Kā sadalīt elektronus slāņos. Elektronu sadalījums pēc enerģijas līmeņiem
Elektronu sadalījums pa enerģijas līmeņiem izskaidro jebkura elementa metāliskās, kā arī nemetāliskās īpašības.
Elektroniskā formula
Ir noteikts noteikums, saskaņā ar kuru brīvās un pārī savienotās negatīvās daļiņas tiek novietotas līmeņos un apakšlīmeņos. Ļaujiet mums sīkāk apsvērt elektronu sadalījumu pa enerģijas līmeņiem.Pirmajā enerģijas līmenī ir tikai divi elektroni. Orbitāles piepildīšana ar tām tiek veikta, palielinoties enerģijas padevei. Elektronu sadalījums ķīmiskā elementa atomā atbilst kārtas skaitlim. Enerģijas līmeņiem ar minimālo skaitu ir visizteiktākais valences elektronu pievilkšanas spēks kodolam.
Elektroniskās formulas sastādīšanas piemērs
Apsveriet elektronu sadalījumu pa enerģijas līmeņiem, izmantojot oglekļa atoma piemēru. Tā sērijas numurs ir 6, tāpēc kodolā ir seši pozitīvi lādēti protoni. Ņemot vērā, ka ogleklis ir otrā perioda pārstāvis, to raksturo divu enerģijas līmeņu klātbūtne. Pirmajā ir divi elektroni, otrajā ir četri.Hunda noteikums izskaidro tikai divu elektronu, kuriem ir dažādi spini, atrašanās vietu vienā šūnā. Otrajā enerģijas līmenī ir četri elektroni. Rezultātā elektronu sadalījumam ķīmiskā elementa atomā ir šāda forma: 1s22s22p2.
Ir noteikti noteikumi, saskaņā ar kuriem notiek elektronu sadale apakšlīmeņos un līmeņos.
Pauli princips
Šo principu Pauli formulēja 1925. gadā. Zinātnieks noteica iespēju atomā ievietot tikai divus elektronus, kuriem ir vienādi kvantu skaitļi: n, l, m, s. Ņemiet vērā, ka elektronu sadalījums pa enerģijas līmeņiem notiek, palielinoties brīvās enerģijas daudzumam.
Klečkovska valdīšana
Enerģijas orbitāļu piepildīšana tiek veikta saskaņā ar kvantu skaitļu n + l pieaugumu, un to raksturo enerģijas rezerves palielināšanās.Apsveriet elektronu sadalījumu kalcija atomā.
Normālā stāvoklī tā elektroniskā formula ir šāda:
Ca 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d0 4s2.
Līdzīgu apakšgrupu elementiem, kas saistīti ar d- un f-elementiem, ir elektrona “atteice” no ārējā apakšlīmeņa, kuram ir zemāka enerģijas rezerve, uz iepriekšējo d- vai f-apakšlīmeni. Līdzīga parādība ir raksturīga vara, sudraba, platīna, zelta.
Elektronu sadalījums atomā ietver apakšlīmeņu piepildīšanu ar nepāra elektroniem, kuriem ir vienādi spini.
Tikai pēc visu brīvo orbitāļu pilnīgas piepildīšanas ar atsevišķiem elektroniem kvantu šūnas tiek papildinātas ar otrajām negatīvajām daļiņām, kas apveltītas ar pretējiem spiniem.
Piemēram, neuzbudinātā slāpekļa stāvoklī:
1s2 2s2 2p3.
Vielu īpašības ietekmē valences elektronu elektroniskā konfigurācija. Pēc to skaita jūs varat noteikt augstāko un zemāko valenci, ķīmisko aktivitāti. Ja elements ir periodiskās tabulas galvenajā apakšgrupā, varat izmantot grupas numuru, lai izveidotu ārējo enerģijas līmeni, noteiktu tā oksidācijas pakāpi. Piemēram, fosfors, kas ir piektajā grupā (galvenajā apakšgrupā), satur piecus valences elektronus, tāpēc tas spēj uzņemt trīs elektronus vai dot piecas daļiņas citam atomam.
