Элементийн электрон томъёо. Элементийн электрон томьёо Элементийн электрон томьёог зохиох алгоритм

Элементийн электрон томьёог зохиох алгоритм:

1. Химийн элементүүдийн үечилсэн хүснэгтийг ашиглан атом дахь электронуудын тоог тодорхойлно D.I. Менделеев.

2. Элемент байрлах хугацааны тоог ашиглан энергийн түвшний тоог тодорхойлох; Сүүлийн электрон түвшний электронуудын тоо нь бүлгийн дугаартай тохирч байна.

3. Орбитал дүүргэх дүрмийн дагуу түвшнийг дэд түвшин болон орбитал болгон хувааж электроноор дүүргэнэ.

Эхний түвшинд хамгийн ихдээ 2 электрон байдаг гэдгийг санах нь зүйтэй 1с 2, хоёр дахь нь - дээд тал нь 8 (хоёр сба зургаа r: 2с 2 2х 6), гурав дахь нь - дээд тал нь 18 (хоёр с, зургаа х, мөн арав d: 3s 2 3p 6 3d 10).

• Үндсэн квант тоо nхамгийн бага байх ёстой.
• Эхлээд бөглөх хэрэгтэй с-Дараа нь дэд түвшин р-, d- b f-дэд түвшин.
• Орбиталуудын энергийг нэмэгдүүлэх дарааллаар электронууд тойрог замыг дүүргэдэг (Клечковскийн дүрэм).
• Дэд түвшний дотор электронууд эхлээд чөлөөт тойрог замыг нэг нэгээр нь эзэлдэг бөгөөд үүний дараа хосууд үүсгэдэг (Хундын дүрэм).
• Нэг тойрог замд хоёроос илүү электрон байж болохгүй (Паули зарчим).

Жишээ.

1. Азотын электрон томьёог бүтээцгээе. Азот нь үелэх хүснэгтийн 7 дугаарт ордог.

2. Аргоны электрон томъёог бүтээцгээе. Аргон нь үелэх хүснэгтийн 18 дугаарт ордог.

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6.

3. Хромын электрон томьёог бүтээцгээе. Хром нь үечилсэн хүснэгтийн 24-т байдаг.

1сек 2 2сек 2 2х 6 3сек 2 3х 6 4сек 1 3d 5

Цайрын энергийн диаграмм.

4. Цайрын электрон томъёог бүтээцгээе. Цайр нь үелэх хүснэгтийн 30 дугаарт ордог.

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10

Цахим томьёоны нэг хэсэг болох 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 нь аргоны электрон томьёо гэдгийг анхаарна уу.

Цайрын электрон томъёог дараах байдлаар илэрхийлж болно.

ТОДОРХОЙЛОЛТ

Төмөр- үечилсэн системийн хорин зургаа дахь элемент. Тэмдэглэл - Латин "ferrum" -аас Fe. Дөрөвдүгээр үе, VIIIB бүлэгт байрладаг. Металлуудыг хэлдэг. Цөмийн цэнэг 26.

Төмөр бол дэлхийн бөмбөрцөгт хөнгөн цагааны дараа ордог хамгийн түгээмэл металл юм: энэ нь дэлхийн царцдасын 4% (жин) эзэлдэг. Төмөр нь янз бүрийн нэгдлүүдийн хэлбэрээр олддог: исэл, сульфид, силикат. Төмөр нь зөвхөн солируудад чөлөөт төлөвт байдаг.

Хамгийн чухал төмрийн хүдэрт соронзон төмрийн хүдэр Fe 3 O 4 , улаан төмрийн хүдэр Fe 2 O 3 , хүрэн төмрийн хүдэр 2Fe 2 O 3 × 3H 2 O , төмрийн хүдэр FeCO 3 .

Төмөр нь мөнгөлөг (Зураг 1) уян хатан металл юм. Энэ нь хуурамчаар үйлдэх, өнхрөх болон бусад төрлийн боловсруулалт хийхэд тохиромжтой. Төмрийн механик шинж чанар нь түүний цэвэршилтээс, тэр ч байтугай маш бага хэмжээний бусад элементүүдийн агууламжаас ихээхэн хамаардаг.

