Na física de partículas, assim como na química quântica , a configuração eletrônica , também chamada de estrutura eletrônica ou fórmula eletrônica , descreve a distribuição dos elétrons em um átomo , molécula ou espécie química em um conjunto de funções de onda correspondentes aos orbitais atômicos ou orbitais moleculares . Por exemplo, a configuração eletrônica do estado fundamental de um átomo de oxigênio é 1s 2 2s 2 2p 4 , enquanto a de uma molécula de oxigênio O 2é 1σ2
g 1σ2
u 2σ2
g 2σ2
u 1π4
u 3σ2
g
1π2
g, portanto, em espectroscopia , os multipletos3Σ
g, 1Δ
g e 1Σ+
g.
Uma configuração eletrônica é inteiramente determinada pelo conhecimento dos espinorbitais de cada elétron, ou seja, conhecendo seu orbital e seu spin . Essas configurações descrevem cada elétron movendo-se em um orbital de forma independente em um campo médio gerado pelos outros orbitais. Matematicamente, eles são calculados usando determinantes de Slater ou funções de estado de configuração .
Como consequência das leis da mecânica quântica , uma energia é associada a cada configuração eletrônica. Sob certas condições, os elétrons podem passar de uma configuração para outra, emitindo ou absorvendo um quantum de energia na forma de um fóton .
O conhecimento das configurações eletrônicas ajuda a entender a construção da tabela periódica dos elementos . Também permite descrever a ligação química nas moléculas e explicar certas propriedades dos materiais , como a ligação metálica , os lasers ou a natureza dos semicondutores .
Cada elétron de uma dada configuração eletrônica é inteiramente descrito por um espinorbital , produto de uma função espacial ( orbital ) por uma função de spin , podendo o autovalor desta ser igual a ou . A função de onda de um sistema de n elétrons pode ser vista como o produto dos n espinorbitais desses elétrons individuais (produto de Hartree ):
.Cada configuração de elétron está associada a um nível de energia , que resulta tanto da energia dos elétrons em cada espinorbital quanto das energias de interação entre esses elétrons, como as interações de troca decorrentes da repulsão entre elétrons. O mesmo átomo ou a mesma molécula pode ter várias configurações eletrônicas e, portanto, vários estados de energia. O estado de menor energia é chamado de estado fundamental , todos os outros sendo chamados de estados excitados . O preenchimento dos espinorbitais no estado fundamental é feito aumentando o nível de energia e, no caso de igualdade entre os níveis de energia de diferentes espinorbitais, preenchendo primeiro o de spin +12antes de preencher aqueles com spin -12( Regra de Hund ).
A soma dos spins de cada elétron dá o spin S total da configuração. Este número dá diretamente a multiplicidade de spin associada a este último, que é igual a 2 S + 1 e representa seu número de “microestados”. Estes são caracterizados pela mesma energia, mas podem ser discernidos por certas espectroscopias :
No modelo quântico de um átomo ou molécula , os elétrons não giram em torno dos núcleos atômicos como no modelo planetário de Rutherford ou no modelo de Niels Bohr , mas se distribuem em um volume ao redor desses núcleos de maneira probabilística . Essa probabilidade é avaliada pela função de onda associada ao elétron e se materializa na forma de um orbital atômico ou um orbital molecular dependendo se considerarmos um átomo isolado ou uma molécula.
Em um átomo - a situação é mais complexa em uma molécula ou em um cristal - o estado quântico de um elétron é totalmente descrito por quatro números quânticos :
s ( ℓ = 0) | p ( ℓ = 1) | |||
---|---|---|---|---|
m ℓ = 0 | m ℓ = 0 | m ℓ = ± 1 | ||
s | p z | p x | p y | |
n = 1 | ||||
n = 2 |
Os termos camada , subcamada e orbital são herdados a partir de modelo de Bohr , que orbita electrões em percursos circulares de raio crescente, formando camadas sucessivas em torno do núcleo atómico . Eles ainda são amplamente usados, embora a realidade física que descrevem seja parte da mecânica quântica .
Em virtude do princípio de exclusão de Pauli , dois elétrons do mesmo átomo não podem compartilhar o mesmo estado quântico , o que significa que no máximo dois elétrons de números quânticos de spin opostos podem ocupar o mesmo slot quântico: quando apenas um elétron ocupa um orbital atômico, nós falar de um único elétron ; quando dois elétrons ocupam um orbital atômico, falamos de elétrons emparelhados .
