Perbincangan di bawah melibatkan maklumat dari orbitalal atom.

Ringkasan nombor kuantum

Keadaan elektron di dalam atom diberikan oleh empat nombor kuantum. Tiga daripadanya adalah integer dan merupakan ciri orbitalal atom tempat terletaknya elektron itu.

Tiada dua elektron dalam satu atom mempunyai satu set empat nombor kuantum yang sama, mengikut prinsip pengecualian Pauli.

Petala dan subpetala

Petala dan subpetala (juga dikenali sebagai aras dan subaras) ditakrifkan oleh nombor kuantum, bukan oleh jarak elektronnya dari nukleus, atau keseluruhan tenaganya. Dalam atom besar, petala di atas petala kedua adalah bertindih (lihat prinsip Aufbau).

Keadaan yang sama nilai n adalah berkaitan, dan dikatakan berada dalam petala elektron yang sama.
Keadaan yang sama nilai n dan l dikatakan berada dalam subpetala elektron yang sama, dan elektron yang mempunyai n dan l yang sama dipanggil elektron setara.
Jika keadaan juga berkongsi nilai m yang sama dikatakan berada dalam orbital atom yang sama.
Disebabkan elektron hanya mempunyai dua keadaan spin yang mungkin, orbital atom tidak boleh mempunyai lebih dari dua elektron (prinsip pengecualian Pauli).

Subpetala boleh mempunyai hingga 4l+2 elektron; petala boleh mempunyai hingga 2n² elektron; iaitu n sama dengan bilangan petala.

Contoh

Di sini adalah konfigurasi elektron bagi petala kelima yang terisi:

Maklumat ini boleh ditulis sebagai 5s2 5p6 5d10 5f14 5g18 (lihat bawah untuk perincian tatatanda).

Tatatanda

Ahli fizik dan kimia menggunakan untuk menerangkan konfiguurasi elektron. Dalam tatatanda ini, subpetala ditulis dalam bentuk nxy, iaitu n merupakan bilangan petala, x merupakan label subpetala dan y merupakan bilangan elektron dalam subpetala. Subpetala atom ditulis susunan mengikut kenaikan tenaga – dalam kata lain, kedudukan elektron diisi (lihat prinsip Aufbau).

Sebagai contoh, hidrogen berkeadaan asas mempunyai satu elektron dalam orbital s dalam petala pertama, maka konfigurasinya ditulis 1s1. Litium mempunyai dua elektron dalam subpetala 1s dan satu dalam subpetala 2s (bertenaga tinggi), maka konfigurasi keadaan asasnya ditulis 1s2 2s1. Fosforus (bilangan atom 15), adalah seperti berikut: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3.

Bagi atom dengan bilangan elektron yang banyak, tatatanda ini akan menjadi lebih panjang. Ia sering dipendekkan dengan menyatakan beberapa subpetala yang pertama sama dengan salah satu gas adi. Fosforus, sebagai contoh, berbeza dengan neon (1s2 2s2 2p6) hanya dengan kehadiran petala ketiga. Maka, konfigurasi elektron neon digantikan, dan fosforus ditulis sebagai: [Ne]3s2 3p3.

Malah, ada juga pernyataan yang hanya menulis bilangan elektron dalam setiap petala, cth. (fosforus): 2-8-5.

Prinsip Aufbau

Dalam keadaan asas dalam atom (syarat untuk ia ditemui), konfigurasi elektron lazimnya mengikut prinsip Aufbau. Menurut prinsip ini, elektron memasuki ke dalam keadaan mengikut kenaikan tenaga keadaan iaitu elektron pertama akan memasuki keadaan bertenaga rendah dahulu, yang kedua akan memasuki keadaan bertenaga kedua terendah dan seterusnya. Kedudukan yang keadaan itu terisi adalah seperti berikut:

Susunan kenaikan tenaga subpetala boleh dibina dengan menurun secara menyerong ke kiri bawah, dari atas menyerong ke bawah. Pepenjuru yang pertama akan melalui 1s; pepenjuru kedua akan melalui 2s; pepenjuru ketiga akan melalui 2p dan 3s; pepenjuru keempat melalui 3p dan 4s; pepenjuru kelima akan melalui 3d, 4p, dan 5s; dan seterusnya. Secara umum, subpetala yang bukan "s" sering diikuti oleh subpetala yang lebih "rendah" bagi petala berikutnya; cth. 2p diikuti oleh 3s; 3d diikuti oleh 4p, yang diikuti oleh 5s, 4f yang diikuti oleh 5d, yang diikuti oleh 6p, dan kemudian 7s. Ini menerangkan susunan blok dalam jadual berkala.

Sepasang elektron dengan spin serupa mempunyai tenaga yang lebih kecil daripada sepasang elektron yang mempunyai spin yang berbeza. Memandangkan dua elektron dalam orbital yang sama haruslah mempunyai spin yang berbeza, ini menyebabkan elektron lebih cenderung untuk mengisi orbital yang berbeza (yang kurang tenaganya). Tatarajah ini menunjukkan bahawa sekiranya subpetala dengan l > 0 {\displaystyle l>0} (mengandungi lebih dari satu orbital), ia akan kurang penuh. Sebagai contoh, jika subpetala p mengandungi empat elektron, dua elektron akan dipaksa mengisi satu orbital, tetapi dua elektron yang lain akan mengisi kedua-dua orbital yang lain, dan spinnya akan menjadi sama. Fenomena ini dipanggil Petua Hund.

Prinsip Aufbau boleh digunakan, dalam bentuk yang diubah, kepada proton dan neutron dalam nukleus atom (lihat model petala fizik nuklear).

Jadual orbital

Jadual ini menunjukkan konfigurasi semua orbital hingga 7s, maka ia meliputi konfigurasi elektron mudah bagi semua unsur dalam jadual berkala hingga kopernisium (unsur 112) dengan pengecualian lawrensium (unsur 103), yang memerlukan orbital 7p.

Pengecualian dalam 3d, 4d, 5d

Subpetala d yang terri separuh atau penuh (5 atau 10 elektron) adalah lebih stabil berbanding subpetala s dalam petala seterusnya. Ini disebabkan kurang tenaga yang diperlukan untuk mengekalkan satu elektron dalam subpetala d yang terisi separuh berbanding subpetala s yang terisi. Sebagai contoh, kuprum (nombor atom 29) mempunyai konfigurasi [Ar]4s1 3d10, bukan [Ar]4s2 3d9 seperti yang dijangka oleh Prinsip Aufbau. Begitu juga kromium (nombor atom 24) mempunyai konfigurasi [Ar]4s1 3d5, bukan [Ar]4s2 3d4 dan [Ar] adalah mewakili argon.

Pengecualian dalam Kala 4:

Pengecualian dalam Kala 5:

Pengecualian dalam Kala 6: