Konfigurasi elektron suatu atom adalah a. Konfigurasi elektronik atom unsur Tabel Periodik
Konfigurasi elektron suatu unsur adalah catatan distribusi elektron dalam atomnya melintasi kulit, subkulit, dan orbital. Konfigurasi elektronik biasanya ditulis untuk atom-atom dalam keadaan dasarnya. Konfigurasi elektron suatu atom yang satu atau lebih elektronnya berada dalam keadaan tereksitasi disebut konfigurasi tereksitasi. Untuk menentukan konfigurasi elektronik spesifik suatu unsur dalam keadaan dasar, ada tiga aturan berikut: Aturan 1: prinsip pengisian. Menurut prinsip pengisian, elektron dalam keadaan dasar atom mengisi orbital dalam urutan peningkatan tingkat energi orbital. Orbital dengan energi terendah selalu terisi terlebih dahulu.
Hidrogen; nomor atom = 1; jumlah elektron = 1
Elektron tunggal dalam atom hidrogen ini harus menempati orbital s pada kulit K, karena ia mempunyai energi paling rendah dari semua orbital yang mungkin ada (lihat Gambar 1.21). Elektron pada orbital s ini disebut elektron ls. Hidrogen dalam keadaan dasarnya mempunyai konfigurasi elektronik Is1.
Aturan 2: Prinsip eksklusi Pauli. Menurut prinsip ini, orbital apa pun hanya boleh berisi tidak lebih dari dua elektron, dan hanya jika orbital tersebut memiliki spin berlawanan (bilangan spin tidak sama).
Litium; nomor atom = 3; jumlah elektron = 3
Orbital energi terendah adalah orbital 1s. Ia hanya dapat menerima dua elektron. Elektron-elektron ini harus mempunyai spin yang tidak sama. Jika kita menyatakan spin +1/2 dengan panah mengarah ke atas, dan spin -1/2 dengan panah mengarah ke bawah, maka dua elektron dengan spin berlawanan (antiparalel) dalam orbital yang sama dapat direpresentasikan secara skematis dengan notasi (Gbr. 1.27 )
Dua elektron dengan spin identik (paralel) tidak dapat berada dalam satu orbital:
Elektron ketiga dalam atom litium harus menempati orbital yang energinya berikutnya ke orbital terendah, yaitu. 2b-orbital. Jadi, litium memiliki konfigurasi elektronik Is22s1.
Aturan 3: aturan Hund. Menurut aturan ini, pengisian orbital satu subkulit dimulai dengan elektron tunggal dengan spin paralel (tanda sama dengan), dan hanya setelah elektron tunggal menempati semua orbital, pengisian akhir orbital dengan pasangan elektron dengan spin berlawanan dapat terjadi.
Nitrogen; nomor atom = 7; jumlah elektron = 7 Nitrogen memiliki konfigurasi elektron ls22s22p3. Tiga elektron yang terletak pada subkulit 2p harus ditempatkan sendiri-sendiri pada masing-masing tiga orbital 2p. Dalam hal ini, ketiga elektron harus memiliki spin paralel (Gbr. 1.22).
Di meja Gambar 1.6 menunjukkan konfigurasi elektronik unsur-unsur dengan nomor atom 1 sampai 20.
