Konfigurimi elektronik i atomeve. Konfigurimet elektronike të atomeve të elementeve kimike - Hipermarketi i njohurive

Shpërndarja e elektroneve mbi AO të ndryshme quhet konfigurimi elektronik i një atomi. Konfigurimi elektronik i energjisë më të ulët korrespondon me gjendje themelore atom, referohen konfigurimet e mbetura gjendjet e emocionuara.

Konfigurimi elektronik i një atomi përshkruhet në dy mënyra - në formën e formulave elektronike dhe diagrameve të difraksionit të elektroneve. Gjatë shkrimit të formulave elektronike, përdoren numrat kuantikë kryesorë dhe orbitalë. Nënniveli caktohet duke përdorur numrin kuantik kryesor (numrin) dhe numrin kuantik orbital (gërmën përkatëse). Numri i elektroneve në një nënnivel karakterizohet nga mbishkrimi. Për shembull, për gjendjen bazë të atomit të hidrogjenit formula elektronike është: 1 s 1 .

Struktura e niveleve elektronike mund të përshkruhet më plotësisht duke përdorur diagramet e difraksionit të elektroneve, ku shpërndarja ndërmjet nënniveleve përfaqësohet në formën e qelizave kuantike. Në këtë rast, orbitalja përshkruhet në mënyrë konvencionale si një katror me një përcaktim nënnivel pranë tij. Nënnivelet në çdo nivel duhet të kompensohen paksa në lartësi, pasi energjia e tyre është paksa e ndryshme. Elektronet përfaqësohen me shigjeta ose ↓ në varësi të shenjës së numrit kuantik spin. Diagrami i difraksionit elektronik të një atomi hidrogjeni:

Parimi i ndërtimit të konfigurimeve elektronike të atomeve me shumë elektrone është shtimi i protoneve dhe elektroneve në atomin e hidrogjenit. Shpërndarja e elektroneve nëpër nivelet dhe nënnivelet e energjisë i nënshtrohet rregullave të diskutuara më parë: parimi i energjisë më të vogël, parimi Pauli dhe rregulli i Hundit.

Duke marrë parasysh strukturën e konfigurimeve elektronike të atomeve, të gjithë elementët e njohur, në përputhje me vlerën e numrit kuantik orbital të nënnivelit të fundit të mbushur, mund të ndahen në katër grupe: s- elementet, fq- elementet, d- elementet, f-elemente.

Në një atom heliumi He (Z=2) elektroni i dytë zë 1 s-orbitale, formula e saj elektronike: 1 s 2. Diagrami i difraksionit të elektroneve:

Heliumi përfundon periudhën e parë më të shkurtër të Tabelës Periodike të Elementeve. Konfigurimi elektronik i heliumit shënohet me .

Periudha e dytë hapet nga litiumi Li (Z=3), formula e tij elektronike:
Diagrami i difraksionit të elektroneve:

Më poshtë janë diagramet e thjeshtuara të difraksionit të elektroneve të atomeve të elementeve, orbitalet e të cilëve me të njëjtin nivel energjie ndodhen në të njëjtën lartësi. Nënnivelet e brendshme, të mbushura plotësisht nuk shfaqen.

Pas litiumit vjen beriliumi Be (Z=4), në të cilin një elektron shtesë popullon 2 s-orbitale. Formula elektronike e Be: 2 s 2

Në gjendjen bazë, elektroni vijues i borit B (z=5) zë 2 r-orbitale, V:1 s 2 2s 2 2fq 1 ; diagrami i difraksionit të tij elektronik:

Pesë elementët e mëposhtëm kanë konfigurime elektronike:

C (Z=6): 2 s 2 2fq 2 N (Z=7): 2 s 2 2fq 3

O (Z=8): 2 s 2 2fq 4 F (Z=9): 2 s 2 2fq 5

Ne (Z=10): 2 s 2 2fq 6

Konfigurimet elektronike të dhëna përcaktohen nga rregulli i Hundit.

Niveli i parë dhe i dytë i energjisë i neonit janë mbushur plotësisht. Le të shënojmë konfigurimin e tij elektronik dhe do ta përdorim në të ardhmen për shkurtimisht në shkrimin e formulave elektronike të atomeve të elementeve.

Natriumi Na (Z=11) dhe Mg (Z=12) hapin periodën e tretë. Elektronet e jashtme zënë 3 s-orbitale:

Na (Z=11): 3 s 1

Mg (Z=12): 3 s 2

Më pas, duke filluar nga alumini (Z=13), mbushni 3 r-nënnivel. Periudha e tretë përfundon me argon Ar (Z=18):

Al (Z=13): 3 s 2 3fq 1

Ar (Z=18): 3 s 2 3fq 6

Elementet e periudhës së tretë ndryshojnë nga elementët e të dytës në atë që kanë 3 të lirë d-orbitalet që mund të marrin pjesë në formimin e një lidhjeje kimike. Kjo shpjegon gjendjet e valencës të shfaqura nga elementët.

Në periudhën e katërt, në përputhje me rregullën ( n+l), kaliumi K (Z=19) dhe kalciumi Ca (Z=20) kanë 4 elektrone s-Nënniveli, jo 3 d. Duke filluar nga skandiumi Sc (Z=21) dhe duke përfunduar me zink Zn (Z=30), duke mbushur 3 d-Nënniveli:

Formulat elektronike d-elementet mund të paraqiten në formë jonike: nënnivelet renditen në rend rritës të numrit kuantik kryesor dhe në një konstante n– sipas rendit të rritjes së numrit kuantik orbital. Për shembull, për Zn një hyrje e tillë do të dukej kështu:
Të dyja këto hyrje janë ekuivalente, por formula e zinkut e dhënë më parë pasqyron saktë rendin në të cilin janë mbushur nënnivelet.

Në rreshtin 3 d-elementet në kromin Cr (Z=24) ka një devijim nga rregulli ( n+l). Në përputhje me këtë rregull, konfigurimi Cr duhet të duket si ky:
Është vërtetuar se konfigurimi i tij aktual është
Ky efekt nganjëherë quhet "zhytje" e elektroneve. Efekte të tilla shpjegohen me gjysmën e rritjes së rezistencës ( fq 3 , d 5 , f 7) dhe plotësisht ( fq 6 , d 10 , f 14) nënnivele të mbushura.

