Jak rozłożyć elektrony warstwami. Rozkład elektronów według poziomów energii
Rozkład elektronów na poziomach energetycznych wyjaśnia metaliczne i niemetaliczne właściwości dowolnych pierwiastków.
Formuła elektroniczna
Istnieje pewna zasada, zgodnie z którą wolne i sparowane cząstki ujemne są umieszczane na poziomach i podpoziomach. Rozważmy bardziej szczegółowo rozkład elektronów na poziomach energetycznych.Na pierwszym poziomie energetycznym są tylko dwa elektrony. Wypełnianie nimi orbity odbywa się wraz ze wzrostem podaży energii. Rozkład elektronów w atomie pierwiastka chemicznego odpowiada liczbie porządkowej. Poziomy energetyczne o minimalnej liczbie mają najsilniejszą siłę przyciągania elektronów walencyjnych do jądra.
Przykład opracowania formuły elektronicznej
Rozważ rozkład elektronów na poziomach energetycznych na przykładzie atomu węgla. Jego numer seryjny to 6, dlatego w jądrze znajduje się sześć dodatnio naładowanych protonów. Biorąc pod uwagę, że węgiel jest przedstawicielem drugiego okresu, charakteryzuje się obecnością dwóch poziomów energetycznych. Pierwszy ma dwa elektrony, drugi ma cztery.Reguła Hunda wyjaśnia położenie w jednej komórce tylko dwóch elektronów o różnych spinach. Na drugim poziomie energetycznym są cztery elektrony. W rezultacie rozkład elektronów w atomie pierwiastka chemicznego ma następującą postać: 1s22s22p2.
Istnieją pewne zasady, według których następuje rozkład elektronów na podpoziomy i poziomy.
Zasada Pauliego
Tę zasadę sformułował Pauli w 1925 roku. Naukowiec zastrzegł możliwość umieszczenia w atomie tylko dwóch elektronów o tych samych liczbach kwantowych: n, l, m, s. Zauważ, że rozkład elektronów na poziomach energetycznych następuje wraz ze wzrostem ilości energii swobodnej.
Reguła Klechkowskiego
Wypełnianie orbitali energetycznych odbywa się zgodnie ze wzrostem liczb kwantowych n + l i charakteryzuje się wzrostem rezerwy energii.Rozważ rozkład elektronów w atomie wapnia.
W stanie normalnym jego formuła elektroniczna wygląda następująco:
Ca 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d0 4s2.
Dla elementów podobnych podgrup związanych z pierwiastkami d i f występuje „awaria” elektronu z podpoziomu zewnętrznego, który ma mniejszą rezerwę energii, do poprzedniego podpoziomu d lub f. Podobne zjawisko jest typowe dla miedzi, srebra, platyny, złota.
Rozkład elektronów w atomie polega na wypełnieniu podpoziomów niesparowanymi elektronami, które mają takie same spiny.
Dopiero po całkowitym wypełnieniu wszystkich wolnych orbitali pojedynczymi elektronami komórki kwantowe są uzupełniane o drugie ujemne cząstki o przeciwnych spinach.
Na przykład w stanie niewzbudzonym azotu:
1s2 2s2 2p3.
Na właściwości substancji wpływa elektroniczna konfiguracja elektronów walencyjnych. Według ich liczby możesz określić najwyższą i najniższą wartościowość, aktywność chemiczną. Jeśli pierwiastek znajduje się w głównej podgrupie układu okresowego, możesz użyć numeru grupy do skomponowania zewnętrznego poziomu energii, określenia jego stopnia utlenienia. Na przykład fosfor, który znajduje się w piątej grupie (głównej podgrupie), zawiera pięć elektronów walencyjnych, dlatego jest w stanie przyjąć trzy elektrony lub przekazać pięć cząstek innemu atomowi.
Wszyscy przedstawiciele drugorzędnych podgrup układu okresowego są wyjątkami od tej reguły.