Tabel 1.6. Konfigurasi elektronik keadaan dasar unsur dengan nomor atom 1 sampai 20
Susunan elektron melintasi tingkat energi dan orbital disebut konfigurasi elektron. Konfigurasi tersebut dapat digambarkan dalam bentuk rumus elektron, dimana angka di depan menunjukkan jumlah tingkat energi, kemudian huruf menunjukkan sublevel, dan di kanan atas huruf menunjukkan jumlah elektron pada tingkat energi tersebut. subtingkat. Jumlah angka terakhir sesuai dengan muatan positif inti atom. Misalnya, rumus elektronik belerang dan kalsium akan berbentuk sebagai berikut: S (+ 16) - ls22s22p63s23p\ Ca (+ 20) - ls22s22p63s23p64s2. Pengisian level elektronik dilakukan sesuai dengan prinsip energi terendah: keadaan elektron paling stabil dalam suatu atom sesuai dengan keadaan dengan nilai minimum energi. Oleh karena itu, lapisan dengan nilai terendah energi. Ilmuwan Soviet V. Klechkovsky menetapkan bahwa energi elektron meningkat seiring dengan bertambahnya jumlah bilangan kuantum utama dan orbital (n + /)> oleh karena itu, pengisian lapisan elektronik terjadi dalam urutan peningkatan jumlah bilangan utama. dan bilangan kuantum orbital. Jika untuk dua sublevel jumlah (n -f1) sama, maka sublevel dengan n terkecil dan l9 terbesar diisi terlebih dahulu, lalu sublevel dengan n lebih besar dan L lebih kecil. Misalkan, jumlah (n + /) « 5. Jumlah ini sesuai dengan kombinasi berikut I: n = 3; / 2; n *» 4; 1-1; l = / - 0. Berdasarkan hal tersebut, pertama-tama sublevel d dari tingkat energi ketiga harus terisi, kemudian sublevel 4p harus diisi, dan baru setelah itu sublevel s dari tingkat energi kelima. Semua hal di atas menentukan urutan pengisian elektron dalam atom sebagai berikut: Contoh 1 Gambarlah rumus elektronik atom natrium. Penyelesaian Berdasarkan kedudukannya dalam tabel periodik diketahui bahwa natrium merupakan unsur periode ketiga. Hal ini menunjukkan bahwa elektron dalam atom natrium terletak pada tiga tingkat energi. Berdasarkan nomor seri suatu unsur, jumlah total elektron dalam tiga tingkat ini ditentukan - sebelas. Pada tingkat energi pertama (ls1, / = 0; sublevel s) jumlah elektron maksimum adalah // « 2n2, N = 2. Distribusi elektron pada sublevel s dari tingkat energi pertama diwakili oleh notasi - Is2, pada tingkat energi kedua n = 2, I « 0 (sublevel s) dan I = 1 (sublevel p), jumlah elektron maksimum adalah delapan. Karena maksimum 2е terletak di sublevel S, maka akan ada 6е di sublevel p. Distribusi elektron pada tingkat energi kedua diwakili oleh notasi - 2s22p6. Pada tingkat energi ketiga, sublevel S-, p- dan d dimungkinkan. Atom natrium hanya memiliki satu elektron pada tingkat energi ketiga, yang menurut prinsip energi terkecil, akan menempati sublevel Sv. Menggabungkan catatan distribusi elektron pada setiap lapisan menjadi satu, kita memperoleh rumus elektronik atom natrium: ls22s22p63s1. Muatan positif atom natrium (+11) dikompensasi oleh jumlah elektron (11). Selain itu, struktur kulit elektron digambarkan menggunakan energi atau sel kuantum (orbital) - inilah yang disebut rumus elektronik grafis. Setiap sel tersebut ditandai dengan persegi panjang Q, elektron t> arah panah mencirikan putaran elektron. Menurut prinsip Pauli, satu elektron (tidak berpasangan) atau dua elektron (berpasangan) ditempatkan dalam satu sel (orbit). Struktur elektronik atom natrium dapat direpresentasikan dengan diagram: Saat mengisi sel kuantum, perlu diketahui aturan Hund: keadaan stabil atom sesuai dengan distribusi elektron dalam sublevel energi (p, d, f ), dimana nilai absolut dari putaran total atom adalah maksimum. Jadi, jika dua elektron menempati satu orbital\]j\ \ \, maka spin totalnya akan menjadi nol. Mengisi dua orbital 1 t 111 I dengan elektron akan menghasilkan spin total yang sama dengan satu. Berdasarkan prinsip Hund, distribusi elektron pada sel kuantum, misalnya untuk atom 6C dan 7N, adalah sebagai berikut. Soal dan tugas untuk penyelesaian mandiri 1. Sebutkan semua prinsip teoritis dasar yang diperlukan untuk pengisian elektron dalam atom. 2. Tunjukkan validitas prinsip energi terkecil dengan menggunakan contoh pengisian elektron pada atom kalsium dan skandium, strontium, yttrium dan indium. 