Devijimet nga rregulli ( n+l) vërehen edhe në elementë të tjerë (Tabela 2). Kjo është për shkak të faktit se me rritjen e numrit kuantik kryesor, diferencat midis energjive të nënniveleve zvogëlohen.

Më pas vjen mbushja 4 fq-nënniveli (Ga - Kr). Periudha e katërt përmban vetëm 18 elementë. Mbushja 5 ndodh në të njëjtën mënyrë s-, 4d- dhe 5 fq- nënnivele prej 18 elementësh të periudhës së pestë. Vini re se energjia është 5 s- dhe 4 d-Nënnivelet janë shumë afër dhe elektroni me 5 s-Nënnivelet mund të lëvizin lehtësisht në 4 d-nënnivel. Në 5 s-Nënniveli Nb, Mo, Tc, Ru, Rh, Ag ka vetëm një elektron. Në gjendjen bazë 5 s-Nënniveli Pd nuk plotësohet. Vërehet një "dështim" i dy elektroneve.

Tabela 2

Përjashtimet nga ( n+l) – rregullat për 86 elementët e parë

Në periudhën e gjashtë pas plotësimit të 6 s-nënniveli i ceziumit Cs (Z=55) dhe bariumit Ba (Z=56) elektroni pasardhës, sipas rregullit ( n+l), duhet të marrë 4 f-nënnivel. Megjithatë, në lantanin La (Z=57) elektroni shkon në 5 d-nënnivel. Gjysmë e mbushur (4 f 7) 4f-Nënniveli ka rritur stabilitetin, kështu që gadolinium ka Gd (Z=64), pranë europiumit Eu (Z=63), me 4 f- nënniveli ruan të njëjtin numër elektronesh (7), dhe një elektron i ri arrin në 5 d-nënnivel, duke thyer rregullin ( n+l). Në terbium Tb (Z=65) elektroni tjetër zë 4 f-nënnivel dhe ndodh kalimi i elektronit nga 5 d-Nënniveli (konfigurimi 4 f 9 6s 2). Mbushja 4 f-nënniveli përfundon në yterbium Yb (Z=70). Elektroni tjetër i atomit të lutetiumit Lu zë 5 d-nënnivel. Konfigurimi i tij elektronik ndryshon nga ai i atomit të lantanumit vetëm në atë që është plotësisht i mbushur 4 f-nënnivel.

Aktualisht, në Tabelën Periodike të Elementeve D.I. Mendeleev nën skandiumin Sc dhe ittrium Y nganjëherë vendosen lutetium (dhe jo lantanum) si i pari d-element, dhe të 14 elementët përpara tij, përfshirë lantanin, vendosen në një grup të veçantë lantanide përtej Tabelës Periodike të Elementeve.

Vetitë kimike të elementeve përcaktohen kryesisht nga struktura e niveleve të jashtme elektronike. Ndryshimi në numrin e elektroneve në të tretën jashtë 4 f-Nënniveli ka pak ndikim në vetitë kimike të elementeve. Prandaj të gjitha 4 f-elementet janë të ngjashëm në vetitë e tyre. Më pas në periudhën e gjashtë ndodh mbushja e 5 d-Nënnivel (Hf – Hg) dhe 6 fq-nënniveli (Tl – Rn).

Në periudhën e shtatë 7 s-Nënniveli është i mbushur me francium Fr (Z=87) dhe radium Ra (Z=88). Anemona e detit shfaq një devijim nga rregulli ( n+l), dhe elektroni tjetër popullon 6 d-Nënniveli, jo 5 f. Më pas vjen një grup elementësh (Th - Jo) me një mbushje 5 f-nënnivele që formojnë një familje aktinidet. Vini re se 6 d- dhe 5 f- nënnivelet kanë energji aq të afërta saqë konfigurimi elektronik i atomeve të aktinideve shpesh nuk i bindet rregullit ( n+l). Por në këtë rast vlera e saktë e konfigurimit është 5 f T 5d m nuk është aq e rëndësishme, pasi ka një efekt mjaft të dobët në vetitë kimike të elementit.

Në lawrencium Lr (Z=103), një elektron i ri arrin në 6 d-nënnivel. Ky element ndonjëherë vendoset nën lutetium në Tabelën Periodike. Periudha e shtatë nuk ka përfunduar. Elementet 104 – 109 janë të paqëndrueshëm dhe vetitë e tyre janë pak të njohura. Kështu, ndërsa ngarkesa e bërthamës rritet, struktura të ngjashme elektronike të niveleve të jashtme përsëriten periodikisht. Në këtë drejtim, duhet të priten edhe ndryshime periodike në vetitë e ndryshme të elementeve.

Ndryshimi periodik në vetitë e atomeve të elementeve kimike

Vetitë kimike të atomeve të elementeve manifestohen nga bashkëveprimi i tyre. Llojet e konfigurimeve të niveleve të jashtme të energjisë së atomeve përcaktojnë tiparet kryesore të sjelljes së tyre kimike.

Karakteristikat e atomit të çdo elementi që përcaktojnë sjelljen e tij në reaksionet kimike janë energjia e jonizimit, afiniteti i elektroneve dhe elektronegativiteti.

Energjia e jonizimit është energjia e nevojshme për të hequr dhe hequr një elektron nga një atom. Sa më e ulët të jetë energjia e jonizimit, aq më e lartë është fuqia reduktuese e atomit. Prandaj, energjia e jonizimit është një masë e fuqisë reduktuese të një atomi.

Energjia e jonizimit e nevojshme për të hequr elektronin e parë quhet energjia e parë e jonizimit I 1 . Energjia e nevojshme për të hequr elektronin e dytë quhet energjia e dytë e jonizimit I 2, etj. Në këtë rast vlen pabarazia e mëposhtme

Unë 1< I 2 < I 3 .

Ndarja dhe largimi i një elektroni nga një atom neutral ndodh më lehtë sesa nga një jon i ngarkuar.

Vlera maksimale e energjisë së jonizimit korrespondon me gazrat fisnikë. Metalet alkaline kanë energjinë minimale të jonizimit.

Brenda një periudhe, energjia e jonizimit ndryshon në mënyrë jomonotone. Fillimisht, zvogëlohet kur lëviz nga elementët s në elementët e parë p. Pastaj rritet në p-elementet pasuese.

Brenda një grupi, me rritjen e numrit atomik të një elementi, energjia e jonizimit zvogëlohet, e cila është për shkak të rritjes së distancës midis nivelit të jashtëm dhe bërthamës.

Afiniteti i elektroneve është energjia (e shënuar me E) që lirohet kur një elektron bashkohet me një atom. Duke pranuar një elektron, atomi bëhet një jon i ngarkuar negativisht. Afiniteti i elektroneve rritet në një periudhë, por, si rregull, zvogëlohet në një grup.

Halogjenët kanë afinitetin më të lartë të elektroneve. Duke shtuar elektronin që mungon për të kompletuar shtresën, ata fitojnë konfigurimin e plotë të një atomi gazi fisnik.

Elektronegativiteti është shuma e energjisë së jonizimit dhe afinitetit të elektroneve

Elektronegativiteti rritet në një periudhë dhe zvogëlohet në një nëngrup.

Atomet dhe jonet nuk kanë kufij të përcaktuar rreptësisht për shkak të natyrës valore të elektronit. Prandaj, rrezet e atomeve dhe joneve përcaktohen në mënyrë konvencionale.

Rritja më e madhe e rrezes së atomeve vërehet në elementë të periudhave të vogla, në të cilat mbushet vetëm niveli i jashtëm i energjisë, i cili është tipik për elementët s dhe p. Për elementët d dhe f, vërehet një rritje më e butë e rrezes me rritjen e ngarkesës bërthamore.

Brenda një nëngrupi, rrezja e atomeve rritet me rritjen e numrit të niveleve të energjisë.

Problemi 1. Shkruani konfigurimet elektronike të elementeve të mëposhtëm: N, Si

, F e, Kr, Te, W.

Zgjidhje. Energjia e orbitaleve atomike rritet në rendin e mëposhtëm:

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

Çdo shtresë s (një orbitale) mund të përmbajë jo më shumë se dy elektrone, guaska p (tre orbitale) - jo më shumë se gjashtë, guaska d (pesë orbitale) - jo më shumë se 10, dhe guaska f ( shtatë orbitale) - jo më shumë se 14.

Në gjendjen bazë të një atomi, elektronet zënë orbitalet me energjinë më të ulët. Numri i elektroneve është i barabartë me ngarkesën e bërthamës (atomi në tërësi është neutral) dhe numri atomik të elementit. Për shembull, një atom azoti ka 7 elektrone, dy prej të cilave janë në orbitalën 1s, dy në orbitalën 2s dhe tre elektronet e mbetura në orbitalën 2p. Konfigurimi elektronik i atomit të azotit:

14 7 N: 1s 2 2s 2 2p 3. Konfigurimet elektronike të elementeve të mbetura:

Si: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2, 26 F e

: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 6, 36 K

r: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 3p 6 , 52 Te

: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 3p 6 5s 2 4d 10 5p 4, 74 Te

: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 3p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 4f 14 5d 4 . Problemi 2

. Cili gaz inert dhe cili jone element kanë të njëjtin konfigurim elektronik si grimca që rezulton nga heqja e të gjitha elektroneve valente nga një atom kalciumi? Zgjidhje. Predha elektronike e atomit të kalciumit ka strukturën 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2. Kur hiqen dy elektrone valente, formohet një jon Ca 2+ me konfigurimin 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6. Atomi ka të njëjtin konfigurim elektronik Ar

dhe jonet S 2-, Cl -, K +, Sc 3+, etj. Problemi 3

Zgjidhje. Konfigurimi elektronik i atomit të aluminit është: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1. Joni Al 3+ formohet nga heqja e tre elektroneve valente nga një atom alumini dhe ka konfigurimin elektronik 1s 2 2s 2 2p 6 .

a) elektronet janë tashmë në orbitalin 2p;

b) në përputhje me kufizimet e vendosura në numrin kuantik l (l = 0, 1,…n -1), me n = 1 është e mundur vetëm vlera l = 0, prandaj, orbitalja 1p nuk ekziston;

c) elektronet mund të jenë në orbitalin 3d nëse joni është në gjendje të ngacmuar.

Detyra 4. Shkruani konfigurimin elektronik të atomit të neonit në gjendjen e parë të ngacmuar.

Zgjidhje. Konfigurimi elektronik i atomit të neonit në gjendjen bazë është 1s 2 2s 2 2p 6. Gjendja e parë e ngacmuar fitohet nga kalimi i një elektroni nga orbitalja e zënë më e lartë (2p) në orbitalën më të ulët të papushtuar (3s). Konfigurimi elektronik i atomit të neonit në gjendjen e parë të ngacmuar është 1s 2 2s 2 2p 5 3s 1.

Problemi 5. Cila është përbërja e bërthamave të izotopeve 12 C dhe 13 C, 14 N dhe 15 N?

Zgjidhje. Numri i protoneve në bërthamë është i barabartë me numrin atomik të elementit dhe është i njëjtë për të gjithë izotopet e një elementi të caktuar. Numri i neutroneve është i barabartë me numrin e masës (treguar majtas lart të numrit të elementit) minus numrin e protoneve. Izotope të ndryshme të të njëjtit element kanë numër të ndryshëm neutronesh.

Përbërja e bërthamave të treguara:

12 C: 6p + 6n; 13 C: 6p + 7n; 14 N: 7p + 7n; 15 N: 7p + 8n.

Konfigurimi elektronik i një atomi është një paraqitje numerike e orbitaleve të tij elektronike. Orbitalet e elektroneve janë rajone me forma të ndryshme të vendosura rreth bërthamës atomike në të cilat është matematikisht e mundshme që të gjendet një elektron. Konfigurimi elektronik ndihmon shpejt dhe me lehtësi t'i tregojë lexuesit se sa orbitale elektronike ka një atom, si dhe të përcaktojë numrin e elektroneve në secilën orbitale. Pas leximit të këtij artikulli, do të zotëroni metodën e hartimit të konfigurimeve elektronike.

Hapat

Shpërndarja e elektroneve duke përdorur sistemin periodik të D. I. Mendeleev

Gjeni numrin atomik të atomit tuaj.Çdo atom ka një numër të caktuar elektronesh të lidhur me të. Gjeni simbolin e atomit tuaj në tabelën periodike. Numri atomik është një numër i plotë pozitiv që fillon me 1 (për hidrogjenin) dhe rritet me një për çdo atom pasues. Numri atomik është numri i protoneve në një atom, dhe për këtë arsye është edhe numri i elektroneve të një atomi me ngarkesë zero.