A cada par ( n , ℓ ) está associada uma notação que permite descrever o tipo de subcamada correspondente:
Os nomes s , p , d e f dessas subcamadas vêm de um sistema de categorização de linhas espectrais baseado na observação de sua estrutura fina , daí os qualificadores agudo , principal , difuso e fundamental . Quando os primeiros quatro tipos de subcamadas foram descritos, eles foram associados a esses quatro tipos de linhas espectrais. As letras após o tipo f são definidas em ordem alfabética : g , h , i , etc.
Por construção, uma camada de elétrons n pode conter no máximo 2 n 2 elétrons, enquanto uma subcamada ℓ pode conter no máximo 2 (2 ℓ + 1) elétrons, distribuídos entre os diferentes orbitais atômicos m ℓ da seguinte forma:
Números quânticos | Subpêlo | Número quântico magnético m ℓ | Número de elétrons | ||||||||||
---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|
Principal | Azimutal | -4 | -3 | -2 | -1 | 0 | 1 | 2 | 3 | 4 | Subpêlo | Camada | |
n = 1 | ℓ = 0 | 1 s | ↑ ↓ | 2 | 2 | ||||||||
n = 2 | ℓ = 0 | 2 s | ↑ ↓ | 2 | 8 | ||||||||
ℓ = 1 | 2 p | ↑ ↓ | ↑ ↓ | ↑ ↓ | 6 | ||||||||
n = 3 | ℓ = 0 | 3 s | ↑ ↓ | 2 | 18 | ||||||||
ℓ = 1 | 3 p | ↑ ↓ | ↑ ↓ | ↑ ↓ | 6 | ||||||||
ℓ = 2 | 3 d | ↑ ↓ | ↑ ↓ | ↑ ↓ | ↑ ↓ | ↑ ↓ | 10 | ||||||
n = 4 | ℓ = 0 | 4 s | ↑ ↓ | 2 | 32 | ||||||||
ℓ = 1 | 4 p | ↑ ↓ | ↑ ↓ | ↑ ↓ | 6 | ||||||||
ℓ = 2 | 4 d | ↑ ↓ | ↑ ↓ | ↑ ↓ | ↑ ↓ | ↑ ↓ | 10 | ||||||
ℓ = 3 | 4 f | ↑ ↓ | ↑ ↓ | ↑ ↓ | ↑ ↓ | ↑ ↓ | ↑ ↓ | ↑ ↓ | 14 | ||||
n = 5 | ℓ = 0 | 5 s | ↑ ↓ | 2 | 50 | ||||||||
ℓ = 1 | 5 p | ↑ ↓ | ↑ ↓ | ↑ ↓ | 6 | ||||||||
ℓ = 2 | 5 d | ↑ ↓ | ↑ ↓ | ↑ ↓ | ↑ ↓ | ↑ ↓ | 10 | ||||||
ℓ = 3 | 5 f | ↑ ↓ | ↑ ↓ | ↑ ↓ | ↑ ↓ | ↑ ↓ | ↑ ↓ | ↑ ↓ | 14 | ||||
ℓ = 4 | 5 g | ↑ ↓ | ↑ ↓ | ↑ ↓ | ↑ ↓ | ↑ ↓ | ↑ ↓ | ↑ ↓ | ↑ ↓ | ↑ ↓ | 18 |
A distribuição dos elétrons de acordo com as várias subcamadas eletrônicas no estado fundamental favorece a ocupação dos orbitais atômicos de menor energia. A energia de um elétron em um orbital pode ser calculada a partir dos números quânticos que definem seu estado quântico , em particular colocando em jogo os determinantes de Slater . Numa primeira abordagem, esta energia é determinada pelo casal ( n , ℓ ): aumenta com a soma n + ℓ e, em caso de igualdade desta soma entre pares diferentes, aumenta com n . Essa regra, prevista por Charles Janet em 1929, formulada por Erwin Madelung em 1936 e explicada por Vsevolod Kletchkovski , é por essa razão chamada de regra de Klechkowski , e o princípio que daí decorre para o preenchimento de elétrons entre subcamadas eletrônicas é denominado princípio d ' Aufbau , de uma palavra alemã que significa "edificação".
A regra de Klechkowski, portanto, implica que os elétrons ocupam sucessivamente as subcamadas de um átomo na seguinte ordem:
1 s → 2 s → 2 p → 3 s → 3 p → 4 s → 3 d → 4 p → 5 s → 4 d → 5 p → 6 s → 4 f → 5 d → 6 p → 7 s → 5 f → 6 d → 7 p .Essa regra, entretanto, resulta de uma aproximação e deve ser refinada para dar conta das configurações eletrônicas observadas. De fato, cerca de um em cada cinco elementos tem uma distribuição de elétrons no estado fundamental que se desvia ligeiramente daquela prevista pela simples aplicação da regra de Klechkowski. Isto vem do fato de que os números quânticos n e ℓ não são os únicos a ter em conta para determinar a energia de um elétron em um orbital atômico. Em particular, um orbital é tanto mais estável quanto o número quântico de spin magnético resultante dos elétrons que o ocupam é alto ( regra de Hund ). Segue-se que, para os elementos do bloco d e bloco f ( metais de transição , lantanídeos e actinídeos ), é energeticamente menos favorável seguir a regra de Klechkowski do que favorecer a ocupação ímpar da maioria das subcamadas. Externas quando o d ou f a camada está vazia, meio preenchida ou totalmente preenchida, porque a diferença de energia entre essas subcamadas é menor que o ganho de energia induzido pela redistribuição de elétrons, maximizando seu número quântico magnético de spin resultante.
A ordem em que os elétrons preenchem os orbitais atômicos não é a mesma que a ordem em que os elétrons são arrancados dos átomos para formar cátions . Assim, a ordem das subcamadas afetadas pela ionização decrescente de um átomo não é o inverso da ordem resultante da regra de Klechkowski - n + ℓ aumentando e depois n aumentando - mas segue uma ordem em que os números quânticos individuais estão aumentando - n aumentando então ℓ aumentando.
Por exemplo, o átomo de titânio Ti e o íon de ferro ionizado quatro vezes Fe 4+ ambos os elétrons 22, mas cada um tem as configurações [Ar] 4s 2 3d 2 e [Ar] 3d 4 . Isso ocorre porque a ordem relativa dos níveis de energia associados aos diferentes orbitais não depende apenas de seus números quânticos, mas também da carga elétrica do núcleo atômico , que é +22 no caso do titânio, mas +26 no caso de titânio. o caso de ferro. A ordem de preenchimento das subcamadas de um cátion cada vez menos ionizado é, portanto:
1 s → 2 s → 2 p → 3 s → 3 p → 3 d → 4 s → 4 p → 4 d → 4 f → etc.Os físicos e químicos usam uma notação padrão para indicar a configuração eletrônica dos átomos. O princípio consiste em anotar as subcamadas eletrônicas com, por expoente , o número de elétrons ocupando cada uma dessas subcamadas. O átomo de hidrogênio tendo um único elétron, sua configuração eletrônica no estado fundamental é então escrita 1s 1 , o que denota a presença de um elétron na subcamada 1s, correspondendo a n = 1 e ℓ = 0 . O hélio , cujo átomo tem dois elétrons, esta configuração de elétrons 1w 2 ao estado fundamental. O lítio , com três elétrons, presente no estado fundamental, a configuração 1s 2 2s 1 , enquanto o oxigênio , com oito elétrons, presente no estado fundamental, a configuração 1s 2 2s 2 2p 4 , e aquela do alumínio , com treze elétrons , tem, em seu estado fundamental, a configuração 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 .
Para átomos com muitos elétrons, essa notação se torna muito longa. No estado fundamental, usamos uma notação abreviada, representando os elétrons do núcleo pelo gás nobre com a mesma configuração. Assim, os dez elétrons centrais do alumínio, correspondentes à configuração eletrônica do néon , são representados pelo símbolo químico deste elemento , de modo que apenas os três elétrons de valência são explicados : a configuração eletrônica de l alumínio no estado fundamental é, portanto, escrita [ Ne ] 3s 2 3p 1 .
A ordem em que as sub camadas são listadas não é fixa e não importa, desde que seja o número de elétrons por sub camada que importa. Assim, a configuração eletrônica do chumbo pode ser indiferentemente escrita [ Xe ] 6s 2 4f 14 5d 10 6p 2 aumentando as energias, de acordo com a regra de Klechkowski para átomos eletricamente neutros, ou [ Xe ] 4f 14 5d 10 6s 2 6p 2 por números quânticos n então aumentando ℓ , seguindo a ordem reversa de ionização para formar cátions , observada em espectroscopia .