Visi periodiskās tabulas sekundāro apakšgrupu pārstāvji darbojas kā izņēmumi no šī noteikuma.
Ģimenes iezīmes
Atkarībā no ārējā enerģijas līmeņa struktūras visi periodiskajā tabulā iekļautie neitrālie atomi ir sadalīti četrās saimēs:- s-elementi atrodas pirmajā un otrajā grupā (galvenajā apakšgrupā); p-ģimene atrodas grupās III-VIII (A apakšgrupas); d-elementus var atrast līdzīgās apakšgrupās no I-VIII grupas; f-ģimene sastāv no aktinīdiem un lantanīdiem.
D-elementiem neierosinātā stāvoklī ir valences elektroni gan pēdējā s-, gan priekšpēdējā d-apakšlīmenī.
Secinājums
Jebkura elektrona stāvokli atomā var aprakstīt, izmantojot pamatskaitļu kopu. Atkarībā no tā struktūras iezīmēm mēs varam runāt par noteiktu enerģijas daudzumu. Izmantojot Hunda, Klečkovska, Pauli likumu jebkuram elementam, kas iekļauts periodiskajā tabulā, varat izveidot neitrāla atoma konfigurāciju.Mazākā enerģijas rezerve neuzbudinātā stāvoklī ir elektroniem, kas atrodas pirmajos līmeņos. Karsējot neitrālu atomu, tiek novērota elektronu pāreja, ko vienmēr pavada brīvo elektronu skaita izmaiņas, kas izraisa būtiskas elementa oksidācijas stāvokļa izmaiņas, tā ķīmiskās aktivitātes izmaiņas.
Ja identiskām daļiņām ir vienādi kvantu skaitļi, tad to viļņu funkcija ir simetriska attiecībā pret daļiņu permutāciju. No tā izriet, ka divi vienā sistēmā iekļauti vienādi fermioni nevar atrasties vienādos stāvokļos, jo fermioniem viļņu funkcijai jābūt antisimetriskai. Apkopojot eksperimentālos datus, V. Pauli izveidoja principu izņēmumi , Kurā fermionu sistēmas ir sastopamas dabā tikai štatos,aprakstītas ar antisimetrisko viļņu funkcijām(Pauli principa kvantu mehāniskā formulēšana).
No šī noteikuma izriet vienkāršāks Pauli principa formulējums, ko viņš ieviesa gadā kvantu teorija(1925) vēl pirms būvniecības kvantu mehānika: identisku fermionu sistēmā jebkuras divas no tām nevar vienlaicīgi būt tādā pašā stāvoklī . Ņemiet vērā, ka identisku bozonu skaits vienā un tajā pašā stāvoklī nav ierobežots.
Atgādiniet, ka elektrona stāvokli atomā unikāli nosaka kopa četri kvantu skaitļi :
galvenais n ;
orbitālā l 
, parasti šie stāvokļi apzīmē 1 s, 2d, 3f;
magnētisks ();
· magnētiskais spin ().
Elektronu sadalījums atomā notiek pēc Pauli principa, ko atomam var formulēt visvienkāršākajā formā: vienā atomā nevar būt vairāk par vienu elektronu ar vienādu četru kvantu skaitļu kopu: n, l, , :
Z (n, l, , ) = 0 vai 1,
kur Z (n, l, , ) ir elektronu skaits kvantu stāvoklī, ko raksturo četru kvantu skaitļu kopa: n, l, , . Tādējādi Pauli princips nosaka, ka divi elektroni ,vienā atomā saistītie atšķiras pēc vērtības ,vismaz ,viens kvantu skaitlis .
Maksimālais elektronu skaits stāvokļos, kas aprakstīti ar trīs kvantu skaitļu kopu n, l un m, un kas atšķiras tikai ar elektronu spinu orientāciju, ir vienāds ar:
| , | (8.2.1) |
jo griešanās kvantu skaitlim var būt tikai divas vērtības 1/2 un –1/2.