Përcaktoni ngarkesën e një atomi. Atomet neutrale do të kenë të njëjtin numër elektronesh siç tregohet në tabelën periodike. Megjithatë, atomet e ngarkuara do të kenë pak a shumë elektrone, në varësi të madhësisë së ngarkesës së tyre. Nëse jeni duke punuar me një atom të ngarkuar, shtoni ose zbritni elektrone si më poshtë: shtoni një elektron për çdo ngarkesë negative dhe zbritni një për çdo ngarkesë pozitive.

• Për shembull, një atom natriumi me ngarkesë -1 do të ketë një elektron shtesë përveç kësaj në numrin e tij atomik bazë 11. Me fjalë të tjera, atomi do të ketë gjithsej 12 elektrone.
• Nëse po flasim për një atom natriumi me ngarkesë +1, një elektron duhet të zbritet nga numri bazë atomik 11. Kështu, atomi do të ketë 10 elektrone.

1. Mos harroni listën bazë të orbitaleve. Ndërsa numri i elektroneve në një atom rritet, ato mbushin nënnivele të ndryshme të shtresës elektronike të atomit sipas një sekuence specifike. Çdo nënnivel i shtresës elektronike, kur mbushet, përmban një numër çift elektronesh. Nënnivelet e mëposhtme janë në dispozicion:

   Kuptoni shënimin e konfigurimit elektronik. Konfigurimet e elektroneve janë shkruar për të treguar qartë numrin e elektroneve në secilën orbitale. Orbitalet shkruhen në mënyrë sekuenciale, me numrin e atomeve në secilën orbitale të shkruar si një mbishkrim në të djathtë të emrit të orbitës. Konfigurimi elektronik i përfunduar merr formën e një sekuence emërtimesh dhe mbishkrimesh nënnivele.

   • Këtu, për shembull, është konfigurimi elektronik më i thjeshtë: 1s 2 2s 2 2p 6 . Ky konfigurim tregon se ka dy elektrone në nënnivelin 1s, dy elektrone në nënnivelin 2s dhe gjashtë elektrone në nënnivelin 2p. 2 + 2 + 6 = 10 elektrone gjithsej. Ky është konfigurimi elektronik i një atomi neoni neutral (numri atomik i neonit është 10).

2. Mbani mend rendin e orbitaleve. Mbani në mend se orbitalet e elektroneve numërohen në rend të rritjes së numrit të shtresës elektronike, por të renditura sipas renditjes në rritje të energjisë. Për shembull, një orbital 4s 2 i mbushur ka energji më të ulët (ose më pak lëvizshmëri) sesa një orbital 3d 10 i mbushur ose i mbushur pjesërisht, kështu që orbitalja 4s shkruhet e para. Pasi të dini rendin e orbitaleve, mund t'i plotësoni lehtësisht sipas numrit të elektroneve në atom. Rendi i mbushjes së orbitaleve është si më poshtë: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p.

   • Konfigurimi elektronik i një atomi në të cilin janë mbushur të gjitha orbitalet do të jetë si më poshtë: 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 5p 6 14 6d 10 7p 6
   • Vini re se hyrja e mësipërme, kur të gjitha orbitalet janë të mbushura, është konfigurimi elektronik i elementit Uuo (ununoctium) 118, atomi me numrin më të lartë në tabelën periodike. Prandaj, ky konfigurim elektronik përmban të gjitha nënnivelet elektronike të njohura aktualisht të një atomi të ngarkuar neutralisht.

3. Plotësoni orbitalet sipas numrit të elektroneve në atomin tuaj. Për shembull, nëse duam të shkruajmë konfigurimin elektronik të një atomi neutral të kalciumit, duhet të fillojmë duke kërkuar numrin e tij atomik në tabelën periodike. Numri atomik i tij është 20, kështu që ne do të shkruajmë konfigurimin e një atomi me 20 elektrone sipas rendit të mësipërm.

   • Plotësoni orbitalet sipas rendit të mësipërm derisa të arrini elektronin e njëzetë. Orbitalja e parë 1s do të ketë dy elektrone, orbitalja 2s do të ketë gjithashtu dy, 2p do të ketë gjashtë, 3s do të ketë dy, 3p do të ketë 6 dhe 4s do të ketë 2 (2 + 2 + 6 +2 + 6 + 2 = 20 .) Me fjalë të tjera, konfigurimi elektronik i kalciumit ka formën: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 .
   • Vini re se orbitalet janë të renditura në mënyrë të rritjes së energjisë. Për shembull, kur të jeni gati të kaloni në nivelin e 4-të të energjisë, fillimisht shkruani orbitalën 4s dhe pastaj 3d. Pas nivelit të katërt të energjisë, kaloni në të pestin, ku përsëritet i njëjti rend. Kjo ndodh vetëm pas nivelit të tretë të energjisë.

4. Përdorni tabelën periodike si një sinjal vizual. Ju ndoshta e keni vënë re tashmë se forma e tabelës periodike korrespondon me rendin e nënniveleve të elektroneve në konfigurimin e elektroneve. Për shembull, atomet në kolonën e dytë nga e majta përfundojnë gjithmonë me "s 2", dhe atomet në skajin e djathtë të seksionit të hollë të mesëm përfundojnë gjithmonë me "d 10", etj. Përdorni tabelën periodike si një udhëzues vizual për të shkruar konfigurimet - se si rendi në të cilin shtoni në orbitalet korrespondon me pozicionin tuaj në tabelë. Shihni më poshtë:

   • Në mënyrë të veçantë, dy kolonat në të majtë përmbajnë atome, konfigurimet elektronike të të cilëve përfundojnë në orbitale s, blloku i djathtë i tabelës përmban atome konfigurimet e të cilëve përfundojnë me orbitale p dhe gjysma e poshtme përmban atome që përfundojnë me f orbitale.
   • Për shembull, kur shkruani konfigurimin elektronik të klorit, mendoni kështu: "Ky atom ndodhet në rreshtin e tretë (ose "periudha") të tabelës periodike. Ai ndodhet gjithashtu në grupin e pestë të bllokut orbital p. të tabelës periodike, pra, konfigurimi i tij elektronik do të përfundojë me ..3p 5
   • Vini re se elementet në rajonin orbital d dhe f të tabelës karakterizohen nga nivele energjie që nuk korrespondojnë me periudhën në të cilën ndodhen. Për shembull, rreshti i parë i një blloku elementësh me orbitale d korrespondon me orbitalet 3d, megjithëse ndodhet në periudhën e 4-të, dhe rreshti i parë i elementeve me orbitale f korrespondon me një orbitale 4f, pavarësisht se është në të 6-tën. periudhë.

