電子組態

一個原子的電子組態，就是列出它的電子佔據了哪些軌域——像一張座位表，一排一排地說明誰坐在哪兒。氧的寫法是 1s2 2s2 2p4：1s 軌域裡兩個電子、2s 裡兩個、2p 軌域上分佈著四個。這一行簡寫是你能掌握的關於某元素最有用的事實，因為幾乎一切化學性質都由它而來。

建構組態的辦法是：按能量從低到高的順序填充軌域，每個軌域兩個電子（自旋相反），直到把原子所有電子都安排完。填充順序大體跟著週期表的行走；這就是構造原理（aufbau，「逐層搭建」）。為了簡潔，化學家用方括號裡的上一個稀有氣體來略寫已填滿的內層：鐵寫作 [Ar]3d6 4s2，而不是完整的 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 4s2。最外層的電子——價電子——才是做化學的那些；內層的核心電子大多只是待在那裡，並屏蔽原子核。

組態是元素在週期表上的位置與其行為之間的橋樑。鈉以 3s1 結尾（一個鬆動的電子，急於失去——活潑金屬）；氯以 3p5 結尾（差一個就填滿殼層，急於抓一個——活潑非金屬）；氖以填滿的 2p6 結尾（心滿意足，惰性）。對過渡金屬，它解釋了可變的氧化態和顏色。一個真實的微妙之處：著名的「4s 先於 3d 填充」規則確有例外（鉻是 [Ar]3d5 4s1，銅是 [Ar]3d10 4s1），因為半滿和全滿的 d 次層帶有額外穩定性——所以這條規則要當作有力的指導，而非不可打破的鐵律。