Цагаан будаа. 1. Төмөр. Гадаад төрх.

Төмрийн атом ба молекулын масс

Бодисын харьцангуй молекул жин(M r) нь өгөгдсөн молекулын масс нь нүүрстөрөгчийн атомын массын 1/12-ээс хэд дахин их болохыг харуулсан тоо бөгөөд элементийн харьцангуй атомын масс(A r) - атомын дундаж массаас хэд дахин их химийн элементнүүрстөрөгчийн атомын массын 1/12-аас их.

Чөлөөт төлөвт төмөр нь нэг атомын Fe молекул хэлбэрээр байдаг тул түүний атом ба молекулын массын утгууд давхцдаг. Тэд 55.847-той тэнцүү байна.

Төмрийн аллотропи ба аллотропик өөрчлөлтүүд

Төмөр нь α-төмөр ба γ-төмөр гэсэн хоёр талст өөрчлөлтийг үүсгэдэг. Тэдний эхнийх нь биеийн төвтэй куб тортой, хоёр дахь нь нүүр төвтэй куб тортой. α-төмөр нь термодинамикийн хувьд хоёр температурын мужид тогтвортой байдаг: 912 ° C-аас доош, 1394 ° C-аас хайлах цэг хүртэл. Төмрийн хайлах цэг нь 1539 ± 5 o C. 912 o C ба 1394 o C хооронд γ-төмөр тогтвортой байна.

α- ба γ-төмрийн тогтвортой байдлын температурын мужийг температурын өөрчлөлттэй хамт хоёр өөрчлөлтийн Гиббсийн энергийн өөрчлөлтийн шинж чанараар тодорхойлно. 912oС-аас доош ба 1394oС-ээс дээш температурт α-төмрийн Гиббсийн энерги нь γ-төмрийн Гиббсийн энергиэс бага, 912 - 1394oС-ийн мужид их байдаг.

Төмрийн изотопууд

Байгальд төмрийг 54 Fe, 56 Fe, 57 Fe, 57 Fe гэсэн дөрвөн тогтвортой изотоп хэлбэрээр олж болно гэдгийг мэддэг. Тэдний массын тоо нь тус тус 54, 56, 57, 58 байна. 54 Fe төмрийн изотопын атомын цөм нь хорин зургаан протон, хорин найман нейтрон агуулдаг бөгөөд үлдсэн изотопууд нь зөвхөн нейтроны тоогоор л ялгаатай байдаг.

45-аас 72 хүртэлх масстай төмрийн хиймэл изотопууд, мөн цөмийн 6 изомер төлөвтэй байдаг. Дээрх изотопуудаас хамгийн урт насалдаг нь 60 Fe бөгөөд хагас задралын хугацаа 2.6 сая жил байна.

Төмрийн ионууд

Төмрийн электронуудын тойрог замын тархалтыг харуулсан электрон томъёо нь дараах байдалтай байна.

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2 .

Химийн харилцан үйлчлэлийн үр дүнд төмөр нь валентийн электроноо өгдөг, өөрөөр хэлбэл. нь тэдний донор бөгөөд эерэг цэнэгтэй ион болж хувирдаг.

Fe 0 -2e → Fe 2+ ;

Fe 0 -3e → Fe 3+.

Төмрийн молекул ба атом

Чөлөөт төлөвт төмөр нь нэг атомт Fe молекул хэлбэрээр оршдог. Төмрийн атом ба молекулыг тодорхойлох зарим шинж чанарууд энд байна.

Төмрийн хайлш

19-р зууныг хүртэл төмрийн хайлш нь ган, цутгамал төмөр гэж нэрлэгддэг нүүрстөрөгчтэй хайлшаараа алдартай байв. Гэсэн хэдий ч дараа нь хром, никель болон бусад элементүүдийг агуулсан төмрийн үндсэн дээр шинэ хайлш бий болсон. Одоогийн байдлаар төмрийн хайлшийг нүүрстөрөгчийн ган, цутгамал төмөр, хайлш ган, тусгай шинж чанартай ган гэж хуваадаг.