5. Mësoni shkurtesat për shkrimin e konfigurimeve të gjata të elektroneve. Atomet në skajin e djathtë të tabelës periodike quhen gazet fisnike. Këta elementë janë kimikisht shumë të qëndrueshëm. Për të shkurtuar procesin e shkrimit të konfigurimeve të gjata të elektroneve, thjesht shkruani simbolin kimik të gazit fisnik më të afërt me më pak elektrone se atomi juaj në kllapa katrore dhe më pas vazhdoni të shkruani konfigurimin elektronik të niveleve orbitale pasuese. Shihni më poshtë:

   • Për të kuptuar këtë koncept, do të jetë e dobishme të shkruani një shembull konfigurimi. Le të shkruajmë konfigurimin e zinkut (numri atomik 30) duke përdorur shkurtesën që përfshin gazin fisnik. Konfigurimi i plotë i zinkut duket si ky: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10. Megjithatë, ne shohim se 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 është konfigurimi elektronik i argonit, një gaz fisnik. Thjesht zëvendësoni një pjesë të konfigurimit elektronik për zink me simbolin kimik për argonin në kllapa katrore (.)
   • Pra, konfigurimi elektronik i zinkut, i shkruar në formë të shkurtuar, ka formën: 4s 2 3d 10 .
   • Ju lutemi vini re se nëse jeni duke shkruar konfigurimin elektronik të një gazi fisnik, të themi argoni, nuk mund ta shkruani atë! Duhet të përdoret shkurtesa për gazin fisnik që i paraprin këtij elementi; për argonin do të jetë neoni ().

   Përdorimi i tabelës periodike ADOMAH

   1. Zotëroni tabelën periodike ADOMAH. Kjo metodë e regjistrimit të konfigurimit elektronik nuk kërkon memorizim, por kërkon një tabelë periodike të modifikuar, pasi në tabelën periodike tradicionale, duke filluar nga periudha e katërt, numri i periudhës nuk korrespondon me shtresën elektronike. Gjeni tabelën periodike ADOMAH - një lloj i veçantë i tabelës periodike të zhvilluar nga shkencëtari Valery Zimmerman. Është e lehtë për tu gjetur me një kërkim të shkurtër në internet.

      • Në tabelën periodike ADOMAH, rreshtat horizontale përfaqësojnë grupe elementësh si halogjenët, gazrat fisnikë, metalet alkaline, metalet alkaline tokësore, etj. Kolonat vertikale korrespondojnë me nivelet elektronike, dhe të ashtuquajturat "kaskada" (vijat diagonale që lidhin blloqet s, p, d dhe f) korrespondojnë me periudha.
      • Heliumi lëviz drejt hidrogjenit sepse të dy këta elementë karakterizohen nga një orbitale 1s. Blloqet e pikës (s, p, d dhe f) tregohen në anën e djathtë, dhe numrat e nivelit janë dhënë në fund. Elementet paraqiten në kutitë me numër 1 deri në 120. Këta numra janë numra atomikë të zakonshëm, të cilët përfaqësojnë numrin e përgjithshëm të elektroneve në një atom neutral.

   2. Gjeni atomin tuaj në tabelën ADOMAH. Për të shkruar konfigurimin elektronik të një elementi, kërkoni simbolin e tij në tabelën periodike ADOMAH dhe kryqëzoni të gjithë elementët me një numër atomik më të lartë. Për shembull, nëse duhet të shkruani konfigurimin elektronik të erbiumit (68), kaloni të gjithë elementët nga 69 në 120.

      • Vini re numrat 1 deri në 8 në fund të tabelës. Këto janë numra të niveleve elektronike, ose numra kolonash. Injoroni kolonat që përmbajnë vetëm artikuj të gërmuar. Për erbiumin mbeten kolonat me numër 1,2,3,4,5 dhe 6.

   3. Numëroni nënnivelet orbitale deri në elementin tuaj. Duke parë simbolet e bllokut të paraqitur në të djathtë të tabelës (s, p, d, dhe f) dhe numrat e kolonave të paraqitura në bazë, injoroni linjat diagonale midis blloqeve dhe ndani kolonat në blloqe kolonash, duke i renditur ato sipas renditjes. nga poshtë lart. Përsëri, injoroni blloqet që kanë të gjithë elementët të kryqëzuar. Shkruani blloqet e kolonave duke filluar nga numri i kolonës të ndjekur nga simboli i bllokut, pra: 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 6s (për erbium).

      • Ju lutemi vini re: Konfigurimi elektronik i mësipërm i Er është shkruar në rend rritës të numrit të nënnivelit të elektroneve. Mund të shkruhet edhe sipas radhës së mbushjes së orbitaleve. Për ta bërë këtë, ndiqni kaskadat nga poshtë lart, në vend të kolonave, kur shkruani blloqe kolonash: 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. Numëroni elektronet për çdo nënnivel elektronik. Numëroni elementet në çdo bllok kolone që nuk janë gërmuar, duke bashkangjitur një elektron nga secili element dhe shkruani numrin e tyre pranë simbolit të bllokut për çdo bllok kolone kështu: 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 . Në shembullin tonë, ky është konfigurimi elektronik i erbiumit.