Funkcje rodzinne
W zależności od tego, jaką strukturę ma zewnętrzny poziom energii, istnieje podział wszystkich neutralnych atomów zawartych w układzie okresowym na cztery rodziny:- pierwiastki s znajdują się w pierwszej i drugiej grupie (podgrupy główne); rodzina p znajduje się w grupach III-VIII (podgrupy A); pierwiastki d znajdują się w podobnych podgrupach z grup I-VIII; rodzina f składa się z aktynowców i lantanowców.
Pierwiastki d w stanie niewzbudzonym mają elektrony walencyjne zarówno na ostatnim s-, jak i na przedostatnim d-podpoziomie.
Wniosek
Stan dowolnego elektronu w atomie można opisać za pomocą zestawu liczb podstawowych. W zależności od cech jego struktury możemy mówić o określonej ilości energii. Stosując zasadę Hunda, Klechkowskiego, Pauliego dla dowolnego pierwiastka zawartego w układzie okresowym pierwiastków, możesz stworzyć konfigurację neutralnego atomu.Najmniejszy zapas energii w stanie niewzbudzonym posiadają elektrony znajdujące się na pierwszych poziomach. Kiedy obojętny atom jest podgrzewany, obserwuje się przejście elektronów, któremu zawsze towarzyszy zmiana liczby wolnych elektronów, prowadzi do znacznej zmiany stanu utlenienia pierwiastka, zmiany jego aktywności chemicznej.
Jeśli identyczne cząstki mają te same liczby kwantowe, to ich funkcja falowa jest symetryczna względem permutacji cząstek. Wynika z tego, że dwa identyczne fermiony zawarte w jednym układzie nie mogą znajdować się w tych samych stanach, ponieważ dla fermionów funkcja falowa musi być antysymetryczna. Podsumowując dane eksperymentalne, utworzył V. Pauli zasada wyjątki , W wyniku czego systemy fermionowe występują w przyrodzie tylko w stanach,opisane przez antysymetryczne funkcje falowe(kwantowo-mechaniczne sformułowanie zasady Pauliego).
Z tego przepisu wynika prostsze sformułowanie zasady Pauliego, wprowadzone przez niego w: teoria kwantowa(1925) jeszcze przed budową mechanika kwantowa: w systemie identycznych fermionów dowolna dwójka nie może jednocześnie być w tym samym stanie . Zauważ, że liczba identycznych bozonów w tym samym stanie nie jest ograniczona.
Przypomnijmy, że stan elektronu w atomie jest jednoznacznie określony przez zbiór cztery liczby kwantowe :
Główny n ;
orbitalny ja 
, zwykle te stany oznaczają 1 s, 2d, 3f;
magnetyczny ();
· spin magnetyczny ().
Rozkład elektronów w atomie zachodzi zgodnie z zasadą Pauliego, którą można sformułować dla atomu w najprostszej postaci: w tym samym atomie nie może być więcej niż jeden elektron o tym samym zestawie czterech liczb kwantowych: n, ja, , :
Z (n, ja, , ) = 0 lub 1,
gdzie Z (n, ja, , ) to liczba elektronów w stanie kwantowym, opisana zbiorem czterech liczb kwantowych: n, ja, , . Tak więc zasada Pauliego stwierdza: że dwa elektrony ,związane w tym samym atomie różnią się wartością ,przynajmniej ,jedna liczba kwantowa .
Maksymalna liczba elektronów w stanach opisanych przez zbiór trzech liczb kwantowych n, ja oraz m, a różnicowanie się tylko orientacją spinów elektronów jest równe:
| , | (8.2.1) |
ponieważ spinowa liczba kwantowa może przyjmować tylko dwie wartości 1/2 i –1/2.
Maksymalna liczba elektronów znajdujących się w stanach określona przez dwie liczby kwantowe n oraz ja:
 .
|
(8.2.2) |
W tym przypadku wektor orbitalnego momentu pędu elektronu może przyjąć w przestrzeni (2 ja+ 1) różne orientacje (ryc. 8.1).
Maksymalna liczba elektronów w stanach określona przez wartość głównej liczby kwantowej n, równa się:
 .
|
(8.2.3) |
Zbiór elektronów w atomie wieloelektronowym,o tej samej głównej liczbie kwantowej n,nazywa powłoka elektronowa lub warstwa .
W każdej z powłok elektrony są rozłożone wzdłuż podpowłoki odpowiadające temu ja.
powierzchnia przestrzeni,w którym istnieje duże prawdopodobieństwo znalezienia elektronu, nazywa podpowłoka lub orbitalny . Widok głównych typów orbitali pokazano na ryc. 8.1.
Ponieważ orbitalna liczba kwantowa przyjmuje wartości od 0 do , liczba podpowłok jest równa liczbie porządkowej n muszle. Liczbę elektronów w podpowłoce określają liczby kwantowe magnetyczne i spinowe: maksymalna liczba elektronów w podpowłoce przy danej ja równa się 2(2 ja+ 1). Oznaczenia powłok, a także rozkład elektronów na powłokach i podpowłokach podano w tabeli. jeden.
Tabela 1
| Główna liczba kwantowa n |
|||||||||||||||
| symbol muszli |
|||||||||||||||
| Maksymalna liczba elektronów w powłoce |
|||||||||||||||
| Orbitalna liczba kwantowa ja |
|||||||||||||||
| Znak podpowłoki |
|||||||||||||||
| Maksymalny numer elektrony w podpowłoka |
|||||||||||||||
Rozkład elektronów w atomie odbywa się zgodnie z 3 przepisami mechaniki kwantowej: zasadą Pauliego; zasada minimalnej energii; Zasada Hunda.
Zgodnie z zasadą Pauliego Atom nie może mieć dwóch elektronów o tych samych wartościach wszystkich czterech liczb kwantowych. Zasada Pauliego określa maksymalną liczbę elektronów na jednym orbicie, poziomie i podpoziomie. Ponieważ AO charakteryzuje się trzema liczbami kwantowymi n, l, ml, elektrony danego orbitalu mogą różnić się tylko spinową liczbą kwantową SM. Ale SM może mieć tylko dwie wartości +½ i -½.
Dlatego na jednym orbicie mogą znajdować się nie więcej niż dwa elektrony o przeciwnie skierowanych spinach. Maksymalna liczba elektronów na poziomie energetycznym jest zdefiniowana jako 2 n 2 , a na podpoziomie - jako 2 (2 ja+1). Maksymalną liczbę elektronów znajdujących się na różnych poziomach i podpoziomach podano w tabeli. 2.1.
Maksymalna liczba elektronów na poziomach i podpoziomach kwantowych
| Poziom energii | Podpoziom energetyczny | Możliwe wartości magnetycznej liczby kwantowej ml | Liczba JSC w | Maksymalna liczba elektronów na | ||
| podpoziom | poziom | podpoziom | poziom | |||
| K (n= 1) | s (ja= 0) | |||||
| L (n= 2) | s (ja= 0) p (ja= 1) | -1, 0, 1 | ||||
| M (n= 3) | s (ja= 0) p (ja= 1) d (ja= 2) | -1, 0, 1 -2, -1, 0, 1, 2 | ||||
| N (n= 4) | s (ja= 0) p (ja= 1) d (ja= 2) f (ja= 3) | -1, 0, 1 -2, -1, 0, 1, 2 -3, -2, -1, 0, 1, 2, 3 |
Sekwencja wypełniania orbitali elektronami odbywa się zgodnie z zasada minimalnej energii, W wyniku czego elektrony wypełniają orbitale w kolejności rosnącego poziomu energii orbitali. Kolejność orbitali pod względem energii jest określona przez Reguła Klechkowskiego : wzrost energii, a zatem wypełnienie orbitali następuje w kolejności rosnącej sumy (n + l) i z równą sumą (n + l) - w kolejności rosnącej n.
Kolejność rozkładu elektronów na poziomach energetycznych i podpoziomach w powłoce atomu nazwał go elektroniczna Konfiguracja. Podczas pisania konfiguracji elektronicznej numer poziomu (główna liczba kwantowa) jest oznaczany cyframi 1, 2, 3, 4 ..., podpoziom (orbitalna liczba kwantowa) - literami s, p, d, f. Liczba elektronów na podpoziomie jest oznaczona liczbą, która jest zapisana na górze symbolu podpoziomu. Na przykład elektroniczna konfiguracja atomu siarki to 16 S 1 s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 i wanad 23 V 1 s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d°/i> 3 4 s 2 .
Właściwości chemiczne atomów determinowane są głównie przez strukturę zewnętrznych poziomów energetycznych, które nazywane są wartościowość. Ukończone poziomy energetyczne nie uczestniczą w interakcji chemicznej. Dlatego dla zwięzłości są one często oznaczane symbolem poprzedniego gazu szlachetnego dla zwięzłości. Tak więc dla siarki: 3 s 2 3p cztery ; dla wanadu: 3 d 3 4s 2. Jednocześnie skrócona notacja wyraźnie podkreśla elektrony walencyjne, które określają Właściwości chemiczne atomy pierwiastków.
W zależności od tego, który podpoziom w atomie jest wypełniony jako ostatni, wszystkie pierwiastki chemiczne podzielone są na 4 rodziny elektroniczne: s-, p-, d-, f- elementy. Pierwiastki, których atomy jako ostatnie wypełniają s-podpoziom poziomu zewnętrznego, nazywane są s-elementami. Na s- elementy to walencja s-elektrony zewnętrznego poziomu energetycznego.
Na p-elementy p-podpoziom poziomu zewnętrznego jest wypełniany jako ostatni. Mają elektrony walencyjne w p- oraz s- podpoziomy warstwy zewnętrznej. Na d-elementy, d-podpoziom poziomu przed-zewnętrznego jest wypełniany jako ostatni i walencja są s- elektrony zewnętrznej i d- elektrony przedzewnętrznych poziomów energetycznych. Na f-elementy, f-podpoziom trzeciego zewnętrznego poziomu energii jest wypełniany jako ostatni.
Konfigurację elektronową atomu można również przedstawić w postaci schematów rozmieszczenia elektronów w komórkach kwantowych, które są graficzną reprezentacją orbitalu atomowego. Każda komórka kwantowa może zawierać nie więcej niż dwa elektrony o przeciwnie skierowanych spinach. Kolejność umieszczania elektronów w obrębie jednego podpoziomu określa reguła Hunda: w obrębie podpoziomu elektrony są ułożone tak, aby ich całkowity spin był maksymalny. Innymi słowy, orbitale danego podpoziomu są wypełnione najpierw jednym elektronem o tych samych spinach, a następnie drugim elektronem o przeciwnych spinach.
Całkowity obrót R- elektrony trzeciego poziomu energetycznego atomu siarki S SM= ½ - ½ + ½ + ½ = 1; d- elektrony atomu wanadu -
S SM\u003d ½ + ½ + ½ \u003d 3 / 2.
Często nie cała formuła elektroniczna jest przedstawiona graficznie, ale tylko te podpoziomy, na których znajdują się elektrony walencyjne, na przykład
16S…3 s 2 3p cztery ; 23V…3 d 3 4s 2 .
W graficznym przedstawieniu konfiguracji elektronowej atomu w stanie wzbudzonym, wraz z wypełnionymi, przedstawiono wolne orbitale walencyjne. Na przykład w atomie fosforu na trzecim poziomie energetycznym jest jeden s-AO, trzy R-ao i pięć d-AO. Konfiguracja elektronowa atomu fosforu w stanie podstawowym ma postać
15 R… 3 s 2 3p 3 .
Wartościowość fosforu, określona przez liczbę niesparowanych elektronów, wynosi 3. Gdy atom przechodzi w stan wzbudzony, elektrony stanu 3 są uszkodzone s i jeden z elektronów s-podpoziom może przejść do d-podpoziom:
R*… 3 s2 3p 3 3d 1
W tym przypadku wartościowość fosforu zmienia się z trzech (PCl 3) w stanie podstawowym do pięciu (PCl 5) w stanie wzbudzonym.
Każdy elektron w atomie porusza się w pierwszym przybliżeniu w centralnie symetrycznym polu niekulombowskim. Stan elektronu w tym przypadku określają trzy liczby kwantowe, których znaczenie fizyczne wyjaśniono w § 28. W związku z istnieniem spin elektronu, należy do wskazanych liczb kwantowych dodać liczbę kwantową, która może przyjmować wartości i wyznacza rzut spinu na dany kierunek. Poniżej, dla magnetycznej liczby kwantowej, zamiast tego użyjemy notacji, aby podkreślić fakt, że ta liczba określa rzut orbitalnego momentu pędu, którego wartość jest podana przez liczbę kwantową l.
Tak więc stan każdego elektronu w atomie charakteryzuje się czterema liczbami kwantowymi:
Energia stanu zależy głównie od liczb.
Ponadto istnieje słaba zależność energii od liczb, ponieważ ich wartości są związane z wzajemną orientacją momentów, od których zależy wielkość oddziaływania między orbitalnym i wewnętrznym momentem magnetycznym elektronu. Energia stanu rośnie silniej wraz ze wzrostem liczby niż ze wzrostem Dlatego z reguły stan o dużej ma, niezależnie od wartości, więcej energii.
W normalnym (niewzbudzonym) stanie atomu elektrony powinny znajdować się na najniższych dostępnych dla nich poziomach energii. Wydawałoby się zatem, że w każdym atomie w stanie normalnym wszystkie elektrony powinny być w tym stanie, a podstawowe terminy wszystkich atomów powinny być typu -członowego.Jednak doświadczenie pokazuje, że tak nie jest.
Wyjaśnienie obserwowanych rodzajów terminów jest następujące. Zgodnie z jednym z praw mechaniki kwantowej, zwanym zasadą Pauliego, w tym samym atomie (lub w jakimkolwiek innym układzie kwantowym) nie mogą znajdować się dwa elektrony, które mają ten sam zestaw liczb kwantowych. Innymi słowy, dwa elektrony nie mogą być jednocześnie w tym samym stanie.
W § 28 pokazano, że dane odpowiadają stanom różniącym się wartościami l, a liczba kwantowa może przyjmować dwie wartości: W związku z tym nie więcej niż elektrony mogą znajdować się w stanach o danej wartości:
Zbiór elektronów o tych samych wartościach liczby kwantowej tworzy powłokę. Powłoki dzielą się na podpowłoki różniące się wartością liczby kwantowej l. Zgodnie ze znaczeniem pociskom nadano oznaczenia zapożyczone ze spektroskopii rentgenowskiej:
Tabela 36.1
Podział możliwych stanów elektronu w atomie na powłoki i podpowłoki przedstawia tabela. 36.1, w którym dla przejrzystości zamiast symboli stosuje się symbole: . Podpowłoki, jak wskazano w tabeli, można wyznaczyć na dwa sposoby (na przykład albo ).
Każdy orbital atomowy odpowiada określonej energii. Kolejność AO w energii jest określona przez dwie zasady Klechkowskiego:
1) energia elektronu zależy głównie od wartości głównego (n) i orbitalnego ( ja) liczb kwantowych, więc najpierw elektrony wypełniają te podpoziomy, dla których suma (n + ja) mniej.
Na przykład można założyć, że podpoziom 3d ma niższą energię niż 4s. Jednak zgodnie z regułą Klechkowskiego energia stanu 4s jest mniejsza niż 3d, ponieważ dla 4s suma (n + ja) = 4 + 0 = 4, a dla 3d - (n + ja) = 3 + 2 = 5.
2) Jeżeli suma (n + ja) jest taka sama dla dwóch podpoziomów (na przykład dla podpoziomów 3d i 4p suma ta wynosi 5), poziom z mniejszym n. Dlatego tworzenie poziomów energetycznych atomów pierwiastków czwartego okresu następuje w następującej kolejności: 4s - 3d - 4p. Na przykład:
21 Sc 1s 2 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 3d 10 4p 1
Tak więc, biorąc pod uwagę zasady Klechkowskiego, energia orbitali atomowych wzrasta zgodnie z szeregiem
1s< 2s < 2p < 3 < 3p < 4s ≤3d< 4p < 5s ≤ 4d < 5p < 6s ≤ 4f ≤ 5d < 6p < 7s ≤ 5f ≤ 6d < 7p
Notatka. Znak ≤ oznacza, że energie AO są bliskie, więc tutaj możliwe jest naruszenie zasad Klechkowskiego.
Za pomocą tej serii można określić strukturę elektronową dowolnego atomu. Aby to zrobić, musisz kolejno dodawać i umieszczać elektrony na podpoziomach i orbitalach atomowych. W tym przypadku konieczne jest uwzględnienie zasady Pauliego i zasad dwóch Hundów.
3. Zasada Pauliego określa pojemność AO: Atom nie może mieć dwóch elektronów o tym samym zestawie wszystkich czterech liczb kwantowych.
Innymi słowy, jeden AO charakteryzujący się trzema liczbami kwantowymi może pomieścić tylko dwa elektrony z przeciwnymi spinami, tj. dla jednego AO można napisać dwa możliwe opcje jego wypełnienie:
jeden elektron i dwa elektrony ↓ .
W tym przypadku konkretny kierunek spinu dla jednego elektronu na orbicie nie ma znaczenia, ważne jest tylko, aby spiny dla dwóch elektronów w jednym AO miały przeciwne znaki. Zasada Pauliego i współzależność między wartościami n, ja, oraz m określają maksymalną możliwą liczbę elektronów na orbital, podpoziom i poziom (Tabela 2.4):
-na jednym AO - 2 elektron;
- na podpoziomie ja- 2(2l+1) elektron;
- na poziomie n - 2n 2 elektrony.
Tabela 2.4
Dystrybucja elektronów
według poziomów energii, podpoziomów i orbitali
| Poziom energii | Główna liczba kwantowa | Podpoziom energetyczny | orbitale atomowe | Maksymalna liczba elektronów | |
| podpoziom | poziom | ||||
| 1 | s( ja= 0) | ||||
| s( ja= 0) | |||||
| 2 | p( ja= 1) | ||||
| s( ja= 0) | |||||
| 3 | p( ja= 1) | ||||
| d( ja=2) |
4. Reguły Two Hund opisują kolejność, w jakiej elektrony wypełniają AO jednego podpoziomu:
Pierwsza zasada: na danym podpoziomie elektrony mają tendencję do wypełniania stanów energetycznych (AO) w taki sposób, aby suma ich spinów w wartości bezwzględnej była maksymalna. W tym przypadku energia systemu jest minimalna.
Rozważmy na przykład konfigurację elektronową atomu węgla. Liczba atomowa tego pierwiastka wynosi 6. Oznacza to, że w atomie jest 6 elektronów i znajdują się one na 2 poziomach energetycznych (atom węgla znajduje się w drugim okresie), tj. 1s 2 2s 2 2p 2 . Graficznie podpoziom 2p można przedstawić na trzy sposoby:
m 0 0 +1 0 -1 0 0 +1 0 -1 0 0 +1 0 -1
A B C
Ilość spinów w opcji a równa się zero. W wariantach b oraz w suma spinów wynosi: ½ +½ = 1 (dwa sparowane elektrony zawsze sumują się do zera, więc bierzemy pod uwagę niesparowane elektrony).
Wybierając jedną z opcji b oraz w postępuj zgodnie z drugą zasadą Hunda : stan z maksymalną (w wartości bezwzględnej) sumą magnetycznych liczb kwantowych ma minimalną energię.
Zgodnie z zasadą Hunda ta opcja ma przewagę b(suma |1+ 0| równa się 1) , ponieważ w wariancie w suma |+1–1| równa się 0.
Zdefiniujmy na przykład wzór elektroniczny pierwiastka wanad (V). Ponieważ jego liczba atomowa wynosi Z = 23, 23 elektrony muszą znajdować się na podpoziomach i poziomach (są ich cztery, ponieważ wanad jest w czwartym okresie). Kolejno wypełniamy: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 3 (podkreślone niedokończone poziomy i podpoziomy). Umieszczenie elektronów na 3d-AO zgodnie z regułą Hunda będzie wyglądało następująco:
Dla selenu (Z = 34) pełna formuła elektroniczna to: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 4, czwarty poziom jest niekompletny.
Wypełnienie tego podpoziomu zgodnie z regułą Hunda: 4p
Szczególną rolę w chemii odgrywają elektrony ostatnich niezajętych poziomów i podpoziomów, które nazywane są wartościowość(we wzorach V, Se podkreślono). Na przykład w wanadzie są to elektrony niewypełnionego czwartego poziomu 4s 2 i niewypełnionego podpoziomu 3d 3 , czyli 5 elektronów będzie wartościowością 4s 2 3d 3 ; selen ma 6 elektronów - 4s 2 4p 4 .
Pod nazwą ostatniego podpoziomu, który ma zostać wypełniony, elementy te nazywane są s-elementami, p-elementami, d-elementami i f-elementami.
Wzory elektronów walencyjnych znalezione zgodnie z opisanymi zasadami nazywa się kanoniczny. W rzeczywistości wzory rzeczywiste wyznaczone na podstawie eksperymentu lub obliczeń kwantowo-mechanicznych różnią się nieco od kanonicznych, ponieważ Zasady Klechkowskiego, zasady Pauliego i zasady Gunda są czasami łamane. Przyczyny tych naruszeń omówiono poniżej.
Przykład 1. Zapisz wzór elektronowy atomu pierwiastka o liczbie atomowej 16. Narysuj graficznie elektrony walencyjne i scharakteryzuj jeden z nich za pomocą liczb kwantowych.
Rozwiązanie. Liczba atomowa 16 ma atom siarki. Dlatego ładunek jądrowy wynosi 16, ogólnie atom siarki zawiera 16 elektronów. Formuła elektroniczna atomu siarki jest zapisana: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4. (Podkreślono elektrony walencyjne).
Wzór graficzny elektronów walencyjnych: 
Stan każdego elektronu w atomie charakteryzuje się czterema liczbami kwantowymi. Formuła elektroniczna podaje wartości głównej liczby kwantowej i orbitalnej liczby kwantowej. Czyli dla zaznaczonego elektronu stan 3p oznacza, że n = 3 i ja= 1(p). Formuła graficzna podaje wartość dwóch kolejnych liczb kwantowych - magnetycznej i spinowej. Dla zaznaczonego elektronu m = -1 i s = 1/2.
Przykład 2. Scharakteryzuj elektrony walencyjne atomu skandu czterema liczbami kwantowymi.
Rozwiązanie. Scandium jest w IV okresie, czyli ostatnia warstwa kwantowa to czwarta, w trzeciej grupie, czyli trzy elektrony walencyjne.
Formuła elektronowa elektronów walencyjnych to: 4s 2 3d 1 .
Formuła graficzna: 