Технологийн хувьд төмрийн хайлшийг ихэвчлэн хар металл гэж нэрлэдэг бөгөөд тэдгээрийн үйлдвэрлэлийг хар төмөрлөг гэж нэрлэдэг.

Асуудлыг шийдвэрлэх жишээ

ЖИШЭЭ 1

Цахим тохиргооатом нь түүний электрон орбиталуудын тоон дүрслэл юм. Электрон орбиталууд нь эргэн тойронд байрладаг янз бүрийн хэлбэрийн мужууд юм атомын цөм, электрон байгаа эсэх нь математикийн хувьд магадлалтай. Цахим тохиргоо нь уншигчдад атом хэдэн электрон орбиталь байгааг хэлэхээс гадна тойрог тус бүрийн электроны тоог тодорхойлоход тусалдаг. Энэ өгүүллийг уншсаны дараа та цахим тохиргоог хийх аргыг эзэмших болно.

Алхам

Д.И.Менделеевийн үечилсэн системийг ашиглан электронуудын тархалт

Өөрийн атомын атомын дугаарыг олоорой.Атом бүр түүнтэй холбоотой тодорхой тооны электронтой байдаг. Өөрийн атомын тэмдгийг олоорой үечилсэн хүснэгт. Атомын тоо нь бүхэл юм эерэг тоо, 1-ээс эхлэн (устөрөгчийн хувьд) дараагийн атом бүрт нэгээр нэмэгдэнэ. Атомын дугаар нь протоны тооатом дахь, тиймээс энэ нь бас тэг цэнэгтэй атомын электронуудын тоо юм.

Атомын цэнэгийг тодорхойл.Төвийг сахисан атомууд нь үечилсэн хүснэгтэд үзүүлсэнтэй ижил тооны электронтой байх болно. Гэсэн хэдий ч цэнэгтэй атомууд нь цэнэгийн хэмжээнээс хамааран их эсвэл бага электронтой байх болно. Хэрэв та цэнэгтэй атомтай ажиллаж байгаа бол дараах байдлаар электрон нэмэх буюу хасах: сөрөг цэнэг бүрт нэг электрон нэмж, эерэг цэнэг бүрт нэгийг хасна.

• Жишээлбэл, -1 цэнэгтэй натрийн атом нэмэлт электронтой болно Үүнээс гаднаүндсэн атомын дугаар нь 11. Өөрөөр хэлбэл атом нь нийт 12 электронтой болно.
• Хэрэв бид +1 цэнэгтэй натрийн атомын тухай ярьж байгаа бол үндсэн атомын дугаар 11-ээс нэг электроныг хасах ёстой. Тиймээс атом 10 электронтой болно.

1. Орбиталуудын үндсэн жагсаалтыг санаарай.Атом дахь электронуудын тоо нэмэгдэхийн хэрээр атомын электрон бүрхүүлийн янз бүрийн дэд түвшнийг тодорхой дарааллын дагуу дүүргэдэг. Электрон бүрхүүлийн дэд түвшин бүрийг дүүргэх үед тэгш тооны электрон агуулдаг. Дараах дэд түвшнийг авах боломжтой.

   Электрон тохиргооны тэмдэглэгээг ойлгох.Орбитал бүрийн электронуудын тоог тодорхой харуулахын тулд электроны тохиргоог бичдэг. Орбиталуудыг дараалсан байдлаар бичдэг бөгөөд тойрог бүрийн атомын тоог тойрог замын нэрний баруун талд дээд үсгээр бичнэ. Дууссан цахим тохиргоо нь дэд түвшний тэмдэглэгээ, дээд тэмдэгтийн дарааллын хэлбэртэй байна.

   • Жишээлбэл, хамгийн энгийн цахим тохиргоо энд байна: 1s 2 2s 2 2p 6 .Энэ тохиргоо нь 1s дэд түвшинд хоёр электрон, 2s дэд түвшинд хоёр электрон, 2p дэд түвшинд зургаан электрон байгааг харуулж байна. 2 + 2 + 6 = нийт 10 электрон. Энэ бол төвийг сахисан неон атомын электрон тохиргоо юм (неоны атомын дугаар нь 10).

