如何書寫電子組態，一步一步來

記號的意義

電子組態的每個部分都由三個要素構成。在 2p⁴ 中，2 是殼層（主能階），字母 p 是次殼層的類型，上標 4 是該次殼層中的電子數。所有上標加起來永遠等於電子總數，對電中性原子而言，就等於原子序。

次殼層有四種類型，各有固定的容量：s 容納 2 個電子（1 個軌域），p 容納 6 個（3 個軌域），d 容納 10 個（5 個軌域），f 容納 14 個（7 個軌域）。每個軌域最多容納 2 個電子。

構築順序

電子先填入能量最低的次殼層。這就是構築原理（aufbau principle），aufbau 在德文中是「建造」的意思。填入的順序是 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p。

請注意，4s 比 3d 先填入，6s 比 4f 先填入。n + l 規則可以解釋這一點：把殼層編號 n 加上 l（s 為 0，p 為 1，d 為 2，f 為 3），從總和最小的開始填；總和相同時，n 較小的先填。許多學生則改畫次殼層的對角線圖表，沿著箭頭來填。

週期表呈現的是同樣的順序：沿著一個週期，你會依序經過 s 區（第 1–2 族）、d 區（第 3–12 族，低一層殼層）和 p 區（第 13–18 族），而 f 區（低兩層殼層）則嵌在第 6 和第 7 週期中。

計算範例：氧

氧的原子序是 8，所以有 8 個電子要安排。先放 2 個在 1s（剩 6 個），再放 2 個在 2s（剩 4 個），最後 4 個放在 2p，2p 最多可容納 6 個。結果是 1s² 2s² 2p⁴。檢查：2 + 2 + 4 = 8。

最高的殼層是 2，有 2 + 4 = 6 個電子，所以氧有 6 個價電子。在 2p 次殼層內，罕德規則指出電子會先各自單獨占據三個 p 軌域，然後才配對，所以氧原子有兩個未成對電子。

計算範例：鐵

鐵的原子序是 26，所以有 26 個電子。依構築順序填入：1s²（已放 2 個）、2s²（4 個）、2p⁶（10 個）、3s²（12 個）、3p⁶（18 個）、4s²（20 個），剩下的 6 個進入 3d。完整的電子組態是 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d⁶。

許多教科書和本站，是改按殼層編號的順序列出次殼層：1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d⁶ 4s²。兩種寫法描述的是同一個原子。鐵形成離子時，會先失去它的 4s 電子，所以 Fe²⁺ 是 [Ar] 3d⁶，Fe³⁺ 是 [Ar] 3d⁵。

惰性氣體簡寫法

對重原子來說，寫出每個次殼層會變得很長，所以化學家用方括號中前一個惰性氣體的符號來取代內層電子。[He] 代表 1s²，[Ne] 代表 1s² 2s² 2p⁶，[Ar] 代表 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶。更重的核心有 [Kr]（36 個電子）、[Xe]（54 個）和 [Rn]（86 個）。

使用時，把前一個惰性氣體寫在方括號中，再只加上在它之後的電子。氧變成 [He] 2s² 2p⁴，鈉變成 [Ne] 3s¹，鐵變成 [Ar] 3d⁶ 4s²。

例外：鉻和銅

少數元素並不完全遵循構築順序。鉻（24 個電子）依預測應為 [Ar] 3d⁴ 4s²，但它實際的電子組態是 [Ar] 3d⁵ 4s¹。銅（29 個電子）依預測應為 [Ar] 3d⁹ 4s²，但實際上是 [Ar] 3d¹⁰ 4s¹。

這兩種情況都是一個 4s 電子移入了 3d。4s 和 3d 次殼層的能量非常接近，而半滿（d⁵）或全滿（d¹⁰）的 d 次殼層特別穩定。一些更重的元素也有同樣的行為：鉬是 [Kr] 4d⁵ 5s¹，銀是 [Kr] 4d¹⁰ 5s¹，金是 [Xe] 4f¹⁴ 5d¹⁰ 6s¹。d 區和 f 區中大約有 20 種元素的電子組態不規則，所以遇到較重的元素時，請查閱可靠的對照表。