3. Rumus grafis elektronik atom fosfor (keadaan tidak tereksitasi) manakah yang benar? Motivasi jawaban Anda menggunakan aturan Hund. 4. Tuliskan semua bilangan kuantum elektron atom: a) natrium, silikon; b) fosfor, klorin; c) belerang, argon. 5. Menyusun rumus elektronik atom-atom unsur s periode pertama dan ketiga. 6. Buatlah rumus elektronik atom unsur p periode kelima yang tingkat energi terluarnya adalah 5s25p5. Apa sifat kimianya? 7. Gambarkan distribusi elektron dalam orbital pada atom silikon, fluor, kripton. 8. Buatlah rumus elektronik suatu unsur dalam atom yang keadaan energi dua elektron tingkat terluarnya dinyatakan dengan bilangan kuantum berikut: n - 5; 0; t1 = 0; ta = + 1/2; ta « -1/2. 9. Tingkat energi terluar dan kedua dari belakang atom berbentuk sebagai berikut: a) 3d24s2; b) 4d105s1; c) 5s25p6. Tuliskan rumus elektronik atom suatu unsur. Tentukan elemen p dan d. 10. Buatlah rumus elektronik atom unsur d yang mempunyai 5 elektron pada sublevel d. 11. Gambarkan distribusi elektron pada sel kuantum pada atom kalium, klor, dan neon. 12. Luar ruangan lapisan elektron elemen dinyatakan dengan rumus 3s23p4. Mendefinisikan nomor seri dan nama elemennya. 13. Tuliskan konfigurasi elektron ion-ion berikut: 14. Apakah atom O, Mg, Ti mengandung elektron tingkat M? 15. Partikel atom manakah yang isoelektronik, yaitu mengandung jumlah elektron yang sama: 16. Berapa banyak tingkat elektronik yang dimiliki atom dalam keadaan S2", S4+, S6+? 17. Berapa banyak orbital d bebas yang ada di Sc, Ti , V atom? Tuliskan rumus elektronik atom-atom unsur tersebut. 18. Tunjukkan nomor urut unsur yang: a) pengisian sublevel 4c1 dengan elektron dimulai; 20. Berapa banyak orbital kosong 3p yang dimiliki atom silikon dalam keadaan diam dan tereksitasi?
Konfigurasi elektronik atom
Elektron dalam atom menempati level, sublevel, dan orbital menurut aturan berikut.
aturan Pauli. Dalam satu atom, dua elektron tidak dapat memiliki empat bilangan kuantum yang identik. Mereka harus berbeda setidaknya satu bilangan kuantum.
Orbital tersebut berisi elektron dengan bilangan tertentu n, l, ml dan elektron di atasnya hanya dapat berbeda pada bilangan kuantum m s yang mempunyai dua nilai +1/2 dan -1/2. Oleh karena itu, tidak lebih dari dua elektron dapat ditempatkan dalam satu orbital.
Pada sublevel, elektron mempunyai n dan l tertentu dan berbeda bilangan ml dan m s. Karena m l dapat mengambil nilai 2l+1, dan m s - 2 nilai, maka sublevel dapat berisi tidak lebih dari 2(2l+1) elektron. Jadi, jumlah maksimum elektron pada sublevel s-, p-, d-, f masing-masing adalah 2, 6, 10, 14 elektron.
Demikian pula, suatu tingkat mengandung tidak lebih dari 2n 2 elektron dan jumlah maksimum elektron pada empat tingkat pertama tidak boleh melebihi masing-masing 2, 8, 18 dan 32 elektron.
Aturan energi paling sedikit. Pengisian level secara berurutan harus dilakukan sedemikian rupa untuk memastikan energi minimum atom. Setiap elektron menempati orbital kosong dengan energi terendah.
aturan Klechkovsky. Pengisian sublevel elektronik dilakukan dalam urutan menaik dari jumlah (n+l), dan dalam kasus jumlah yang sama (n+l) - dalam urutan menaik dari angka n.
Bentuk grafis dari pemerintahan Klechkovsky.
Menurut aturan Klechkovsky, sublevel diisi dengan urutan sebagai berikut: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p , 8 detik, ...