1 | 2 | 3 | 4 | 5 | 6 | 7 | 8 | 9 | 10 | 11 | 12 | 13 | 14 | 15 | 16 | 17 | 18 | ||
1 | H | Ei | |||||||||||||||||
2 | Li | Ser | B | VS | NÃO | O | F | Nascer | |||||||||||
3 | N / D | Mg | Al | sim | P | S | Cl | Ar | |||||||||||
4 | K | Isto | Sc | Ti | V | Cr | Mn | Fe | Co | Ou | Cu | Zn | Ga | Ge | Ás | Se | Br | Kr | |
5 | Rb | Sr | Y | Zr | Nb | Mo | Tc | Ru | Rh | Pd | Ag | CD | Dentro | Sn | Sb | Vocês | eu | Xe | |
6 | Cs | BA | * | Leitura | Hf | Sua | C | Ré | Osso | Ir | Pt | No | Hg | Tl | Pb | Bi | Po | No | Rn |
7 | Fr | Ra | * * |
Lr | Rf | Db | Sg | Bh | Hs | Mt | Ds | Rg | Cn | Nh | Fl | Mc | Lv | Ts | Og |
↓ | |||||||||||||||||||
* | O | Esta | Pr | WL | PM | Sm | Teve | D'us | Tb | Dy | Ho | Er | Tm | Yb | |||||
* * |
Ac | º | Pa | você | Np | Poderia | Sou | Cm | Bk | Cf | É | Fm | Md | Não | |||||
Bloco s | Bloco f | Bloco d | Bloco p | ||||||||||||||||
Blocos da tabela periódica |
A construção da tabela periódica dos elementos segue diretamente do princípio Aufbau pela aplicação da regra de Klechkowski . Os períodos da tabela são tais que sempre terminam com um elemento químico cuja camada de valência está saturada de elétrons, enquanto a sucessão das subcamadas s , p , d e f define os blocos homônimos ( bloco s , bloco p , bloco d e bloco f ).
A configuração eletrônica dos 118 elementos reconhecidos pela IUPAC é apresentada na tabela abaixo. Isto pode ser explicado tanto pelo governo de Klechkowski envolvendo os principais números quânticos n e azimutal ℓ , e regra de Hund envolvendo o número quântico de spin magnético de m s ; o último implica que, para os elementos do bloco d e bloco f ( metais de transição , lantanídeos e actinídeos ), é energeticamente menos favorável seguir a regra de Klechkowski do que favorecer a ocupação ímpar das subcamadas mais externas quando a subcamada d ou f está vazio, meio preenchido ou totalmente preenchido, porque a diferença de energia entre essas sub camadas é menor do que o ganho de energia induzido pela redistribuição de elétrons, maximizando seu número quântico magnético de spin resultante (na tabela a seguir, as distribuições irregulares de elétrons são mostradas em vermelho e negrito):
Elemento químico | Família de elementos | Configuração eletronica | ||
---|---|---|---|---|
1 | H | Hidrogênio | Metalóide | 1s 1 |
2 | Ei | Hélio | gás nobre | 1s 2 |
3 | Li | Lítio | Metal alcalino | [ Ele ] 2s 1 |
4 | Ser | Berílio | Metal alcalino-terroso | [ He ] 2s 2 |
5 | B | Boro | Metalóide | [ He ] 2s 2 2p 1 |
6 | VS | Carbono | Metalóide | [ He ] 2s 2 2p 2 |
7 | NÃO | Azoto | Metalóide | [ He ] 2s 2 2p 3 |
8 | O | Oxigênio | Metalóide | [ He ] 2s 2 2p 4 |
9 | F | Flúor | Halogênio | [ He ] 2s 2 2p 5 |
10 | Nascer | Néon | gás nobre | [ He ] 2s 2 2p 6 |
11 | N / D | Sódio | Metal alcalino | [ Ne ] 3s 1 |
12 | Mg | Magnésio | Metal alcalino-terroso | [ Ne ] 3s 2 |
13 | Al | Alumínio | Metal pobre | [ Ne ] 3s 2 3p 1 |
14 | sim | Silício | Metalóide | [ Ne ] 3s 2 3p 2 |
15 | P | Fósforo | Metalóide | [ Ne ] 3s 2 3p 3 |
16 | S | Enxofre | Metalóide | [ Ne ] 3s 2 3p 4 |
17 | Cl | Cloro | Halogênio | [ Ne ] 3s 2 3p 5 |
18 | Ar | Argônio | gás nobre | [ Ne ] 3s 2 3p 6 |
19 | K | Potássio | Metal alcalino | [ Ar ] 4s 1 |
20 | Isto | Cálcio | Metal alcalino-terroso | [ Ar ] 4s 2 |
21 | Sc | Escândio | Metal de transição | [ Ar ] 4s 2 3d 1 |
22 | Ti | Titânio | Metal de transição | [ Ar ] 4s 2 3d 2 |
23 | V | Vanádio | Metal de transição | [ Ar ] 4s 2 3d 3 |
24 | Cr | Cromo | Metal de transição | [ Ar ] 4s 1 3d 5 |
25 | Mn | Manganês | Metal de transição | [ Ar ] 4s 2 3d 5 |
26 | Fe | Ferro | Metal de transição | [ Ar ] 4s 2 3d 6 |
27 | Co | Cobalto | Metal de transição | [ Ar ] 4s 2 3d 7 |
28 | Ou | Níquel | Metal de transição | [ Ar ] 4s 2 3d 8 ou 4s 1 3d 9 |
29 | Cu | Cobre | Metal de transição | [ Ar ] 4s 1 3d 10 |
30 | Zn | Zinco | Metal pobre | [ Ar ] 4s 2 3d 10 |
31 | Ga | Gálio | Metal pobre | [ Ar ] 4s 2 3d 10 4p 1 |
32 | Ge | Germânio | Metalóide | [ Ar ] 4s 2 3d 10 4p 2 |
33 | Ás | Arsênico | Metalóide | [ Ar ] 4s 2 3d 10 4p 3 |
34 | Se | Selênio | Metalóide | [ Ar ] 4s 2 3d 10 4p 4 |
35 | Br | Bromo | Halogênio | [ Ar ] 4s 2 3d 10 4p 5 |
36 | Kr | Krypton | gás nobre | [ Ar ] 4s 2 3d 10 4p 6 |
37 | Rb | Rubídio | Metal alcalino | [ Kr ] 5s 1 |
38 | Sr | Estrôncio | Metal alcalino-terroso | [ Kr ] 5s 2 |
39 | Y | Ítrio | Metal de transição | [ Kr ] 5s 2 4d 1 |
40 | Zr | Zircônio | Metal de transição | [ Kr ] 5s 2 4d 2 |
41 | Nb | Nióbio | Metal de transição | [ Kr ] 5s 1 4d 4 |
42 | Mo | Molibdênio | Metal de transição | [ Kr ] 5s 1 4d 5 |
43 | Tc | Tecnécio | Metal de transição | [ Kr ] 5s 2 4d 5 |
44 | Ru | Rutênio | Metal de transição | [ Kr ] 5s 1 4d 7 |
45 | Rh | Ródio | Metal de transição | [ Kr ] 5s 1 4d 8 |
46 | Pd | Paládio | Metal de transição | [ Kr ] 4d 10 |
47 | Ag | Prata | Metal de transição | [ Kr ] 5s 1 4d 10 |
48 | CD | Cádmio | Metal pobre | [ Kr ] 5s 2 4d 10 |
49 | Dentro | Índio | Metal pobre | [ Kr ] 5s 2 4d 10 5p 1 |
50 | Sn | Lata | Metal pobre | [ Kr ] 5s 2 4d 10 5p 2 |
51 | Sb | Antimônio | Metalóide | [ Kr ] 5s 2 4d 10 5p 3 |
52 | Vocês | Telúrio | Metalóide | [ Kr ] 5s 2 4d 10 5p 4 |
53 | eu | Iodo | Halogênio | [ Kr ] 5s 2 4d 10 5p 5 |
54 | Xe | Xenon | gás nobre | [ Kr ] 5s 2 4d 10 5p 6 |
55 | Cs | Césio | Metal alcalino | [ Xe ] 6s 1 |
56 | BA | Bário | Metal alcalino-terroso | [ Xe ] 6s 2 |
57 | O | Lantânio | Lantanídeo | [ Xe ] 6s 2 5d 1 |
58 | Esta | Cério | Lantanídeo | [ Xe ] 6s 2 4f 1 5d 1 |
59 | Pr | Praseodímio | Lantanídeo | [ Xe ] 6s 2 4f 3 |
60 | WL | Neodímio | Lantanídeo | [ Xe ] 6s 2 4f 4 |
61 | PM | Promécio | Lantanídeo | [ Xe ] 6s 2 4f 5 |
62 | Sm | Samário | Lantanídeo | [ Xe ] 6s 2 4f 6 |
63 | Teve | Europium | Lantanídeo | [ Xe ] 6s 2 4f 7 |
64 | D'us | Gadolínio | Lantanídeo | [ Xe ] 6s 2 4f 7 5d 1 |
65 | Tb | Térbio | Lantanídeo | [ Xe ] 6s 2 4f 9 |
66 | Dy | Disprósio | Lantanídeo | [ Xe ] 6s 2 4f 10 |
67 | Ho | Holmium | Lantanídeo | [ Xe ] 6s 2 4f 11 |
68 | Er | Erbium | Lantanídeo | [ Xe ] 6s 2 4f 12 |
69 | Tm | Túlio | Lantanídeo | [ Xe ] 6s 2 4f 13 |
70 | Yb | Itérbio | Lantanídeo | [ Xe ] 6s 2 4f 14 |
71 | Leitura | Lutecium | Lantanídeo | [ Xe ] 6s 2 4f 14 5d 1 |
72 | Hf | Háfnio | Metal de transição | [ Xe ] 6s 2 4f 14 5d 2 |
73 | Sua | Tântalo | Metal de transição | [ Xe ] 6s 2 4f 14 5d 3 |
74 | C | Tungstênio | Metal de transição | [ Xe ] 6s 2 4f 14 5d 4 |
75 | Ré | Rênio | Metal de transição | [ Xe ] 6s 2 4f 14 5d 5 |
76 | Osso | Ósmio | Metal de transição | [ Xe ] 6s 2 4f 14 5d 6 |
77 | Ir | Iridium | Metal de transição | [ Xe ] 6s 2 4f 14 5d 7 |
78 | Pt | Platina | Metal de transição | [ Xe ] 6s 1 4f 14 5d 9 |
79 | No | Ouro | Metal de transição | [ Xe ] 6s 1 4f 14 5d 10 |
80 | Hg | Mercúrio | Metal pobre | [ Xe ] 6s 2 4f 14 5d 10 |
81 | Tl | Tálio | Metal pobre | [ Xe ] 6s 2 4f 14 5d 10 6p 1 |
82 | Pb | Pista | Metal pobre | [ Xe ] 6s 2 4f 14 5d 10 6p 2 |
83 | Bi | Bismuto | Metal pobre | [ Xe ] 6s 2 4f 14 5d 10 6p 3 |
84 | Po | Polônio | Metal pobre | [ Xe ] 6s 2 4f 14 5d 10 6p 4 |
85 | No | Um Estado | Metalóide | [ Xe ] 6s 2 4f 14 5d 10 6p 5 |
86 | Rn | Radon | gás nobre | [ Xe ] 6s 2 4f 14 5d 10 6p 6 |
87 | Fr | Francium | Metal alcalino | [ Rn ] 7s 1 |
88 | Ra | Rádio | Metal alcalino-terroso | [ Rn ] 7s 2 |
89 | Ac | Actínio | Actinida | [ Rn ] 7s 2 6d 1 |
90 | º | Tório | Actinida | [ Rn ] 7s 2 6d 2 |
91 | Pa | Protactínio | Actinida | [ Rn ] 7s 2 5f 2 6d 1 |
92 | você | Urânio | Actinida | [ Rn ] 7s 2 5f 3 6d 1 |
93 | Np | Neptúnio | Actinida | [ Rn ] 7s 2 5f 4 6d 1 |
94 | Poderia | Plutônio | Actinida | [ Rn ] 7s 2 5f 6 |
95 | Sou | Americium | Actinida | [ Rn ] 7s 2 5f 7 |
96 | Cm | Curium | Actinida | [ Rn ] 7s 2 5f 7 6d 1 |
97 | Bk | Berquélio | Actinida | [ Rn ] 7s 2 5f 9 |
98 | Cf | Californium | Actinida | [ Rn ] 7s 2 5f 10 |
99 | É | Einsteinium | Actinida | [ Rn ] 7s 2 5f 11 |
100 | Fm | Fermium | Actinida | [ Rn ] 7s 2 5f 12 |
101 | Md | Mendelévio | Actinida | [ Rn ] 7s 2 5f 13 |
102 | Não | Nobelium | Actinida | [ Rn ] 7s 2 5f 14 |
103 | Lr | Lawrencium | Actinida | [ Rn ] 7s 2 5f 14 7p 1 |
104 | Rf | Rutherfordium | Metal de transição | [ Rn ] 7s 2 5f 14 6d 2 |
105 | Db | Dubnium | Metal de transição | [ Rn ] 7s 2 5f 14 6d 3 |