Maksimālais elektronu skaits, kas atrodas stāvokļos, ko nosaka divi kvantu skaitļi n un l:
 .
|
(8.2.2) |
Šajā gadījumā elektrona orbitālā leņķiskā impulsa vektors var uzņemties telpā (2 l+ 1) dažādas orientācijas (8.1. att.).
Maksimālais elektronu skaits stāvokļos, ko nosaka galvenā kvantu skaitļa vērtība n, vienāds:
 .
|
(8.2.3) |
Elektronu kopums daudzelektronu atomā,kam ir vienāds galvenais kvantu skaitlis n,sauca elektronu apvalks vai slānis .
Katrā no čaulām elektroni ir sadalīti gar apakščaulas atbilst šim l.
telpas platība,kurā ir liela varbūtība atrast elektronu, zvanīja apakščaula vai orbitālā . Galveno orbitāļu veidu skats ir parādīts att. 8.1.
Tā kā orbitālais kvantu skaitlis ņem vērtības no 0 līdz , apakščaulu skaits ir vienāds ar kārtas skaitli nčaumalas. Elektronu skaitu apakščaulā nosaka magnētiskā un magnētiskā spina kvantu skaitļi: maksimālais elektronu skaits apakščaulā ar noteiktu l vienāds ar 2(2 l+ 1). Apvalku apzīmējumi, kā arī elektronu sadalījums pa čaulām un apakščaulām ir doti tabulā. viens.
1. tabula
| Galvenais kvantu skaitlis n |
|||||||||||||||
| čaulas simbols |
|||||||||||||||
| Maksimālais elektronu skaits čaulā |
|||||||||||||||
| Orbitālais kvantu skaitlis l |
|||||||||||||||
| Apakščaulas rakstzīme |
|||||||||||||||
| Maksimālais skaits elektroni iekšā apakščaula |
|||||||||||||||
Elektronu sadale atomā tiek veikta saskaņā ar 3 kvantu mehānikas noteikumiem: Pauli principu; minimālās enerģijas princips; Hunda likums.
Pēc Pauli principa Atomam nevar būt divi elektroni ar vienādām visu četru kvantu skaitļu vērtībām. Pauli princips nosaka maksimālo elektronu skaitu vienā orbitālē, līmenī un apakšlīmenī. Tā kā AO raksturo trīs kvantu skaitļi n, l, ml, dotās orbitāles elektroni var atšķirties tikai pēc spina kvantu skaitļa jaunkundze. Bet jaunkundze var būt tikai divas vērtības +½ un -½.
Tāpēc vienā orbitālē var atrasties ne vairāk kā divi elektroni ar pretēji vērstiem spiniem. Maksimālais elektronu skaits enerģijas līmenī ir definēts kā 2 n 2 un apakšlīmenī - kā 2 (2 l+1). Maksimālais elektronu skaits, kas atrodas dažādos līmeņos un apakšlīmeņos, ir norādīts tabulā. 2.1.
Maksimālais elektronu skaits kvantu līmeņos un apakšlīmeņos
| Enerģijas līmenis | Enerģijas apakšlīmenis | Magnētiskā kvantu skaitļa iespējamās vērtības ml | A/s skaits iekš | Maksimālais elektronu skaits uz | ||
| apakšlīmenis | līmenī | apakšlīmenis | līmenī | |||
| K (n= 1) | s (l= 0) | |||||
| L (n= 2) | s (l= 0) lpp (l= 1) | -1, 0, 1 | ||||
| M (n= 3) | s (l= 0) lpp (l= 1) d (l= 2) | -1, 0, 1 -2, -1, 0, 1, 2 | ||||
| N (n= 4) | s (l= 0) lpp (l= 1) d (l= 2) f (l= 3) | -1, 0, 1 -2, -1, 0, 1, 2 -3, -2, -1, 0, 1, 2, 3 |
Orbitāļu piepildīšanas secība ar elektroniem tiek veikta saskaņā ar minimālās enerģijas princips, Kurā elektroni aizpilda orbitāles tādā secībā, kā palielinās orbitāļu enerģijas līmenis. Orbitāļu secību enerģijas izteiksmē nosaka Klečkovska valdīšana : enerģijas pieaugums un attiecīgi orbitāļu piepildīšanās notiek summas pieauguma secībā (n + l), un ar vienādu summu (n + l) - pieaugošā secībā par n.
Elektronu sadalījuma secība pa enerģijas līmeņiem un apakšlīmeņiem atoma apvalkā viņu sauca elektroniskā konfigurācija. Rakstot elektronisko konfigurāciju, līmeņa numurs (galvenais kvantu skaitlis) tiek apzīmēts ar cipariem 1, 2, 3, 4 ..., apakšlīmenis (orbitālais kvantu skaitlis) - ar burtiem. s, p, d, f. Elektronu skaitu apakšlīmenī norāda skaitlis, kas ir rakstīts apakšlīmeņa simbola augšpusē. Piemēram, sēra atoma elektroniskā konfigurācija ir 16 S 1 s 2 2s 2 2lpp 6 3s 2 3lpp 4 un vanādijs 23 V 1 s 2 2s 2 2lpp 6 3s 2 3lpp 6 3d°/i> 3 4 s 2 .
Atomu ķīmiskās īpašības nosaka galvenokārt ārējo enerģijas līmeņu struktūra, ko sauc valence. Pabeigtie enerģijas līmeņi nepiedalās ķīmiskajā mijiedarbībā. Tāpēc īsuma labad tos bieži apzīmē ar iepriekšējās cēlgāzes simbolu īsumam. Tātad sēram: 3 s 2 3lppčetri; vanādijam: 3 d 3 4s 2. Tajā pašā laikā saīsinātais apzīmējums skaidri izceļ valences elektronus, kas nosaka Ķīmiskās īpašības elementu atomi.
Atkarībā no tā, kurš atoma apakšlīmenis ir aizpildīts pēdējais, viss ķīmiskie elementi ir sadalīti 4 elektronisko saimēs: s-, p-, d-, f- elementi. Elementus, kuru atomi pēdējie aizpilda ārējā līmeņa s-apakšlīmeni, sauc par s-elementiem. Plkst s- elementi ir valence s-ārējā enerģijas līmeņa elektroni.
Plkst p-elementi ārējā līmeņa p-apakšlīmenis tiek aizpildīts pēdējais. Tajos ir valences elektroni p- un s-ārējā slāņa apakšlīmeņi. Plkst d-elementi, pirms-ārējā līmeņa d-apakšlīmenis tiek aizpildīts pēdējais un valence ir s- elektroni ārējā un d- pirms-ārējo enerģijas līmeņu elektroni. Plkst f-elementi, trešā ārējā enerģijas līmeņa f-apakšlīmenis tiek aizpildīts pēdējais.
Atoma elektronisko konfigurāciju var attēlot arī elektronu izvietošanas shēmu veidā kvantu šūnās, kas ir atoma orbitāles grafisks attēlojums. Katrā kvantu šūnā var būt ne vairāk kā divi elektroni ar pretēji vērstiem spiniem. Elektronu izvietojuma secību vienā apakšlīmenī nosaka Hunda noteikums: apakšlīmenī elektroni ir sakārtoti tā, lai to kopējais spins būtu maksimāls. Citiem vārdiem sakot, noteiktā apakšlīmeņa orbitāles vispirms aizpilda viens elektrons ar vienādiem spiniem un pēc tam otrs elektrons ar pretējiem spiniem.
Kopējais grieziens R- sēra atoma S trešā enerģijas līmeņa elektroni jaunkundze= ½ - ½ + ½ + ½ = 1; d- vanādija atoma elektroni,
S jaunkundze\u003d ½ + ½ + ½ \u003d 3/2.
Bieži vien grafiski netiek attēlota visa elektroniskā formula, bet tikai tie apakšlīmeņi, kuros atrodas valences elektroni, piemēram,
16S…3 s 2 3lppčetri; 23V…3 d 3 4s 2 .
Grafiskā attēlojumā atoma elektroniskā konfigurācija ierosinātā stāvoklī kopā ar piepildītām ir attēlotas brīvās valences orbitāles. Piemēram, fosfora atomā trešajā enerģijas līmenī ir viens s-AO, trīs R-ao un pieci d-AO. Fosfora atoma elektroniskajai konfigurācijai pamatstāvoklī ir forma
15 R… 3 s 2 3lpp 3 .
Fosfora valence, ko nosaka nepāra elektronu skaits, ir 3. Kad atoms pāriet ierosinātā stāvoklī, 3. stāvokļa elektroni tiek bojāti. s un viens no elektroniem s-apakšlīmenis var doties uz d- apakšlīmenis:
R*… 3 s2 3lpp 3 3d 1
Šajā gadījumā fosfora valence mainās no trīs (PCl 3) pamata stāvoklī uz pieci (PCl 5) ierosinātā stāvoklī.
Katrs elektrons atomā pārvietojas pirmajā tuvinājumā centrāli simetriskā nekulona laukā Elektrona stāvokli šajā gadījumā nosaka trīs kvantu skaitļi , kuru fiziskā nozīme tika noskaidrota 28.§. Saistībā ar eksistenci elektronu spin, norādītajiem kvantu skaitļiem jāpievieno kvantu skaitlis, kas var iegūt vērtības un nosaka spina projekciju dotajā virzienā. Turpmāk magnētiskajam kvantu skaitlim tā vietā izmantosim apzīmējumu, lai uzsvērtu faktu, ka šis skaitlis nosaka orbitālā leņķiskā impulsa projekciju, kura vērtību nosaka kvantu skaitlis l.
Tādējādi katra elektrona stāvokli atomā raksturo četri kvantu skaitļi:
Stāvokļa enerģija galvenokārt ir atkarīga no skaitļiem.
Turklāt pastāv vāja enerģijas atkarība no skaitļiem, jo to vērtības ir saistītas ar momentu savstarpējo orientāciju, no kuras atkarīgs elektrona orbitālo un iekšējo magnētisko momentu mijiedarbības lielums. Stāvokļa enerģija pieaug spēcīgāk, palielinoties skaitlim, nekā palielinoties Tāpēc, kā likums, stāvoklim ar lielu, neatkarīgi no vērtības, ir vairāk enerģijas.
Normālā (neuzbudinātā) atoma stāvoklī elektroniem jāatrodas zemākajos tiem pieejamajos enerģijas līmeņos. Tāpēc varētu šķist, ka jebkurā atomā normālā stāvoklī visiem elektroniem ir jābūt stāvoklī un visu atomu pamatnosaukumiem jābūt -termiņa tipa.Taču pieredze rāda, ka tas tā nav.
Novēroto terminu veidu skaidrojums ir šāds. Saskaņā ar vienu no kvantu mehānikas likumiem, ko sauc par Pauli principu, vienā atomā (vai jebkurā citā kvantu sistēmā) nevar būt divi elektroni, kuriem ir vienāda kvantu skaitļu kopa. Citiem vārdiem sakot, divi elektroni nevar vienlaikus atrasties vienā stāvoklī.
28. § tika parādīts, ka dotais atbilst stāvokļiem, kas atšķiras pēc l vērtībām, un kvantu skaitlim var būt divas vērtības: Tāpēc stāvokļos ar noteiktu vērtību var atrasties ne vairāk kā elektroni:
Elektronu kopums, kam ir vienādas kvantu skaitļa vērtības, veido apvalku. Apvalki tiek iedalīti apakščaulās, kas atšķiras pēc kvantu skaitļa l vērtības. Saskaņā ar nozīmi čaumalām tiek piešķirti no rentgenstaru spektroskopijas aizgūti apzīmējumi:
Tabula 36.1
Elektrona iespējamo stāvokļu sadalījums atomā čaulās un apakščaulās parādīts tabulā. 36.1, kurā simbolu vietā skaidrības labad izmantoti simboli: . Apakščaulas, kā norādīts tabulā, var apzīmēt divos veidos (piemēram, vai nu ).
Katra atoma orbitāle atbilst noteiktai enerģijai. AO secību enerģētikā nosaka divi Klečkovska noteikumi:
1) elektrona enerģiju galvenokārt nosaka galvenā (n) un orbitāles ( l) kvantu skaitļi, tāpēc vispirms elektroni aizpilda tos apakšlīmeņus, kuriem summa (n + l) mazāk.
Piemēram, var pieņemt, ka 3D apakšlīmenim ir zemāka enerģija nekā 4s. Tomēr saskaņā ar Klečkovska likumu 4s stāvokļa enerģija ir mazāka par 3d, jo uz 4s summa (n + l) = 4 + 0 = 4 un 3d - (n + l) = 3 + 2 = 5.
2) Ja summa (n + l) ir vienāda diviem apakšlīmeņiem (piemēram, 3d un 4p apakšlīmeņiem šī summa ir vienāda ar 5), līmenis ar mazāko n. Tāpēc ceturtā perioda elementu atomu enerģijas līmeņu veidošanās notiek šādā secībā: 4s - 3d - 4p. Piemēram:
21 Sc 1s 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 1, 31 Ga 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3s 10 4p 1
Tādējādi, ņemot vērā Klečkovska noteikumus, atomu orbitāļu enerģija palielinās atbilstoši sērijai
1s< 2s < 2p < 3 < 3p < 4s ≤3d< 4p < 5s ≤ 4d < 5p < 6s ≤ 4f ≤ 5d < 6p < 7s ≤ 5f ≤ 6d < 7p
Piezīme. Zīme ≤ nozīmē, ka AO enerģijas ir tuvu, tāpēc šeit ir iespējams Klečkovska noteikumu pārkāpums.
Izmantojot šo sēriju, var noteikt jebkura atoma elektronisko struktūru. Lai to izdarītu, jums ir nepieciešams secīgi pievienot un novietot elektronus uz apakšlīmeņiem un atomu orbitālēm. Šajā gadījumā ir jāņem vērā Pauli princips un divi Hunda noteikumi.
3. Pauli princips nosaka AO jaudu: Atomam nevar būt divi elektroni ar vienādu visu četru kvantu skaitļu kopu.
Citiem vārdiem sakot, vienā AO, ko raksturo trīs kvantu skaitļi, var ievietot tikai divi elektroni ar pretējiem griezieniem, t.i. vienam AO var uzrakstīt divus iespējamie varianti tā pildījums:
viens elektrons un divi elektroni ↓ .
Šajā gadījumā viena elektrona griešanās virzienam orbitālē nav nozīmes, ir svarīgi tikai, lai divu elektronu spiniem vienā AO būtu pretējas zīmes. Pauli princips un savstarpējā atkarība starp n vērtībām, l, un m nosaka maksimālo iespējamo elektronu skaitu uz orbitāli, apakšlīmeni un līmeni (2.4. tabula):
-vienā AO 2 elektrons;
- apakšlīmenī l- 2 (2l+1) elektrons;
- n līmenī - 2n 2 elektroni.
2.4. tabula
Elektronu sadalījums
pēc enerģijas līmeņiem, apakšlīmeņiem un orbitālēm
| Enerģijas līmenis | Galvenais kvantu skaitlis | Enerģijas apakšlīmenis | atomu orbitāles | Maksimālais elektronu skaits | |
| apakšlīmenis | līmenī | ||||
| 1 | s( l= 0) | ||||
| s( l= 0) | |||||
| 2 | p( l= 1) | ||||
| s( l= 0) | |||||
| 3 | p( l= 1) | ||||
| d( l=2) |
4. Divi Hunda noteikumi apraksta secību, kādā elektroni aizpilda viena apakšlīmeņa AO:
Pirmais noteikums: noteiktā apakšlīmenī elektroniem ir tendence aizpildīt enerģijas stāvokļus (AO) tā, ka to spinu summa absolūtā vērtībā ir maksimāla. Šajā gadījumā sistēmas enerģija ir minimāla.
Piemēram, apsveriet oglekļa atoma elektronisko konfigurāciju. Šī elementa atomskaitlis ir 6. Tas nozīmē, ka atomā ir 6 elektroni un tie atrodas 2 enerģijas līmeņos (oglekļa atoms atrodas otrajā periodā), t.i. 1s 2 2s 2 2p 2. Grafiski 2p apakšlīmeni var attēlot trīs veidos:
m 0 0 +1 0 -1 0 0 +1 0 -1 0 0 +1 0 -1
A B C
Opcijas griezienu skaits a vienāds ar nulli. Opcijās b un iekšā spinu summa ir: ½ +½ = 1 (divi pārī savienoti elektroni vienmēr summējas līdz nullei, tāpēc ņemam vērā nepāra elektronus).
Izvēloties starp iespējām b un iekšā ievērojiet Hunda otro noteikumu : stāvoklim ar maksimālo (absolūtajā vērtībā) magnētisko kvantu skaitļu summu ir minimālā enerģija.
Saskaņā ar Hunda likumu, opcijai ir priekšrocības b(summa |1+ 0| ir vienāda ar 1) , jo variantā iekšā summa |+1–1| vienāds ar 0.
Definēsim, piemēram, elementa vanādija (V) elektronisko formulu. Tā kā tā atomskaitlis ir Z = 23, apakšlīmeņos un līmeņos ir jānovieto 23 elektroni (no tiem ir četri, jo vanādijs atrodas ceturtajā periodā). Mēs secīgi aizpildām: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 3 (pasvītroti nepabeigtie līmeņi un apakšlīmeņi). Elektronu izvietojums uz 3d-AO saskaņā ar Hunda likumu būs:
Selēnam (Z = 34) pilna elektroniskā formula ir: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 4, ceturtais līmenis ir nepilnīgs.
Šī apakšlīmeņa aizpildīšana pēc Hunda likuma: 4p
Īpaša loma ķīmijā ir pēdējo neaizņemto līmeņu un apakšlīmeņu elektroniem, kurus t.s. valence(formulās V, Se ir pasvītroti). Piemēram, vanādijā tie ir neaizpildītā ceturtā līmeņa 4s 2 un neaizpildītā apakšlīmeņa 3d 3 elektroni, t.i. 5 elektroni būs valence 4s 2 3d 3 ; selēnam ir 6 elektroni - 4s 2 4p 4 .
Pēc pēdējā aizpildāmā apakšlīmeņa nosaukuma elementi tiek saukti par s-elementiem, p-elementiem, d-elementiem un f-elementiem.
Tiek sauktas valences elektronu formulas, kas atrastas saskaņā ar aprakstītajiem noteikumiem kanonisks. Faktiski reālās formulas, kas noteiktas no eksperimenta vai kvantu mehāniskā aprēķina, nedaudz atšķiras no kanoniskajām, jo Dažkārt tiek pārkāpti Klečkovska noteikumi, Pauli princips un Gunda noteikumi. Šo pārkāpumu iemesli ir aplūkoti turpmāk.
1. piemērs. Uzrakstiet elementa ar atomskaitli 16 atoma elektronisko formulu. Grafiski uzzīmējiet valences elektronus un vienu no tiem raksturojiet ar kvantu skaitļiem.
Risinājums. Atomu skaits 16 satur sēra atomu. Tāpēc kodola lādiņš ir 16, kopumā sēra atoms satur 16 elektronus. Sēra atoma elektroniskā formula ir uzrakstīta: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4. (Valences elektroni pasvītroti).
Valences elektronu grafiskā formula: 
Katra elektrona stāvokli atomā raksturo četri kvantu skaitļi. Elektroniskā formula sniedz galvenā kvantu skaitļa un orbitālā kvantu skaitļa vērtības. Tātad iezīmētam elektronam stāvoklis 3p nozīmē, ka n = 3 un l= 1(p). Grafiskā formula dod vērtību vēl diviem kvantu skaitļiem - magnētiskajam un spinam. Atzīmētajam elektronam m = -1 un s = 1/2.
2. piemērs. Raksturojiet skandija atoma valences elektronus ar četriem kvantu skaitļiem.
Risinājums. Scandium ir 4. periodā, t.i. pēdējais kvantu slānis ir ceturtais, 3. grupā, t.i. trīs valences elektroni.
Valences elektronu elektroniskā formula ir: 4s 2 3d 1 .
Grafiskā formula: 