Meskipun pengisian sublevel terjadi sesuai dengan aturan Klechkovsky, di rumus elektronik sublevel ditulis berurutan berdasarkan level: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 3d, 4s, 4p, 4d, 4f, dst. Hal ini disebabkan oleh fakta bahwa energi pada tingkat yang terisi ditentukan oleh bilangan kuantum n: semakin besar n, semakin besar energinya dan untuk tingkat yang terisi penuh kita memiliki E 3d Penurunan energi sublevel dengan n lebih kecil dan l lebih besar, jika terisi penuh atau setengahnya, menyebabkan sejumlah atom memiliki konfigurasi elektronik yang berbeda dari yang diprediksi oleh aturan Klechkovsky. Jadi untuk Cr dan Cu kita mempunyai distribusi pada tingkat valensi: Cr(24e) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 1 dan Cu(29e) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 1 , bukan Cr(24e) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 4 4s 2 dan Cu(29e) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 9 4s 2 . aturan Hund. Pengisian orbital pada sublevel tertentu dilakukan agar putaran totalnya maksimal. Orbital sublevel tertentu diisi terlebih dahulu dengan satu elektron pada satu waktu. Misalnya, untuk konfigurasi p 2, pekerjaan p x 1 p y 1 dengan putaran total s = 1/2 + 1/2 = 1 lebih disukai (yaitu, ini berhubungan dengan energi yang lebih rendah) daripada pekerjaan p x 2 dengan putaran total s = 1 /2 - 1/2 = 0. - lebih menguntungkan, ¯ - kurang menguntungkan. Konfigurasi elektronik atom dapat ditulis berdasarkan level, sublevel, dan orbital. Dalam kasus terakhir, orbital biasanya ditandai dengan sel kuantum, dan elektron dengan panah, yang memiliki satu arah atau lainnya bergantung pada nilai m s. Misalnya rumus elektronik P(15e) dapat ditulis: a) berdasarkan tingkat)2)8)5 b) menurut sublevel 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 c) berdasarkan orbital 1s 2 2s 2 2p x 2 2p y 2 2p z 2 3s 2 3p x 1 3p y 1 3p z 1 atau ¯ ¯ ¯ ¯ ¯ ¯ Contoh. Tuliskan rumus elektronik Ti(22e) dan As(33e) berdasarkan sublevel. Titan berada pada periode ke-4, jadi kita tuliskan sublevelnya hingga 4p: 1s2s2p3s3p3d4s4p dan isi dengan elektron hingga jumlah totalnya 22, sedangkan sublevel yang tidak terisi tidak kita sertakan dalam rumus akhir. Kami mengerti. Atom karbon yang tidak tereksitasi dapat membentuk dua ikatan kovalen melalui pasangan elektron dan satu melalui mekanisme donor-akseptor. Contoh senyawa tersebut adalah karbon monoksida (II), yang memiliki rumus CO dan disebut karbon monoksida. Strukturnya akan dibahas lebih rinci di bagian 2.1.2. Atom karbon yang tereksitasi adalah unik: semua orbital lapisan kuantum terluarnya diisi dengan elektron yang tidak berpasangan, mis. Ia memiliki jumlah orbital valensi dan elektron valensi yang sama. Mitra idealnya adalah atom hidrogen, yang memiliki satu elektron di orbital satu-satunya. Ini menjelaskan kemampuannya untuk membentuk hidrokarbon. Memiliki empat elektron tidak berpasangan, atom karbon membentuk empat ikatan kimia: CH4, CF4, CO2. Dalam molekul senyawa organik, atom karbon selalu dalam keadaan tereksitasi: Atom belerang ini membentuk enam ikatan kimia pada senyawa SO3 dan H2SO4. Periode dimulai dengan konfigurasi elektron kalium (19K): 1s22s22p63s23p64s1 atau 4s1 dan kalsium (20Ca): 1s22s22p63s23p64s2 atau 4s2. Jadi, sesuai dengan