2. Орбиталуудын дарааллыг санаарай.Электрон орбиталууд нь электрон бүрхүүлийн тоог нэмэгдүүлэх дарааллаар дугаарлагдсан боловч энергийн өсөлтийн дарааллаар байрладаг гэдгийг санаарай. Жишээлбэл, дүүрсэн 4s 2 орбитал нь хэсэгчлэн дүүрсэн эсвэл дүүргэсэн 3d 10 орбиталаас бага энергитэй (эсвэл хөдөлгөөн багатай) тул 4s орбиталыг эхлээд бичнэ. Орбиталуудын дарааллыг мэдсэний дараа тэдгээрийг атом дахь электронуудын тоогоор хялбархан дүүргэж болно. Орбиталуудыг дүүргэх дараалал дараах байдалтай байна. 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p.

   • Бүх орбиталууд дүүрсэн атомын электрон тохиргоо дараах байдалтай байна: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 4f 14 5d 67s 14 6г 10 7х 6
   • Бүх орбиталууд дүүрсэн үед дээрх оруулга нь атом болох Uuo (ununoctium) 118 элементийн электрон тохиргоо гэдгийг анхаарна уу. үечилсэн хүснэгтхамгийн их тоогоор. Тиймээс энэхүү цахим тохиргоо нь төвийг сахисан цэнэгтэй атомын одоогийн мэдэгдэж байгаа бүх электрон дэд түвшинг агуулдаг.

3. Атом дахь электронуудын тоогоор орбиталуудыг дүүргэ.Жишээлбэл, хэрэв бид төвийг сахисан кальцийн атомын электрон бүтцийг бичихийг хүсвэл түүний атомын дугаарыг үелэх системээс хайх хэрэгтэй. Түүний атомын дугаар нь 20 тул дээрх дарааллын дагуу 20 электронтой атомын тохиргоог бичнэ.

   • Хорь дахь электрон хүртлээ орбиталуудыг дээрх дарааллын дагуу дүүргэ. Эхний 1s орбитал нь хоёр электронтой, 2s орбитал нь мөн хоёр, 2p нь зургаа, 3s нь хоёр, 3p нь 6, 4s нь 2 (2 + 2 + 6 +2 +) байх болно. 6 + 2 = 20 .) Өөрөөр хэлбэл, кальцийн электрон тохиргоо нь дараах хэлбэртэй байна. 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 .
   • Орбиталууд нь эрчим хүчийг нэмэгдүүлэх дарааллаар байрладаг болохыг анхаарна уу. Жишээлбэл, та эрчим хүчний 4-р түвшинд шилжихэд бэлэн болмогц эхлээд 4s орбиталыг бичиж, тэгээд 3d. Дөрөв дэх энергийн түвшний дараа та ижил дараалал давтагдах тавдугаарт шилжинэ. Энэ нь эрчим хүчний гурав дахь түвшний дараа л тохиолддог.

4. Тогтмол хүснэгтийг харааны дохио болгон ашигла.Үелэх хүснэгтийн хэлбэр нь электрон тохиргоон дахь электрон дэд түвшний дараалалтай тохирч байгааг та аль хэдийн анзаарсан байх. Жишээлбэл, зүүнээс хоёр дахь баганад байгаа атомууд үргэлж "s 2"-оор төгсдөг ба нимгэн дунд хэсгийн баруун ирмэг дээрх атомууд үргэлж "d 10" гэх мэт төгсгөлтэй байдаг. Тохиромжтой хүснэгтийг тохиргоо бичихдээ харааны гарын авлага болгон ашиглаарай - тойрог замд оруулах дараалал нь хүснэгт дэх таны байрлалтай хэрхэн тохирч байна. Доор үзнэ үү:

