie atomowej. Na przykład, jeśli chcesz zapisać konfigurację elektronową erbu (68), skreśl wszystkie pierwiastki od 69 do 120.

      • Zwróć uwagę na cyfry od 1 do 8 na dole tabeli. Są to liczby poziomów elektronicznych lub liczby kolumn. Ignoruj ​​kolumny zawierające wyłącznie przekreślone elementy. W przypadku erbu pozostają kolumny o numerach 1,2,3,4,5 i 6.

   3. Policz podpoziomy orbity aż do swojego żywiołu. Patrząc na symbole bloków pokazane po prawej stronie tabeli (s, p, d i f) oraz numery kolumn pokazane u podstawy, zignoruj ​​ukośne linie pomiędzy blokami i podziel kolumny na bloki kolumn, wymieniając je w kolejności od dołu do góry. Ponownie zignoruj ​​bloki, w których wszystkie elementy są przekreślone. Zapisuj bloki kolumn zaczynając od numeru kolumny, po którym następuje symbol bloku, w następujący sposób: 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 6s (dla erbu).

      • Uwaga: powyższa konfiguracja elektronowa Er jest zapisana w kolejności rosnącej według numeru podpoziomu elektronowego. Można go również zapisać w kolejności wypełniania orbitali. Aby to zrobić, podczas pisania bloków kolumn kieruj się kaskadami od dołu do góry, a nie kolumnami: 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. Policz elektrony dla każdego podpoziomu elektronowego. Policz w każdym bloku kolumny elementy, które nie zostały przekreślone, dołączając po jednym elektronie z każdego elementu i zapisz ich liczbę obok symbolu każdego bloku kolumny w następujący sposób: 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 . W naszym przykładzie jest to konfiguracja elektronowa erbu.

   5. Należy zwrócić uwagę na nieprawidłowe konfiguracje elektroniczne. Istnieje osiemnaście typowych wyjątków związanych z konfiguracjami elektronowymi atomów w najniższym stanie energetycznym, zwanym także podstawowym stanem energetycznym. Nie przestrzegają ogólnej zasady tylko dla dwóch lub trzech ostatnich pozycji zajmowanych przez elektrony. W tym przypadku rzeczywista konfiguracja elektronowa zakłada, że ​​elektrony znajdują się w stanie o niższej energii w porównaniu ze standardową konfiguracją atomu. Atomy wyjątków obejmują:

