原子的電子配置，簡單地說，是電子圍繞原子核的排列。然而，從技術上講，我們不可能準確地說明電子的位置。因此，電子配置是對我們在何處可以找到電子的最佳計算猜測。
這是一個元素的典型電子配置看起來像 ： Na - 1s^2 2s^2 2p^6 3s^1
數字和字母一起給出了每個電子的地址，可以這麼說。瞭解原子的電子結構可以深入瞭解原子在週期表上的位置，預測其反應行為、狀態等。讓我們試著去了解這些是什麼，並確定如何得出原子的電子配置。
這由"n"表示。正如我們所知，電子可以排列在不同的外殼或能級。這些排列順序增加，即最接近原子核的殼具有最低的能量，隨著它遠離原子核而增加。代替這一點，第一個量子數，或主要量子數，表示在其中可以找到電子的外殼數。對於 Na，1、2 和 3 是主要的量子數。第一個外殼，即 n=1 稱為"K"外殼，n=2 稱為"L"外殼，依此類推。
表示為"l"，這也稱為軌道角動量量子數。這些值從 0 開始，並且不斷增加。這個數字有2個涵義——它表示在其中可以找到電子的子殼，並且也讓我們瞭解了軌道的形狀。l 的值取決於 n 的值。l 的值的範圍可以從 0 到 n-1，並且始終為正整數。例如，如果 n=3，l=0，1，2。
如前所述，這些值還可以告訴我們軌道的形狀。當 l=0 對應於 s 子殼體時，l=1 對應於 p 子殼，l=2 對應於 d 子殼，等等。子殼的概念並不複雜。正如殼層基於不同的能級一樣，子殼的工作方式也大致相同。在每個外殼中也存在不同的能量水平。這些能級的差異不足以使其有資格作為一個單獨的外殼，因此它們被歸類為子殼。
這個數字，用"m"表示，提供有關電子原子軌道的資訊。將原子軌道視為最多能容納2個電子的電子容器。子殼有電子存在的容器。整個事情可以用一個簡單的例子來想象。把殼層想象成不同的街道。每條街道都有許多建築物——子殼。每棟樓內都有公寓，這是軌道。人是電子，一套公寓最多隻能住2人，顯然，人們只能住在公寓裡。
m 的值取決於 l 的值。給定值為 l 的軌道數從 +l 到 l 不等。 例如，當 l = 1，m = -1，0，+1 時。請記住，-1、0 和 +1 只給出軌道數，而沒有給出它們的名稱。對於 l=1，子殼為 P。以 P表示的軌道是 Px、Py 和 Pz。
這是最容易理解的數字。正如我們所知，電子不斷旋轉，導致周圍產生磁場。這個量子數，用s表示，提供有關電子自旋的資訊。它有2個值，+1/2和-1/2，這是一個電子可以具有的旋轉型別。
這四個量子數基本上充當電子的地址。但是，在分配這些規則時，需要遵循某些規則。
這個原則說，當電子殼被填充，或當電子被分配到它們的軌道時，它們將開始從最低能級填充，然後繼續增加。這意味著第一個電子不能在2Px軌道。它必須從1s軌道開始，並持續向上移動。人們期望電子首先填滿一個殼的所有子殼的軌道，然後移動到下一個。然而，由於某些因素，這不完全是這樣。外殼的能量水平順序略有不同，如下圖所示。
當我們想到殼的P子殼時，它有三個軌道——x、y和z。所有這些軌道的能量都是一樣的。
洪德（Hund）的規則說，當填充退化的軌道，或相同的能量的軌道時，電子將首先單獨填充每個軌道，然後新增第二個電子。這意味著，如果將4個電子新增到P子殼中，x和y軌道各獲得2個電子，z獲得沒有電子，則不會發生。相反，每個軌道將首先被賦予一個電子，然後，根據有多少電子可用，它們將被賦予第二個電子。因此，x將得到2個電子，而y和z將各得到一個電子。
根據這個原理，沒有一個電子可以有四個相同的量子數。正如我們所知，前三個量子數給出電子的位置到軌道，而第四個量子數提供軌道的自旋。因此，如果2個電子佔據相同的軌道，它們必須有相反的自旋。顯然，如果電子具有相同的自旋，它們之間的排斥會太多，以至於它們無法保持在同一軌道。
使用原子中的電子數（等於原子數），可以將電子分配給軌道，同時牢記所有這些規則。例如，氧氣有8個電子。透過這些規則，可以計算出，s子殼可以容納2個電子，p可以容納6個，d可以容納10個，f可以容納14個，等等。因此，氧氣的配置將為 1s^2、2s^2、2p^4。
原子的電子配置，簡單地說，是電子圍繞原子核的排列。然而，從技術上講，我們不可能準確地說明電子的位置。因此，電子配置是對我們在何處可以找到電子的最佳計算猜測。