   5. Kini parasysh konfigurimet e gabuara elektronike. Ekzistojnë tetëmbëdhjetë përjashtime tipike që lidhen me konfigurimet elektronike të atomeve në gjendjen më të ulët të energjisë, të quajtur edhe gjendja e energjisë tokësore. Ata nuk i binden rregullit të përgjithshëm vetëm për dy ose tre pozicionet e fundit të zëna nga elektronet. Në këtë rast, konfigurimi aktual elektronik supozon se elektronet janë në një gjendje me një energji më të ulët në krahasim me konfigurimin standard të atomit. Atomet e përjashtimit përfshijnë:

      • Kr(..., 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) dhe Cm(..., 5f7, 6d1, 7s2).
      • Për të gjetur numrin atomik të një atomi kur shkruhet në formë konfigurimi elektronik, thjesht mblidhni të gjithë numrat që pasojnë shkronjat (s, p, d dhe f). Kjo funksionon vetëm për atomet neutrale, nëse keni të bëni me një jon nuk do të funksionojë - do t'ju duhet të shtoni ose zbrisni numrin e elektroneve shtesë ose të humbura.
      • Numri pas shkronjës është një mbishkrim, mos bëni gabim në test.
      • Nuk ka një stabilitet të nënnivelit "gjysmë të plotë". Ky është një thjeshtësim. Çdo stabilitet që i atribuohet nënnivelet "gjysmë të mbushura" ndodh sepse secila orbitale është e zënë nga një elektron, kështu që zmbrapsja midis elektroneve minimizohet.
      • Çdo atom tenton në një gjendje të qëndrueshme dhe konfigurimet më të qëndrueshme kanë nënnivelet s dhe p të mbushura (s2 dhe p6). Gazet fisnike kanë këtë konfigurim, kështu që ata rrallë reagojnë dhe ndodhen në të djathtë në tabelën periodike. Prandaj, nëse një konfigurim përfundon në 3p 4, atëherë i duhen dy elektrone për të arritur një gjendje të qëndrueshme (për të humbur gjashtë, duke përfshirë elektronet e nënnivelit s, kërkohet më shumë energji, kështu që humbja e katër është më e lehtë). Dhe nëse konfigurimi përfundon në 4d 3, atëherë për të arritur një gjendje të qëndrueshme duhet të humbasë tre elektrone. Përveç kësaj, nënnivelet gjysmë të mbushura (s1, p3, d5..) janë më të qëndrueshme se, për shembull, p4 ose p2; megjithatë, s2 dhe p6 do të jenë edhe më të qëndrueshme.
      • Kur keni të bëni me një jon, kjo do të thotë se numri i protoneve nuk është i barabartë me numrin e elektroneve. Ngarkesa e atomit në këtë rast do të përshkruhet në krye të djathtë (zakonisht) të simbolit kimik. Prandaj, një atom antimoni me ngarkesë +2 ka konfigurimin elektronik 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 1 . Vini re se 5p 3 ka ndryshuar në 5p 1 . Kini kujdes kur konfigurimi i atomit neutral përfundon në nënnivele të ndryshme nga s dhe p. Kur hiqni elektronet, mund t'i merrni ato vetëm nga orbitalet e valencës (orbitalet s dhe p). Prandaj, nëse konfigurimi përfundon me 4s 2 3d 7 dhe atomi merr një ngarkesë prej +2, atëherë konfigurimi do të përfundojë me 4s 0 3d 7. Ju lutemi vini re se 3d 7 Jo ndryshimet, elektronet nga orbitalja s humbasin në vend të tyre.
      • Ka kushte kur një elektron detyrohet të "lëvizë në një nivel më të lartë energjie". Kur një nënnivel i mungon një elektron për të qenë gjysmë ose i plotë, merrni një elektron nga nënniveli më i afërt s ose p dhe zhvendoseni në nënnivelin që ka nevojë për elektronin.
      • Ekzistojnë dy mundësi për regjistrimin e konfigurimit elektronik. Ato mund të shkruhen në rend rritës të numrave të nivelit të energjisë ose në rendin e mbushjes së orbitaleve të elektroneve, siç u tregua më lart për erbiumin.
      • Ju gjithashtu mund të shkruani konfigurimin elektronik të një elementi duke shkruar vetëm konfigurimin e valencës, i cili përfaqëson nënnivelin e fundit s dhe p. Kështu, konfigurimi i valencës së antimonit do të jetë 5s 2 5p 3.
      • Jonet nuk janë të njëjta. Është shumë më e vështirë me ta. Kapërceni dy nivele dhe ndiqni të njëjtin model në varësi të vendit ku keni filluar dhe sa i madh është numri i elektroneve.

Leksioni 2. Konfigurimi elektronik i një elementi

Në fund të leksionit të fundit, bazuar në rregullat e Klechkovsky, ne ndërtuam rendin e mbushjes së nënniveleve të energjisë me elektrone.

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 5d1 4f14 5d9 6p6 7s2 6d1 5f14 6d9 7p6 …

Shpërndarja e elektroneve të një atomi nëpër nënnivele të energjisë quhet konfigurim elektronik. Para së gjithash, kur shikoni rreshtin e mbushjes, bie në sy një model i caktuar periodiciteti.

Mbushja e orbitaleve energjetike me elektrone në gjendjen bazë të një atomi ndjek parimin e energjisë më të vogël: së pari, mbushen orbitalet më të favorshme të ulëta, dhe më pas orbitalet me shtrirje më të lartë sipas renditjes së mbushjes.

Le të analizojmë sekuencën e mbushjes.

Nëse një atom përmban saktësisht 1 elektron, ai bie në pozicionin më të ulët 1s-AO (AO - orbital atomike). Rrjedhimisht, konfigurimi elektronik që rezulton mund të përfaqësohet me shënimin 1s1 ose grafikisht (Shih më poshtë - shigjeta në katror).

Nuk është e vështirë të kuptohet se nëse ka më shumë se një elektron në një atom, ato zënë në mënyrë sekuenciale fillimisht 1s, pastaj 2s dhe në fund kalojnë në nënnivelin 2p. Sidoqoftë, tashmë për gjashtë elektrone (një atom karboni në gjendjen bazë), lindin dy mundësi: mbushja e nënnivelit 2p me dy elektrone me të njëjtin spin ose me atë të kundërt.

Le të japim një analogji të thjeshtë: supozojmë se orbitalet atomike janë një lloj "dhome" për "qiramarrësit", të cilat luhen nga elektronet. Është e njohur nga praktika se banorët preferojnë, nëse është e mundur, të zënë çdo dhomë të veçantë, në vend që të jenë të mbushur me njerëz në një.

Sjellje e ngjashme është tipike për elektronet, e cila reflektohet në rregullin e Hundit:

Rregulli i Hundit: gjendja e qëndrueshme e atomit korrespondon me një shpërndarje të tillë të elektroneve brenda nënnivelit të energjisë në të cilin spin-i total është maksimal.

