Cấu hình electron của nguyên tử

Ở trạng thái cơ bản, các electron lần lượt chiếm các orbital theo:

1. Nguyên lí vững bền: electron chiếm orbital có năng lượng thấp trước, rồi mới đến mức cao hơn.
2. Nguyên lí Pauli: mỗi orbital chứa tối đa $2$ electron, hai electron đó có spin ngược nhau.
3. Quy tắc Hund: trong cùng một phân lớp, các electron phân bố vào các orbital sao cho số electron độc thân là nhiều nhất, các electron độc thân có spin cùng chiều.

Thứ tự điền (đến $Z = 36$):

$$1s \to 2s \to 2p \to 3s \to 3p \to 4s \to 3d \to 4p.$$

Lưu ý $4s$ được điền trước $3d$ vì có năng lượng thấp hơn.

• Đầy đủ: ghi từng phân lớp kèm số electron ở trên bên phải, ví dụ $1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^5$ cho $Z = 17$. Khi viết thường sắp theo lớp tăng dần ($3d$ viết trước $4s$ dù $4s$ điền trước).
• Viết gọn: thay phần giống khí hiếm đứng trước bằng $[\text{He}]$, $[\text{Ne}]$, $[\text{Ar}]$. Ví dụ Cl: $[\text{Ne}]3s^2 3p^5$.
• Ô orbital: mỗi orbital là một ô, electron là mũi tên $\uparrow\downarrow$.

• Lớp ngoài cùng là lớp có $n$ lớn nhất trong cấu hình (ví dụ Fe: lớp $4$ với $4s^2$). Số electron lớp ngoài cùng là $1$ đến $8$ (nhiều nhất là $8$; riêng lớp $K$ là $2$).
• Electron độc thân là electron một mình trong một orbital (ô chỉ có một mũi tên).