106 | Sg | Seabórgio | Metal de transição | [ Rn ] 7s 2 5f 14 6d 4 |
107 | Bh | Bohrium | Metal de transição | [ Rn ] 7s 2 5f 14 6d 5 |
108 | Hs | Hassium | Metal de transição | [ Rn ] 7s 2 5f 14 6d 6 |
109 | Mt | Meitnerium | Indeterminado | [ Rn ] 7s 2 5f 14 6d 7 |
110 | Ds | Darmstádio | Indeterminado | [ Rn ] 7s 2 5f 14 6d 8 |
111 | Rg | Roentgenium | Indeterminado | [ Rn ] 7s 2 5f 14 6d 9 |
112 | Cn | Copernicium | Metal de transição | [ Rn ] 7s 2 5f 14 6d 10 |
113 | Nh | Nihonium | Indeterminado | [ Rn ] 7s 2 5f 14 6d 10 7p 1 |
114 | Fl | Flerovium | Indeterminado | [ Rn ] 7s 2 5f 14 6d 10 7p 2 |
115 | Mc | Moscovium | Indeterminado | [ Rn ] 7s 2 5f 14 6d 10 7p 3 |
116 | Lv | Livermorium | Indeterminado | [ Rn ] 7s 2 5f 14 6d 10 7p 4 |
117 | Ts | Tennesse | Indeterminado | [ Rn ] 7s 2 5f 14 6d 10 7p 5 |
118 | Og | Oganesson | Indeterminado | [ Rn ] 7s 2 5f 14 6d 10 7p 6 |
No caso das moléculas , o cálculo dos orbitais moleculares é mais complexo do que no caso de átomos individuais. Vários métodos podem ser usados para estabelecer esses orbitais, como a combinação linear de orbitais atômicos , usados em química computacional para calcular as estruturas e propriedades de espécies químicas usando ferramentas de computador que modelam as leis da química teórica.
A notação da configuração eletrônica de uma molécula é baseada nas simetrias moleculares σ , π , δ e φ , correspondentes às dos orbitais atômicos s , p , d e f . Fala-se de ligação σ , ligação π , δ ligação e conexão φ . No caso de moléculas centrossimétricas , um índice g ou u indica a paridade da ligação, do gerade alemão "par" e não gerade "ímpar". O número de elétrons no orbital molecular assim definido é indicado em sobrescrito .
No caso da molécula de oxigênio O 2, a configuração eletrônica pode ser escrita indiferentemente 1σ2
g 1σ2
u 2σ2
g 2σ2
u 3σ2
g 1π4
u 1π2
g ou 1σ2
g 1σ2
u 2σ2
g 2σ2
u 1π4
u 3σ2
g 1π2
g .
Outra representação, usada para moléculas diatômicas , envolve o termo molecular observado2 S +1Λ(+/−)
Ω , (g / u), onde S é o spin total, Λ a projeção do momento angular orbital no eixo internuclear (representado por Σ , Π , Δ e Φ para Λ igual a 0, 1, 2 e 3), Ω a projeção do ângulo total momento no eixo internuclear, g / u a indicação de uma simetria par / ímpar e +/− a simetria de reflexão em torno de um plano arbitrário contendo o eixo internuclear.
No caso da molécula de oxigênio O 2, os termos são 3Σ
g, 1Δ
g e 1Σ+
g.
De forma sólida, os estados eletrônicos tornam-se muito numerosos. Eles deixam de ser discretos e se misturam em uma extensão contínua de estados possíveis, como a banda de valência ou a banda de condução. A noção de configuração eletrônica deixa de ser relevante e dá lugar à teoria das bandas .