aturan Klechkovsky, setelah orbital p Ar, sublevel 4s terluar terisi, yang memiliki energi lebih rendah, karena Orbital 4s menembus lebih dekat ke inti; Sublevel 3d tetap kosong (3d0). Mulai dari skandium, orbital sublevel 3d dihuni oleh 10 elemen. Mereka dipanggil elemen-d. Sesuai dengan prinsip pengisian orbital secara berurutan, atom kromium harus memiliki konfigurasi elektronik 4s23d4, tetapi ia menunjukkan “lompatan” elektron, yang terdiri dari transisi elektron 4s ke orbital 3d yang energinya dekat ( Gambar 11). Telah ditetapkan secara eksperimental bahwa keadaan atom di mana orbital p-, d-, f terisi setengah (p3, d5, f7), terisi penuh (p6, d10, f14) atau bebas (p0, d0, f0) telah meningkat stabilitas. Oleh karena itu, jika sebuah atom kekurangan satu elektron sebelum setengah penyelesaian atau penyelesaian sublevel, “lompatan” dari orbital yang sebelumnya terisi (dalam hal ini, 4s) akan diamati. Kecuali Cr dan Cu, semua unsur dari Ca hingga Zn memiliki jumlah elektron yang sama di kulit terluarnya - dua. Hal ini menjelaskan perubahan sifat yang relatif kecil pada rangkaian logam transisi. Namun, untuk unsur-unsur yang terdaftar, baik elektron 4s terluar maupun elektron 3d dari sublevel pra-eksternal adalah elektron valensi (dengan pengecualian atom seng, yang tingkat energi ketiganya telah selesai sepenuhnya). 31Ga 4s23d104p1 32Kejadian 4s23d104p2 33A 4s23d104p3 34Se 4s23d104p4 35Br 4s23d104p5 36Kr 4s23d104p6 Orbital 4d dan 4f tetap bebas, meskipun periode keempat telah selesai. PERIODE KELIMA Urutan pengisian orbital sama seperti periode sebelumnya: pertama orbital 5s terisi ( 37Rb 5s1), lalu 4d dan 5p ( 54Xe 5s24d105p6). Orbital 5s dan 4d bahkan lebih dekat energinya, sehingga sebagian besar unsur 4d (Mo, Tc, Ru, Rh, Pd, Ag) mengalami transisi elektron dari sublevel 5s ke 4d. PERIODE KEENAM DAN KETUJUH Berbeda dengan periode sebelumnya, periode keenam mencakup 32 unsur. Cesium dan barium merupakan unsur 6s. Keadaan yang sangat menguntungkan berikutnya adalah 6p, 4f dan 5d. Bertentangan dengan aturan Klechkovsky, dalam lantanum yang terisi bukanlah orbital 4f melainkan 5d ( 57La 6s25d1), namun untuk elemen berikutnya, sublevel 4f terisi ( 58M 6s24f2), yang mana terdapat empat belas kemungkinan keadaan elektronik. Atom dari cerium (Ce) hingga lutetium (Lu) disebut lantanida - ini adalah elemen f. Pada rangkaian lantanida, terkadang terjadi “kebocoran” elektron, seperti pada rangkaian elemen d. Ketika sublevel 4f selesai, sublevel 5d (sembilan elemen) terus diisi dan periode keenam, seperti periode lainnya kecuali yang pertama, diselesaikan dengan enam elemen p. Dua unsur s pertama pada periode ketujuh adalah fransium dan radium, diikuti oleh satu unsur 6d, aktinium ( 89Ac 7s26d1). Aktinium diikuti oleh empat belas unsur 5f - aktinida. Aktinida harus diikuti oleh sembilan unsur 6d dan enam unsur p yang melengkapi periodenya. Periode ketujuh belum selesai. Pola pembentukan periode suatu sistem oleh unsur-unsur dan pengisian orbital atom dengan elektron menunjukkan ketergantungan periodik struktur elektronik atom pada muatan inti. Periode
adalah sekumpulan unsur yang disusun menurut kenaikan muatan inti atom dan dicirikan oleh nilai bilangan kuantum utama elektron terluar yang sama. Pada awal periode terisi ns
-, dan pada akhirnya - n.p.
