Elektroniczna konfiguracja atomów - układy i modele
Elektroniczna konfiguracja pierwiastków chemicznych polega na śledzeniu położenia elektronów w atomach. Elektrony mogą znajdować się w muszlach, podpowłokach i orbitaliach. Walencja pierwiastka, jego aktywność chemiczna i zdolność oddziaływania z innymi substancjami zależy od rozkładu elektronów. 
Zasady uczestnictwa
Zgodnie z ustaloną tradycją kwantowa liczba atomów jest zapisana z pewną łacińską literą. Stan zerowej liczby kwantowej zapisywany jest jako s, a następnie litery p, d, f, g, b itd., Zgodnie z kolejnością liter w alfabet łaciński.
Jak napisać konfigurację elektroniczną
Układ atomów jest zwykle rejestrowany dla tych cząstek pierwiastków chemicznych, które znajdują się w stanie podstawowym. Jeśli atom jest wzbudzony, pozycja będzie nazywana konfiguracją wzbudzoną. Definicja konfiguracji elektronicznej obowiązująca w danym przypadku zależy od trzech reguł, które odnoszą się do atomów wszystkich pierwiastków chemicznych.
Zasada napełniania
Konfiguracja elektronowa atomu musi być zgodna z zasadą wypełniania, zgodnie z którą elektrony atomów napełniają orbitale w porządku rosnącym - od najniższego poziomu energii do najwyższego. Najniższe orbitale dowolnego atomu są zawsze wypełnione jako pierwsze. Następnie elektrony wypełniają istniejące orbitale drugiego poziomu energii, następnie orbitę s, a dopiero na końcu - orbitę podpoziomu p. 
Na liście elektroniczna konfiguracja pierwiastków chemicznych jest przekazywana za pomocą wzoru, w którym kombinacja liczb i liter odpowiadająca położeniu elektronów jest wskazana obok nazwy elementu. Górny indeks wskazuje liczbę elektronów na tych orbitach. 
Na przykład atom wodoru ma pojedynczy elektron. Zgodnie z zasadą napełniania, ten elektron znajduje się na s-orbicie. Zatem konfiguracja elektronowa wodoru będzie równa 1s1.
Zasada zakazu Pauliego
Druga zasada wypełniania orbitali jest szczególnym przypadkiem bardziej uogólnionego prawa, które odkrył szwajcarski fizyk F. Pauli. Zgodnie z tą zasadą w żadnym pierwiastku chemicznym nie ma par elektronów o tym samym zbiorze liczb kwantowych. Dlatego na dowolnych orbitalach w tym samym czasie mogę być nie więcej niż dwoma elektronami, a dopiero wtedy, gdy mają różne spiny.
Zasada zakazu Pauliego może być rozpatrywana na konkretnym przykładzie. Konfiguracja elektronu atomu berylu może być zapisana jako 1s 2 2s 2 . Kiedy wchodzi w atom kwantowej energii, atom przechodzi w stan wzbudzony. Można to zapisać tak:
1s 2 2s 2 (stan normalny) + hν → 1s 2 2s 1 2p 1 (stan wzbudzony).
Jeśli porównamy elektroniczne konfiguracje berylu w stanie normalnym i wzbudzonym, widzimy, że liczba niesparowanych elektronów nie jest dla nich taka sama. Elektroniczna konfiguracja berylu pokazuje brak niesparowanych elektronów w stanie normalnym. Po uderzeniu w atom kwantu energetycznego pojawiają się dwa niesparowane elektrony. 
Zasadniczo w jakimkolwiek pierwiastku chemicznym elektrony mogą przenosić się do orbitali o wyższych energiach, ale dla chemii interesujące są tylko te przejścia, które zachodzą między podobszarami o podobnych energiach.
Ten wzór można wytłumaczyć w następujący sposób. Tworzeniu wiązania chemicznego zawsze towarzyszy uwalnianie energii, ponieważ atomy przechodzą w stan korzystny energetycznie. Elektroniczne parzenie na jednym poziom energii niesie same takie koszty energii, które są w pełni kompensowane po utworzeniu wiązania chemicznego. Koszty energii elektronów parujących o różnych poziomach chemicznych są tak wysokie, że wiązanie chemiczne nie można ich zrekompensować. Jeśli nie ma partnera chemicznego, wzbudzony atom uwalnia kwant energii i powraca do swojego normalnego stanu - naukowcy nazywają ten proces relaksacją.
Reguła gund
Konfiguracja elektronowa atomu jest zgodna z prawem Gunda, zgodnie z którym wypełnienie orbitali jednej podpowłoki rozpoczyna się elektronami mającymi ten sam spin. Dopiero gdy wszystkie pojedyncze elektrony zajmują orbitale, są naładowane naładowanymi cząstkami o przeciwnym spinie.
Zasada Gund jest wyraźnie potwierdzona przez elektroniczną konfigurację azotu. Atom azotu ma 7 elektronów. Konfiguracja elektroniczna tego pierwiastka jest następująca: ls22s22p3. Wszystkie trzy elektrony, które znajdują się na podpowłoce 2p, muszą być same, zajmując każdy z trzech orbitali 2-powych, a wszystkie spiny muszą być równoległe do nich.
Reguły te pomagają nie tylko zrozumieć przyczyny elektronicznej konfiguracji elementów układu okresowego, ale także zrozumieć procesy zachodzące wewnątrz atomów.