這是一個元素的典型電子配置看起來像 ： Na - 1s^2 2s^2 2p^6 3s^1
數字和字母一起給出了每個電子的地址，可以這麼說。瞭解原子的電子結構可以深入瞭解原子在週期表上的位置，預測其反應行為、狀態等。讓我們試著去了解這些是什麼，並確定如何得出原子的電子配置。
主要量子數這由"n"表示。正如我們所知，電子可以排列在不同的外殼或能級。這些排列順序增加，即最接近原子核的殼具有最低的能量，隨著它遠離原子核而增加。代替這一點，第一個量子數，或主要量子數，表示在其中可以找到電子的外殼數。對於 Na，1、2 和 3 是主要的量子數。第一個外殼，即 n=1 稱為"K"外殼，n=2 稱為"L"外殼，依此類推。
角量子數表示為"l"，這也稱為軌道角動量量子數。這些值從 0 開始，並且不斷增加。這個數字有2個涵義——它表示在其中可以找到電子的子殼，並且也讓我們瞭解了軌道的形狀。l 的值取決於 n 的值。l 的值的範圍可以從 0 到 n-1，並且始終為正整數。例如，如果 n=3，l=0，1，2。
如前所述，這些值還可以告訴我們軌道的形狀。當 l=0 對應於 s 子殼體時，l=1 對應於 p 子殼，l=2 對應於 d 子殼，等等。子殼的概念並不複雜。正如殼層基於不同的能級一樣，子殼的工作方式也大致相同。在每個外殼中也存在不同的能量水平。這些能級的差異不足以使其有資格作為一個單獨的外殼，因此它們被歸類為子殼。
圖注：原子的外殼磁性量子數這個數字，用"m"表示，提供有關電子原子軌道的資訊。將原子軌道視為最多能容納2個電子的電子容器。子殼有電子存在的容器。整個事情可以用一個簡單的例子來想象。把殼層想象成不同的街道。每條街道都有許多建築物——子殼。每棟樓內都有公寓，這是軌道。人是電子，一套公寓最多隻能住2人，顯然，人們只能住在公寓裡。
m 的值取決於 l 的值。給定值為 l 的軌道數從 +l 到 l 不等。 例如，當 l = 1，m = -1，0，+1 時。請記住，-1、0 和 +1 只給出軌道數，而沒有給出它們的名稱。對於 l=1，子殼為 P。以 P表示的軌道是 Px、Py 和 Pz。
旋轉量子數。這是最容易理解的數字。正如我們所知，電子不斷旋轉，導致周圍產生磁場。這個量子數，用s表示，提供有關電子自旋的資訊。它有2個值，+1/2和-1/2，這是一個電子可以具有的旋轉型別。
這四個量子數基本上充當電子的地址。但是，在分配這些規則時，需要遵循某些規則。
構造原理（aufbau principle）這個原則說，當電子殼被填充，或當電子被分配到它們的軌道時，它們將開始從最低能級填充，然後繼續增加。這意味著第一個電子不能在2Px軌道。它必須從1s軌道開始，並持續向上移動。人們期望電子首先填滿一個殼的所有子殼的軌道，然後移動到下一個。然而，由於某些因素，這不完全是這樣。外殼的能量水平順序略有不同，如下圖所示。
圖注：增加能級的軌道順序洪德最大多重性規則（Hund’s Rule of Maximum Multiplicity）當我們想到殼的P子殼時，它有三個軌道——x、y和z。所有這些軌道的能量都是一樣的。
洪德（Hund）的規則說，當填充退化的軌道，或相同的能量的軌道時，電子將首先單獨填充每個軌道，然後新增第二個電子。這意味著，如果將4個電子新增到P子殼中，x和y軌道各獲得2個電子，z獲得沒有電子，則不會發生。相反，每個軌道將首先被賦予一個電子，然後，根據有多少電子可用，它們將被賦予第二個電子。因此，x將得到2個電子，而y和z將各得到一個電子。
泡利不相容原則根據這個原理，沒有一個電子可以有四個相同的量子數。正如我們所知，前三個量子數給出電子的位置到軌道，而第四個量子數提供軌道的自旋。因此，如果2個電子佔據相同的軌道，它們必須有相反的自旋。顯然，如果電子具有相同的自旋，它們之間的排斥會太多，以至於它們無法保持在同一軌道。
使用原子中的電子數（等於原子數），可以將電子分配給軌道，同時牢記所有這些規則。例如，氧氣有8個電子。透過這些規則，可以計算出，s子殼可以容納2個電子，p可以容納6個，d可以容納10個，f可以容納14個，等等。因此，氧氣的配置將為 1s^2、2s^2、2p^4。