   • Тодруулбал, хамгийн зүүн талын хоёр баганад электрон тохиргоо нь s орбиталаар төгссөн атомууд, хүснэгтийн баруун хэсэгт тохиргоо нь p орбиталаар төгссөн атомууд, доод тал нь f орбиталаар төгссөн атомуудыг агуулна.
   • Жишээлбэл, хлорын электрон тохиргоог бичихдээ: "Энэ атом нь үелэх системийн гурав дахь эгнээнд (эсвэл "үе") байрладаг. Энэ нь мөн р тойрог замын блокийн тавдугаар бүлэгт байрладаг. үечилсэн хүснэгт Тиймээс түүний цахим тохиргоо ..3х 5
   • Хүснэгтийн d ба f тойрог замын муж дахь элементүүд нь тэдгээрийн байрлах үетэй тохирохгүй энергийн түвшингээр тодорхойлогддог болохыг анхаарна уу. Жишээлбэл, d-орбиталтай элементийн блокийн эхний эгнээ нь 4-р үед байрласан хэдий ч 3d орбиталтай, харин f-орбиталтай элементүүдийн эхний эгнээ нь 6-р байранд байгаа хэдий ч 4f орбиталтай тохирч байна. хугацаа.

5. Урт электрон тохиргоог бичих товчлолыг сур.Үелэх системийн баруун ирмэг дээр байгаа атомуудыг нэрлэдэг үнэт хийнүүд.Эдгээр элементүүд нь химийн хувьд маш тогтвортой байдаг. Урт электрон тохиргоог бичих үйл явцыг богиносгохын тулд өөрийн атомаас цөөн электронтой хамгийн ойр орших язгуур хийн химийн тэмдгийг дөрвөлжин хаалтанд бичээд дараа нь тойрог замын дараагийн түвшний электрон тохиргоог үргэлжлүүлэн бичнэ үү. Доор үзнэ үү:

   • Энэ ойлголтыг ойлгохын тулд жишээ тохиргоог бичих нь ашигтай байх болно. Сайн хий агуулсан товчлолыг ашиглан цайрын (атомын дугаар 30) тохиргоог бичье. Цайрын бүрэн тохиргоо дараах байдалтай байна: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10. Гэсэн хэдий ч 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 нь язгуур хий болох аргоны электрон тохиргоо гэдгийг бид харж байна. Цайрын цахим тохиргооны хэсгийг дөрвөлжин хаалтанд аргоны химийн тэмдэгээр солиход л хангалттай.
   • Тиймээс, товчилсон хэлбэрээр бичсэн цайрын цахим тохиргоо нь дараах хэлбэртэй байна. 4s 2 3d 10 .
   • Хэрэв та аргон гэж хэлэхийн тулд хийн электрон тохиргоог бичиж байгаа бол бичих боломжгүй гэдгийг анхаарна уу! Энэ элементийн өмнөх үнэт хийн товчлолыг ашиглах ёстой; аргоны хувьд энэ нь неон () байх болно.

   ADOMAH үелэх хүснэгтийг ашиглах

   1. ADOMAH үелэх хүснэгтийг эзэмш. Энэ аргаЦахим тохиргоог бүртгэх нь цээжлэх шаардлагагүй, харин өөрчлөгдсөн үечилсэн хүснэгтийг шаарддаг, учир нь уламжлалт үелэх хүснэгтэд дөрөвдүгээр үеэс эхлэн хугацааны дугаар нь электрон бүрхүүлтэй тохирохгүй байна. Эрдэмтэн Валерий Зиммерманы боловсруулсан үелэх системийн тусгай төрөл болох ADOMAH үелэх хүснэгтийг ол. Богино интернет хайлтаар үүнийг олоход хялбар байдаг.

      • ADOMAH-ийн үечилсэн хүснэгтийн хэвтээ эгнээ нь галоген, сайн хий, шүлтлэг металлууд, шүлтлэг шороон металл гэх мэт. Босоо баганууд нь электрон түвшний түвшинд нийцдэг бөгөөд "каскад" гэж нэрлэгддэг (холбох диагональ шугамууд) s,p,d блокууде) үетэй тохирч байна.
      • Гели нь устөрөгч рүү шилждэг, учир нь эдгээр элемент хоёулаа 1s орбиталаар тодорхойлогддог. Үеийн блокуудыг (s,p,d ба f) баруун талд, доод талд түвшний тоонуудыг харуулав. Элементүүдийг 1-ээс 120 хүртэл дугаарласан хайрцагт дүрсэлсэн. Эдгээр тоонууд нь энгийн атомын дугаарууд юм. нийт тоо хэмжээтөвийг сахисан атом дахь электронууд.

   2. ADOMAH хүснэгтээс атомаа олоорой.Элементийн цахим тохиргоог бичихийн тулд ADOMAH үелэх хүснэгтээс түүний тэмдэглэгээг хайж, атомын дугаар нь илүү өндөр байгаа бүх элементүүдийг хай. Жишээлбэл, хэрэв та erbium-ийн электрон тохиргоог бичих шаардлагатай бол (68) 69-ээс 120 хүртэлх бүх элементүүдийг таслана.

      • Хүснэгтийн доод талд байгаа 1-ээс 8 хүртэлх тоог анхаар. Эдгээр нь цахим түвшний тоо буюу баганын тоо юм. Зөвхөн зураасан зүйл агуулсан баганыг үл тоомсорло. Эрбиумын хувьд 1,2,3,4,5, 6 дугаартай баганууд хэвээр байна.

   3. Орбитын дэд түвшинг өөрийн элемент хүртэл тоол.Хүснэгтийн баруун талд харуулсан блок тэмдэгтүүд (s, p, d, f) болон сууринд харуулсан баганын дугааруудыг харвал блокуудын хоорондох диагональ зураасыг үл тоомсорлож, багануудыг дарааллаар нь жагсаан бичнэ үү. доороос дээш. Дахин хэлэхэд бүх элементүүдийг хөндлөн зурсан блокуудыг үл тоомсорло. Баганын дугаараас эхлээд блокийн тэмдэг бүхий баганын блокуудыг бичээд: 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 6s (эрбиумын хувьд).

      • Анхаарна уу: Эр-ийн дээрх электрон тохиргоог электрон дэд түвшний тоогоор өсөх дарааллаар бичсэн болно. Мөн тойрог замыг дүүргэх дарааллаар бичиж болно. Үүнийг хийхийн тулд баганын блокуудыг бичихдээ баганаас биш доороос дээш цувааг дагаж мөрдөөрэй: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 4f 12 .

   4. Электрон дэд түвшин бүрийн электронуудыг тоол.Баганын блок тус ​​бүр дээр зураагүй элементүүдийг тоолж, элемент бүрээс нэг электрон залгаж, тэдгээрийн дугаарыг баганын блок бүрийн блок тэмдгийн хажууд бичнэ: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4х 6 4г 10 4ф 12 5с 2 5х 6 6с 2. Бидний жишээнд энэ бол erbium-ийн цахим тохиргоо юм.

   5. Буруу электрон тохиргоог анхаарч үзээрэй.Хамгийн бага энергийн төлөвт байгаа атомуудын электрон тохиргоотой холбоотой арван найман ердийн үл хамаарах зүйл байдаг бөгөөд үүнийг газрын энергийн төлөв гэж нэрлэдэг. Тэд дуулгавартай байдаггүй ерөнхий дүрэмзөвхөн электронууд эзэлсэн сүүлийн хоёр буюу гурван байрлалд. Энэ тохиолдолд бодит электрон тохиргоо нь атомын стандарт тохиргоотой харьцуулахад электронууд бага энергитэй төлөвт байна гэж үздэг. Үл хамаарах атомууд нь:

      • Кр(..., 3d5, 4s1); Cu(..., 3d10, 4s1); Nb(..., 4d4, 5s1); Мо(..., 4d5, 5s1); Ру(..., 4d7, 5s1); Rh(..., 4d8, 5s1); Pd(..., 4d10, 5s0); Аг(..., 4d10, 5s1); Ла(..., 5d1, 6s2); Ce(..., 4f1, 5d1, 6s2); Гд(..., 4f7, 5d1, 6s2); Au(..., 5d10, 6s1); Ac(..., 6d1, 7s2); Th(..., 6d2, 7s2); Па(..., 5f2, 6d1, 7s2); У(..., 5f3, 6d1, 7s2); Np(..., 5f4, 6d1, 7s2) ба см(..., 5f7, 6d1, 7s2).
   • Электрон тохиргооны хэлбэрээр бичсэн атомын атомын дугаарыг олохын тулд үсгийн дараах бүх тоонуудыг (s, p, d, f) нэмнэ. Энэ нь зөвхөн төвийг сахисан атомуудад л үйлчилнэ, хэрэв та ионтой харьцаж байгаа бол энэ нь ажиллахгүй - нэмэлт эсвэл алдагдсан электронуудын тоог нэмэх эсвэл хасах шаардлагатай болно.
   • Үсгийн дараах тоо нь дээд бичиг, шалгалтанд алдаа гаргах хэрэггүй.
   • "Хагас бүрэн" дэд түвшний тогтвортой байдал байхгүй. Энэ бол хялбарчлах явдал юм. "Хагас дүүрсэн" дэд түвшинд хамаарах аливаа тогтвортой байдал нь орбитал бүр нэг электрон эзэлдэг тул электронуудын хоорондох түлхэлт багасдаг.
   • Атом бүр тогтвортой төлөвт шилжих хандлагатай байдаг бөгөөд хамгийн тогтвортой тохиргоонд s ба p дэд түвшний (s2 ба p6) дүүрсэн байдаг. Эрхэмсэг хий нь ийм тохиргоотой байдаг тул урвалд орох нь ховор бөгөөд үелэх системийн баруун талд байрладаг. Тиймээс хэрэв тохиргоо 3p 4-ээр төгсвөл тогтвортой төлөвт хүрэхийн тулд түүнд хоёр электрон шаардлагатай (зургаа, түүний дотор s-дэд түвшний электроныг алдахад илүү их энерги шаардагдах тул дөрвийг алдах нь илүү хялбар байдаг). Хэрэв тохиргоо 4d 3-д дуусвал тогтвортой байдалд хүрэхийн тулд гурван электроноо алдах хэрэгтэй. Үүнээс гадна хагас дүүргэсэн дэд түвшин (s1, p3, d5..) нь жишээлбэл, p4 эсвэл p2-ээс илүү тогтвортой байдаг; гэхдээ s2 болон p6 нь илүү тогтвортой байх болно.
   • Хэрэв та ионтой харьцаж байгаа бол энэ нь протоны тоо электроны тоотой тэнцүү биш гэсэн үг юм. Энэ тохиолдолд атомын цэнэгийг химийн тэмдгийн баруун дээд талд (ихэвчлэн) дүрсэлсэн болно. Иймд +2 цэнэгтэй сурьма атом нь 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 1 электрон тохиргоотой байна. 5p 3 нь 5p 1 болж өөрчлөгдсөнийг анхаарна уу. Төвийг сахисан атомын тохиргоо нь s ба p-ээс өөр дэд түвшинд төгссөн бол болгоомжтой байгаарай.Электроныг салгахдаа тэдгээрийг зөвхөн валентын орбиталаас (s ба p орбитал) авах боломжтой. Иймд хэрэв тохиргоо 4s 2 3d 7-оор дуусч, атом +2 цэнэгийг хүлээн авбал тохиргоо 4s 0 3d 7-ээр төгсөнө. 3d 7 гэдгийг анхаарна уу Үгүйөөрчлөгдөхөд с орбиталаас электронууд алдагдана.
   • Электроныг "өндөр энергийн түвшинд шилжих" нөхцөлүүд байдаг. Дэд түвшин хагас эсвэл бүрэн байхаас нэг электрон дутуу байвал хамгийн ойрын s эсвэл p дэд түвшнээс нэг электрон авч электрон шаардлагатай дэд түвшинд шилжүүлнэ.
   • Цахим тохиргоог бүртгэх хоёр сонголт байдаг. Тэдгээрийг дээр дурдсан эрбиумын хувьд энергийн түвшний тоонуудын өсөх дарааллаар эсвэл электрон орбиталуудыг дүүргэх дарааллаар бичиж болно.
   • Та мөн элементийн электрон тохиргоог зөвхөн сүүлчийн s ба p дэд түвшинг илэрхийлдэг валентын тохиргоог бичиж бичиж болно. Тиймээс сурьмагийн валентийн тохиргоо нь 5s 2 5p 3 байх болно.
   • Ионууд ижил биш. Тэдэнтэй хамт байх нь илүү хэцүү байдаг. Хоёр түвшинг алгасаж, хаана эхлүүлж, электроны хэр их байгаагаас хамааран ижил загварыг дагана уу.