Công cụ cấu hình electron & orbital

Cấu hình electron là danh sách địa chỉ của mọi electron trong nguyên tử — nằm ở những lớp nào, phân lớp nào, orbital nào. Electron trong nguyên tử không phải là khách vãng lai: hóa học gần như hoàn toàn là câu chuyện về các electron ngoài cùng tìm đến những cách sắp xếp có năng lượng thấp hơn, nên biết electron nằm ở đâu là biết vì sao bảng tuần hoàn có hình dạng như vậy, vì sao natri chỉ tạo một liên kết còn carbon tạo bốn, và vì sao sắt có từ tính. Việc đếm bắt đầu từ ngoài vào trong: nguyên tử trung hòa có đúng Z electron, và chỉ Z đã quyết định toàn bộ danh sách.

Lớp là các mức năng lượng được ký hiệu n = 1, 2, 3...; mỗi lớp chứa các phân lớp ký hiệu s, p, d, f; mỗi phân lớp gồm các orbital — vùng mà electron có khả năng cao nhất được tìm thấy. Orbital không phải là một quỹ đạo: đó là một đám mây xác suất, hình cầu với s, hình quả tạ với p, và hình cánh hoa với hầu hết orbital d (khung Hình dạng ở trên hiển thị chúng). Sức chứa tăng lên nhanh chóng:

Bốn số lượng tử cho mỗi electron một địa chỉ duy nhất: n (lớp), l (phân lớp), m_l (orbital nào, từ −l đến +l), m_s (spin, ±½). Nguyên lý loại trừ Pauli chỉ đơn giản là phát biểu rằng không có hai electron nào trong nguyên tử cùng chia sẻ cả bốn số.

Thứ tự Aufbau 1s → 2s → 2p → 3s → 3p → 4s → 3d... không phải là đếm ngược các lớp — orbital 3d đầu tiên nằm cao hơn 4s về năng lượng, nên kali (Z=19) và canxi (20) điền 4s trước khi khối 3d bắt đầu. Sắt (Z=26) có cấu hình [Ar]4s²3d&sup6; với bốn electron không ghép cặp, đó chính xác là lý do nó thuận từ mạnh — trang này tính điều này chỉ với một lần nhấn. Sau đó khoảng hai mươi nguyên tố “gian lận” so với dự đoán: crom có [Ar]4s¹3d⁵ và đồng có [Ar]4s¹3d¹⁰, đổi một electron 4s lấy phân lớp d nửa đầy hoặc đầy hoàn toàn, cả hai đều đặc biệt bền. Sự hình thành ion đảo ngược hướng của trò này: electron 4s rời đi trước, nên Fe²⁺ là [Ar]3d⁶. Hình dạng bảng tuần hoàn chính là thứ tự này được vẽ lớn: mỗi khối là một lần điền phân lớp, và hóa học lặp lại vì cấu hình electron hóa trị lặp lại.

Electron lõi (các lớp bên trong, được rút gọn trong ký hiệu khí hiếm như [Ar]) là người quan sát; electron hóa trị — những electron ở s và p ngoài cùng (cộng thêm d chưa đầy) — thực hiện mọi liên kết. Số nhóm của các nguyên tố nhóm chính chính là số electron hóa trị: 1 với Na, 2 với Mg, ... 7 với Cl. Đó là lý do ký hiệu rút gọn trong khung cấu hình quan trọng: [Ar]4s²3d⁶ cho bạn thấy ngay hóa học của sắt nằm ở lớp 3d đó. Electron hóa trị không ghép cặp cũng quyết định kết luận từ tính: bất kỳ electron không ghép cặp nào (Fe có 4) làm nguyên tử thuận từ, bị hút vào từ trường; các nguyên tử đã ghép cặp hết như Zn ([Ar]3d¹⁰4s²) là nghịch từ và bị đẩy nhẹ.

• Electron quay quanh như hành tinh. Orbital là một đám mây xác suất — ranh giới 90% nơi electron có khả năng xuất hiện — và electron chỉ “di chuyển” theo nghĩa đám mây không tĩnh theo thời gian.
• 4s được điền trước nên bị ion hóa sau cùng. Khi electron 3d xuất hiện, chúng đẩy 4s lên mức năng lượng cao hơn, và cation mất electron 4s trước (Fe²⁺, Cu⁺).
• Phân lớp đầy gây ra thuận từ. Ngược lại: đầy nghĩa là mọi electron đều ghép cặp, do đó nghịch từ — Zn ([Ar]3d¹⁰4s²) là nghịch từ, còn Cu nguyên tử giữ electron 4s¹ không ghép cặp và là thuận từ, đúng như mẫu Cu của trang này báo cáo.
• Lớp nửa đầy có lợi cho mọi nguyên tố. Phần thưởng ổn định áp dụng cho các orbital suy biến (như năm orbital 3d); s, p, d, f luôn điền theo cùng ba quy tắc — không có “quy tắc lượng tử” riêng cho từng nguyên tố.

Công cụ liên quan: Bảng tuần hoàn (xem các khối mà thứ tự điền tạo ra), Liên kết & VSEPR (những electron hóa trị đó tạo nên gì), và Hóa hạt nhân (hạt nhân mà Z đếm).