-orbital (kecuali periode pertama). Unsur-unsur ini membentuk delapan subkelompok utama (A) dari sistem periodik D.I. Mendeleev. Subkelompok utama
adalah himpunan unsur-unsur kimia yang tersusun vertikal dan mempunyai jumlah elektron yang sama pada tingkat energi terluarnya. Dalam periode tersebut, dengan peningkatan muatan inti dan peningkatan gaya tarik elektron terluar dari kiri ke kanan, jari-jari atom berkurang, yang pada gilirannya menyebabkan melemahnya sifat logam dan peningkatan sifat non-logam. sifat logam. Di belakang jari-jari atom ambil jarak yang dihitung secara teoritis dari inti ke kerapatan elektron maksimum lapisan kuantum terluar. Dalam golongan, dari atas ke bawah, jumlah tingkat energi bertambah, dan akibatnya, jari-jari atom. Pada saat yang sama, sifat logam ditingkatkan. Sifat penting atom yang berubah secara periodik bergantung pada muatan inti atom juga mencakup energi ionisasi dan afinitas elektron, yang akan dibahas pada bagian 2.2. Konfigurasi elektronik suatu unsur kimia adalah pelacakan lokasi elektron dalam atomnya. Elektron dapat berada pada kulit, subkulit, dan orbital. Distribusi elektron menentukan valensi suatu unsur, aktivitas kimianya, dan kemampuannya berinteraksi dengan zat lain. Susunan atom biasanya ditulis untuk partikel-partikel unsur kimia yang berada dalam keadaan dasar. Jika atom tereksitasi maka entrinya disebut konfigurasi tereksitasi. Penentuan konfigurasi elektron yang berlaku dalam kasus tertentu bergantung pada tiga aturan yang berlaku untuk atom semua unsur kimia. Konfigurasi elektronik suatu atom harus mematuhi prinsip pengisian, yang menyatakan bahwa elektron atom mengisi orbital dalam urutan yang meningkat - dari tingkat energi terendah hingga tertinggi. Orbital terendah suatu atom selalu terisi terlebih dahulu. Kemudian elektron mengisi orbital yang ada pada tingkat energi kedua, kemudian orbital s, dan hanya di ujung - orbital subtingkat p. Secara tertulis, konfigurasi elektron suatu unsur kimia disampaikan melalui rumus yang di sebelah nama unsurnya ditunjukkan kombinasi angka dan huruf yang sesuai dengan posisi elektron. Angka di atas menunjukkan jumlah elektron dalam orbital tersebut. Misalnya, atom hidrogen memiliki satu elektron. Menurut prinsip pengisian, elektron ini berada pada orbital s. Jadi, konfigurasi elektron hidrogen adalah 1s1. Aturan kedua untuk mengisi orbital adalah kasus khusus dari hukum yang lebih umum, yang ditemukan oleh fisikawan Swiss F. Pauli. Menurut aturan ini, dalam setiap unsur kimia tidak ada pasangan elektron yang memiliki bilangan kuantum yang sama. Oleh karena itu, tidak lebih dari dua elektron secara bersamaan dapat berada di orbital mana pun, dan hanya jika spin mereka tidak sama. Prinsip pengecualian Pauli dapat diilustrasikan dengan contoh nyata. Konfigurasi elektronik atom berilium dapat ditulis sebagai 1s 2 2s 2. Ketika kuantum energi mengenai sebuah atom, atom tersebut masuk ke keadaan tereksitasi. Bisa ditulis seperti ini: 1s 2 2s 2 (keadaan normal) + hν→ 1s 2 2s 1 2p 1 (keadaan tereksitasi). Jika kita membandingkan konfigurasi elektronik berilium dalam keadaan normal dan tereksitasi, kita akan melihat bahwa jumlah elektron tidak berpasangan di dalamnya tidak sama. Konfigurasi elektronik berilium menunjukkan tidak adanya elektron tidak berpasangan dalam keadaan normal. Setelah sejumlah energi memasuki atom, dua elektron tidak berpasangan muncul. Pada prinsipnya, dalam unsur kimia apa pun, elektron dapat berpindah ke orbital dengan energi yang lebih tinggi, tetapi untuk kimia, hanya transisi yang terjadi antara sublevel dengan nilai energi serupa yang menjadi perhatian. Pola tersebut dapat dijelaskan sebagai berikut. Pembentukan ikatan kimia selalu disertai dengan pelepasan energi, karena atom berpindah ke keadaan yang menguntungkan secara energi. Pemasangan elektron pada satu tingkat energi menimbulkan biaya energi yang terkompensasi sepenuhnya setelah pembentukan ikatan kimia. Biaya energi untuk memasangkan elektron dengan tingkat kimia yang berbeda begitu besar sehingga ikatan kimia tidak mampu mengimbanginya. Jika tidak ada pasangan kimianya, atom yang tereksitasi melepaskan sejumlah energi dan kembali ke keadaan normalnya - proses ini oleh para ilmuwan disebut relaksasi. Konfigurasi elektronik suatu atom mematuhi hukum Hund, yang menyatakan bahwa pengisian orbital satu subkulit dimulai dengan elektron yang memiliki spin yang sama. Hanya setelah semua elektron tunggal menempati orbital yang sudah ada, partikel bermuatan dengan spin berlawanan bergabung dengannya. Aturan Hund secara jelas dikonfirmasi oleh konfigurasi elektronik nitrogen. Atom nitrogen memiliki 7 elektron. Konfigurasi elektronik unsur kimia ini terlihat seperti ini: ls22s22p3. Ketiga elektron yang terletak pada subkulit 2p harus terletak sendiri, menempati masing-masing tiga orbital 2p, dan semua spinnya harus paralel. Aturan-aturan ini membantu tidak hanya untuk memahami apa yang menentukan konfigurasi elektronik unsur-unsur tabel periodik, tetapi juga untuk memahami proses yang terjadi di dalam atom.
Berilium
Konfigurasi elektronik - 2s2. Diagram elektronik lapisan kuantum luar:
membosankan
Konfigurasi elektronik - 2s22р1. Atom boron dapat memasuki keadaan tereksitasi. Diagram elektronik lapisan kuantum luar:
Dalam keadaan tereksitasi, atom boron memiliki tiga elektron tidak berpasangan dan dapat membentuk tiga ikatan kimia: ВF3, B2O3. Dalam hal ini, atom boron tetap berada pada orbital bebas, yang dapat berpartisipasi dalam pembentukan ikatan sesuai dengan mekanisme donor-akseptor. Karbon
Konfigurasi elektronik - 2s22р2. Diagram elektronik lapisan kuantum terluar atom karbon dalam keadaan tereksitasi dan dasar: 
Atom nitrogen tidak dapat tereksitasi karena tidak ada orbital bebas di lapisan kuantum terluarnya. Ini membentuk tiga ikatan kovalen karena pasangan elektron:
Memiliki dua elektron tidak berpasangan di lapisan terluar, atom oksigen membentuk dua ikatan kovalen:
Neon
Konfigurasi elektronik - 2s22р6. Simbol Lewis: Diagram elektron lapisan kuantum terluar:
Atom neon memiliki tingkat energi eksternal yang lengkap dan tidak membentuk ikatan kimia dengan atom apapun. Ini adalah gas mulia kedua. PERIODE KE TIGA Atom semua unsur periode ketiga memiliki tiga lapisan kuantum. Konfigurasi elektron kedua tingkat energi dalam dapat digambarkan sebagai . Lapisan elektronik terluar berisi sembilan orbital, yang dihuni oleh elektron, mematuhi hukum umum. Jadi, untuk atom natrium konfigurasi elektroniknya adalah: 3s1, untuk kalsium - 3s2 (dalam keadaan tereksitasi - 3s13р1), untuk aluminium - 3s23р1 (dalam keadaan tereksitasi - 3s13р2). Berbeda dengan unsur-unsur periode kedua, atom-atom unsur golongan V – VII periode ketiga dapat eksis baik dalam keadaan dasar maupun dalam keadaan tereksitasi. Fosfor
Fosfor adalah unsur golongan 5. Konfigurasi elektroniknya adalah 3s23р3. Seperti nitrogen, ia memiliki tiga elektron tidak berpasangan pada tingkat energi terluarnya dan membentuk tiga ikatan kovalen. Contohnya adalah fosfin yang memiliki rumus PH3 (bandingkan dengan amonia). Tetapi fosfor, tidak seperti nitrogen, mengandung orbital d bebas di lapisan kuantum terluar dan dapat memasuki keadaan tereksitasi - 3s13р3d1: 
Hal ini memberikan peluang untuk membentuk lima ikatan kovalen pada senyawa seperti P2O5 dan H3PO4.
Namun, ia dapat tereksitasi dengan mentransfer elektron terlebih dahulu R- pada D-orbital (keadaan tereksitasi pertama), dan kemudian dengan S- pada D-orbital (keadaan tereksitasi kedua):
Pada keadaan tereksitasi pertama, atom belerang membentuk empat ikatan kimia dalam senyawa seperti SO2 dan H2SO3. Keadaan tereksitasi kedua atom belerang dapat digambarkan dengan menggunakan diagram elektron:
Bagaimana konfigurasi elektron ditulis
Prinsip pengisian
Prinsip eksklusi Pauli
aturan Hund