      • Kr(..., 3k5, 4s1); Cu(..., 3k10, 4s1); Uwaga(..., 4k4, 5s1); Pon(..., 4k5, 5s1); Ru(..., 4k7, 5s1); Rh(..., 4k8, 5s1); Pd(..., 4k10, 5s0); Ag(..., 4k10, 5s1); La(..., 5k1, 6s2); Ce(..., 4f1, 5d1, 6s2); Bg(..., 4f7, 5k1, 6s2); Au(..., 5k10, 6s1); Ac(..., 6k1, 7s2); Cz(..., 6k2, 7s2); Rocznie(..., 5f2, 6d1, 7s2); U(..., 5f3, 6d1, 7s2); Np(..., 5f4, 6d1, 7s2) i Cm(..., 5f7, 6k1, 7s2).
   • Aby znaleźć liczbę atomową atomu zapisaną w postaci konfiguracji elektronowej, wystarczy dodać wszystkie liczby występujące po literach (s, p, d i f). Działa to tylko w przypadku atomów obojętnych, jeśli masz do czynienia z jonem, to nie zadziała - będziesz musiał dodać lub odjąć liczbę dodatkowych lub utraconych elektronów.
   • Liczba następująca po literze jest indeksem górnym, nie popełnij błędu w teście.
   • Nie ma stabilności podpoziomowej „w połowie pełnej”. To jest uproszczenie. Wszelka stabilność przypisywana podpoziomom „w połowie wypełnionym” wynika z faktu, że każdy orbital jest zajęty przez jeden elektron, minimalizując w ten sposób odpychanie między elektronami.
   • Każdy atom dąży do stanu stabilnego, a najbardziej stabilne konfiguracje mają wypełnione podpoziomy s i p (s2 i p6). Gazy szlachetne mają taką konfigurację, więc rzadko reagują i znajdują się po prawej stronie układu okresowego. Dlatego jeśli konfiguracja kończy się na 3p 4, to potrzebuje dwóch elektronów, aby osiągnąć stabilny stan (utrata sześciu, w tym elektronów podpoziomu s, wymaga więcej energii, więc utrata czterech jest łatwiejsza). A jeśli konfiguracja kończy się na 4d 3, to aby osiągnąć stan stabilny, musi stracić trzy elektrony. Dodatkowo podpoziomy w połowie wypełnione (s1, p3, d5..) są bardziej stabilne niż np. p4 czy p2; jednak s2 i p6 będą jeszcze bardziej stabilne.
   • Kiedy masz do czynienia z jonem, oznacza to, że liczba protonów nie jest równa liczbie elektronów. Ładunek atomu w tym przypadku będzie przedstawiony w prawym górnym rogu (zwykle) symbolu chemicznego. Zatem atom antymonu o ładunku +2 ma konfigurację elektronową 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 1 . Zauważ, że 5p 3 zmieniło się na 5p 1 . Zachowaj ostrożność, gdy konfiguracja atomu neutralnego kończy się na podpoziomach innych niż s i p. Kiedy odbierasz elektrony, możesz je zabrać tylko z orbitali walencyjnych (orbitale s i p). Zatem jeśli konfiguracja zakończy się na 4s 2 3d 7 i atom otrzyma ładunek +2, to konfiguracja zakończy się na 4s 0 3d 7. Należy pamiętać, że 3d 7 Nie zmiany, zamiast tego tracone są elektrony z orbitalu s.
   • Istnieją warunki, w których elektron jest zmuszony „przejść na wyższy poziom energii”. Kiedy podpoziomowi brakuje jednego elektronu do połowy lub pełnego, należy pobrać jeden elektron z najbliższego podpoziomu s lub p i przenieść go do podpoziomu, który potrzebuje elektronu.
   • Istnieją dwie możliwości rejestracji konfiguracji elektronicznej. Można je zapisać w kolejności rosnącej według liczb poziomów energii lub w kolejności zapełnienia orbitali elektronowych, jak pokazano powyżej dla erbu.
   • Można również zapisać konfigurację elektroniczną elementu, zapisując tylko konfigurację wartościowości, która reprezentuje ostatni podpoziom s i p. Zatem konfiguracja wartościowości antymonu będzie wynosić 5s 2 5p 3.
   • Jony nie są takie same. Z nimi jest dużo trudniej. Pomiń dwa poziomy i postępuj zgodnie z tym samym schematem, w zależności od tego, gdzie zacząłeś i jak duża jest liczba elektronów.

Algorytm tworzenia wzoru elektronicznego pierwiastka:

1. Określ liczbę elektronów w atomie, korzystając z układu okresowego pierwiastków chemicznych D.I. Mendelejew.

2. Korzystając z numeru okresu, w którym znajduje się element, określ liczbę poziomów energii; liczba elektronów na ostatnim poziomie elektronicznym odpowiada numerowi grupy.

3. Podziel poziomy na podpoziomy i orbitale i wypełnij je elektronami zgodnie z zasadami wypełniania orbitali:

Należy pamiętać, że pierwszy poziom zawiera maksymalnie 2 elektrony 1s 2, na drugim - maksymalnie 8 (dwa S i sześć R: 2s 2 2p 6), na trzecim - maksymalnie 18 (dwa S, sześć P i dziesięć d: 3s 2 3p 6 3d 10).

• Główna liczba kwantowa N powinno być minimalne.
• Pierwszy do wypełnienia S- zatem podpoziom р-, d- b f- podpoziomy.
• Elektrony wypełniają orbitale w kolejności rosnącej energii orbitali (reguła Klechkowskiego).
• W podpoziomie elektrony najpierw zajmują wolne orbitale jeden po drugim, a dopiero potem tworzą pary (reguła Hunda).
• Na jednym orbicie nie może znajdować się więcej niż dwa elektrony (zasada Pauliego).

Przykłady.

1. Stwórzmy elektroniczny wzór na azot. Azot jest numerem 7 w układzie okresowym.

2. Stwórzmy elektroniczny wzór na argon. Argon jest numerem 18 w układzie okresowym.

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

3. Stwórzmy elektroniczną formułę chromu. Chrom jest numerem 24 w układzie okresowym.

1s 2 2s 2 14:00 6 3s 2 15:00 6 4s 1 3d 5

Wykres energetyczny cynku.

4. Stwórzmy elektroniczny przepis na cynk. Cynk jest numerem 30 w układzie okresowym.

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

Należy pamiętać, że część wzoru elektronicznego, a mianowicie 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6, jest elektroniczną formułą argonu.

Elektronową formułę cynku można przedstawić jako: