elektronplaceringen

Elektronplaceringen, eller elektronkonfigurationen, beskriver hur elektronerna fördelas mellan atomens orbitaler. Den styrs av flera grundläggande principer: Aufbau-principen säger att elektronerna fyller lägsta energinivå först; Pauli-principen förbjuder två elektroner i samma orbital att ha identiska kvanttal; Hunds regel anger att elektronerna i liknande orbitaler fylls med parallellspin så långt som möjligt. Madelung-regeln används ofta som riktlinje för ordningen av energinivåerna genom att n+l-värdet avgör vilken orbital som fylls först. Orbitalerna betecknas som 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 3d, 4s, och så vidare. Elektronerna fylls enligt dessa regler och uppfyller subshells.

Notationer: ofta skrivs konfigurationen som 1s^2 2s^2 2p^4 för syre. För att visa kärnans elektronantal används ädelgasnotationen, exempel: syre är [He] 2s^2 2p^4; natrium är [Ne] 3s^1; järn är [Ar] 3d^6 4s^2.

Elektronplaceringen påverkar kemiska egenskaper genom antalet valenselektroner och hur atomen deltar i bindningar. Den förklarar periodiska trender som atomstorlek, joniseringsenergi och elektronaffinitet. Hos övergångselement finns komplexitet i d- och f-skalens energi, och relativistiska effekter blir alltmer betydelsefulla hos tunga element. Vid jonbildning följer ofta reglerna så att de yttre elektronerna tas bort först. Sammanfattningsvis är elektronkonfigurationen ett centralt verktyg för att förstå atomers beteende och spektra.