Gjendja e atomit me energji minimale quhet gjendja bazë, dhe të gjitha të tjerat quhen gjendje të ngacmuara të atomit.

Leksioni 2. Konfigurimi elektronik

Atomet e elementeve të periudhave I dhe II

Pastaj, bazuar në rregullin e Hundit, për azotin gjendja bazë supozon praninë e tre elektroneve p të paçiftuara (konfigurimi elektronik ...2p3). Në atomet e oksigjenit, fluorit dhe neonit, elektronet çiftëzohen në mënyrë sekuenciale dhe nënniveli 2p është i mbushur.

Ju lutemi vini re se periudha e tretë e Tabelës Periodike fillon me atomin e natriumit,

konfigurimi i të cilit (11 Na ... 3s1) është shumë i ngjashëm me konfigurimin e litiumit (3 Li ... 2s1)

përveç se numri kuantik kryesor n është tre, jo dy.

Mbushja e nënniveleve të energjisë me elektrone në atomet e elementeve të periudhës III është saktësisht e njëjtë me atë të vërejtur për elementët e periudhës II: atomi i magnezit përfundon duke mbushur nënnivelin 3s, pastaj elektronet nga alumini në argon vendosen me radhë në 3p. nënniveli sipas rregullit të Hundit: së pari, elektronet individuale vendosen në AO ( Al, Si, P), pastaj çiftohen.

Atomet e elementeve të periudhës III

Leksioni 2. Konfigurimi elektronik

Periudha e katërt e Tabelës Periodike fillon me mbushjen e nënnivelit 4s në atomet e kaliumit dhe kalciumit me elektrone. Siç del nga rendi i mbushjes, më pas vjen radha e orbitaleve 3d.

Kështu, mund të konkludojmë se mbushja e d-AO me elektrone është "vonë" me 1 periudhë: në periudhën IV mbushen 3(!) d-nënnivele).

Pra, nga Sc në Zn nënniveli 3d mbushet me elektrone (10 elektrone), pastaj nga Ga në Kr mbushet nënniveli 4p.

Atomet e elementeve të periudhës IV

Mbushja e nënniveleve të energjisë në atomet e elementeve të periudhës V me elektrone është saktësisht e ngjashme me atë të vërejtur për elementët e periudhës IV

(ndajeni vetë)

Në periudhën e gjashtë, nënniveli 6s fillimisht mbushet me elektrone (atome 55 Cs dhe

56 Ba), dhe më pas një elektron ndodhet në orbitalin 5d të lantanumit (57 La 6s2 5d1).

Për 14 elementët e ardhshëm (nga 58 në 71), nënniveli 4f është i mbushur, d.m.th. mbushja e f-orbitaleve është “vonë” me 2 perioda, ndërsa elektroni në nënnivelin 5d mbahet. Për shembull, ne duhet të shkruajmë konfigurimin elektronik të ceriumit

58 Ce 6s2 5d 1 4 f 1

Duke filluar nga elementi 72 (72 Hf) dhe deri në 80 (80 Hg), nënniveli 5d "rimbushet".

Rrjedhimisht, konfigurimet elektronike të hafniumit dhe merkurit kanë formën

72 Hf 6s2 5d 1 4 f 14 5d 1 ose hyrja 72 Hf 6s2 4 f 14 5d 2 80 Hg 6s2 5d 1 4 f 14 5d 9 ose 80 Hg 6s2 4 f 14 5d 10 është e pranueshme

Leksioni 2. Konfigurimi elektronik

Në mënyrë të ngjashme, elektronet mbushin nënnivelet e energjisë në atomet e elementeve të periudhës VII.

Përcaktimi i numrave kuantikë nga konfigurimi elektronik

Çfarë janë numrat kuantikë, si u shfaqën dhe pse nevojiten - shih Leksionin 1.

Jepet: regjistrimi i konfigurimit elektronik "3p 4"

Numri kuantik kryesor n është shifra e parë në shënim, d.m.th. "3". n = 3 "3 p4", numri kuantik kryesor;

Numri kuantik anësor (orbital, azimutal) l kodohet nga përcaktimi i shkronjës së nënnivelit. Shkronja p korrespondon me numrin l = 1.

formë reje

l = 1 "3p 4",

"trap"

Shpërndarja e elektroneve brenda një nënniveli sipas parimit Pauli dhe rregullit të Hundit

m Є [-1;+1] – orbitalet janë identike (të degjeneruara) në energjinë = 3, l = 1, m Є [-1;+1] (m = -1);

s = + ½

n = 3, l = 1, m Є [-1;+1] (m = 0); s = + ½n = 3, l = 1, m Є [-1;+1] (m = +1); s = + ½ n = 3, l = 1, m Є [-1;+1] (m = -1);

s = - ½është një grup nënnivelesh të energjisë që marrin pjesë në formimin e lidhjeve kimike me atome të tjera.

Elektronet e vendosura në nivelin e valencës quhen elektrone valente.

Elementet e PSHE ndahen ne 4 grupe

s-elementet. Elektrone të valencës ns x. Dy s-elemente gjenden në fillim të çdo periudhe.

p-elementet. Elektrone të valencës ns 2 np x. Gjashtë p-elemente ndodhen në fund të çdo periudhe (përveç të parës dhe të shtatës).

Leksioni 2. Konfigurimi elektronik

d-elementet. Elektrone të valencës ns 2 (n-1)d x. Dhjetë elementë d formojnë nëngrupe dytësore, duke filluar nga periudha IV dhe ndodhen midis elementeve s dhe p.

f -elemente. Elektrone të valencës ns 2 (n-1)d 1 (n-2)f x. Katërmbëdhjetë elementë f formojnë serinë e lantanidit (4f) dhe aktinidit (5f), të cilat ndodhen poshtë tabelës.

Analoge elektronike- këto janë grimca që karakterizohen nga konfigurime të ngjashme elektronike, d.m.th. shpërndarja e elektroneve ndërmjet nënniveleve.

Për shembull

H 1s1 Li … 2s1 Na … 3s1 K … 4s1

Analogët elektronikë kanë konfigurime të ngjashme elektronike, kështu që vetitë e tyre kimike janë të ngjashme - dhe ato ndodhen në të njëjtin nëngrup të Tabelës Periodike të Elementeve.

"Dështim" elektronik (ose "rrëshqitje" elektronike)

Mekanika kuantike parashikon që gjendja e një grimce ka energjinë më të ulët kur të gjitha nivelet janë plotësisht ose gjysmë të mbushura me elektrone.

Kjo është arsyeja pse për elementët e nëngrupit të kromit(Cr, Mo, W, Sg) dhe elementet e nëngrupit të bakrit(Cu, Ag, Au) ka një lëvizje prej 1 elektroni cs - në nënnivelin d.

24 Cr 4s2 3d4 24 Cr 4s1 3d5 29 Cu 4s2 3d9 29 Cu 4s1 3d10

Ky fenomen quhet "dështim" elektronik dhe duhet mbajtur mend.

Një fenomen i ngjashëm është gjithashtu tipik për elementet f, por kimia e tyre është përtej qëllimit të kursit tonë.

Ju lutemi vini re: për elementët p, zhytja e elektroneve NUK vërehet!

Për ta përmbledhur, duhet të konkludohet se numri i elektroneve në një atom përcaktohet nga përbërja e bërthamës së tij, dhe shpërndarja e tyre (konfigurimi elektronik) përcaktohet nga grupet.

Leksioni 2. Konfigurimi elektronik

numrat kuantikë. Nga ana tjetër, konfigurimi elektronik përcakton vetitë kimike të elementit.

Prandaj, është e qartë se Vetitë e substancave të thjeshta, si dhe vetitë e përbërjeve

elementët varen periodikisht nga madhësia e ngarkesës bërthamore

atom (numri serial).

Ligji periodik

Vetitë themelore të atomeve të elementeve

1. Rrezja atomike - distanca nga qendra e bërthamës deri në nivelin e jashtëm të energjisë. NË

periudha, ndërsa ngarkesa e bërthamës rritet, rrezja e atomit zvogëlohet; në grup,

përkundrazi, me rritjen e numrit të niveleve të energjisë, rrezja e atomit rritet.

Rrjedhimisht, në seritë O2-, F-, Ne, Na+, Mg2+ - rrezja e grimcës zvogëlohet, megjithëse konfigurimi i tyre është i njëjtë 1s2 2s2 2p6.

Për jometalet flasim për rreze kovalente, për metalet - për rrezen metalike, për jonet - për rrezen jonike.

2. Potenciali jonizues është energjia që duhet shpenzuar për shkëputjen nga atomi 1

elektron. Sipas parimit të energjisë më të ulët, së pari hiqet elektroni që është i fundit në okupim (për elementët s dhe p) dhe elektroni i nivelit të jashtëm energjetik (për elementët d dhe f).

Në një periudhë, me rritjen e ngarkesës së bërthamës, rritet potenciali i jonizimit - në fillim të periudhës ekziston një metal alkali me një potencial të ulët jonizimi, në fund të periudhës ekziston një gaz inert. Në grup, potencialet e jonizimit dobësohen.

Energjia e jonizimit, eV

Konfigurimi elektronik i një elementi është një regjistrim i shpërndarjes së elektroneve në atomet e tij nëpër predha, nënpredha dhe orbitale. Konfigurimi elektronik zakonisht shkruhet për atomet në gjendjen e tyre bazë. Konfigurimi elektronik i një atomi në të cilin një ose më shumë elektrone janë në gjendje të ngacmuar quhet konfigurim i ngacmuar. Për të përcaktuar konfigurimin elektronik specifik të një elementi në gjendjen bazë, ekzistojnë tre rregullat e mëposhtme: Rregulli 1: parimi i mbushjes. Sipas parimit të mbushjes, elektronet në gjendjen bazë të një atomi mbushin orbitalet në një sekuencë të rritjes së niveleve të energjisë orbitale. Orbitalet me energji më të ulët mbushen gjithmonë së pari.

Hidrogjen; numri atomik = 1; numri i elektroneve = 1

Ky elektron i vetëm në atomin e hidrogjenit duhet të zërë orbitalën s të shtresës K, pasi ka energjinë më të ulët nga të gjitha orbitalet e mundshme (shih Fig. 1.21). Elektroni në këtë orbitale quhet elektron ls. Hidrogjeni në gjendjen e tij bazë ka një konfigurim elektronik Is1.

Rregulli 2: Parimi i përjashtimit të Paulit. Sipas këtij parimi, çdo orbital mund të përmbajë jo më shumë se dy elektrone, dhe pastaj vetëm nëse ato kanë rrotullime të kundërta (numra spinash të pabarabartë).

Litium; numri atomik = 3; numri i elektroneve = 3

Orbitalja me energji më të ulët është orbitalja 1s. Mund të pranojë vetëm dy elektrone. Këto elektrone duhet të kenë rrotullime të pabarabarta. Nëse shënojmë spin +1/2 me një shigjetë që drejton lart dhe rrotullimin -1/2 me një shigjetë të drejtuar poshtë, atëherë dy elektrone me rrotullime të kundërta (antiparalele) në të njëjtën orbitale mund të paraqiten skematikisht me shënimin (Fig. 1.27)

Dy elektrone me rrotullime identike (paralele) nuk mund të ekzistojnë në një orbitale:

Elektroni i tretë në atomin e litiumit duhet të zërë orbitalën më pas në energji në orbitalën më të ulët, d.m.th. 2b-orbitale. Kështu, litiumi ka një konfigurim elektronik të Is22s1.

Rregulli 3: Rregulli i Hundit. Sipas këtij rregulli, mbushja e orbitaleve të një nëndetëse fillon me elektrone të vetme me rrotullime paralele (shenjë të barabartë) dhe vetëm pasi elektronet e vetme të zënë të gjitha orbitalet, mund të ndodhë mbushja përfundimtare e orbitaleve me çifte elektronesh me rrotullime të kundërta.

Azoti; numri atomik = 7; numri i elektroneve = 7 Azoti ka një konfigurim elektronik prej ls22s22p3. Tre elektronet e vendosura në nënshtresën 2p duhet të vendosen veçmas në secilën prej tre orbitaleve 2p. Në këtë rast, të tre elektronet duhet të kenë spina paralele (Fig. 1.22).

Në tabelë Figura 1.6 tregon konfigurimin elektronik të elementeve me numra atomik nga 1 në 20.

Tabela 1.6. Konfigurimet elektronike të gjendjes tokësore për elementët me numër atomik 1 deri në 20