التوزيع الالتكروني للذرّات متعدّدة الالكترونات

مبدأ استبعاد باولي،وقاعدة هوند للحد الأقصى للتعدد،وقاعدة أوفباو يمكن استخدامهم لتصور تكوين الإلكترون عند أي عنصر. لنضع في اعتبارنا كتابة التكوين الإلكتروني للصوديوم. توزيع الإلكترون الأساسي في الصوديوم هو بالضبط كالعنصر السابق،النيون.

يحتل إلكترون التكافؤ الفردي مدار 3s. ينتمي النيون إلى العمود الثامن عشر من الجدول الدوري الغازات النبيلة. التكوينات الإلكترونية لهذه العناصر تسهل التصوير المكثف للتكوين الإلكتروني للعناصر الأخرى.

بالنسبة لأي عنصر،التكوين الأساسي للإلكترون هو نفسه مثل الغاز النبيل الذي يسبقه في الجدول الدوري. التكوين الإلكتروني للصوديوم،على سبيل المثال،يمكن كتابته كنواة نيون،3s1. التكوين الإلكتروني الأساسي للبوتاسيوم هو 1s22s22p63s23p6،مع إلكترون تكافؤ واحد.

الآن،هل يدخل الإلكترون التاسع عشر في الغلاف الفرعي 3d؟لنتذكر أن الغلاف الفرعي 4s له قدرة اختراق كبيره مما يؤدي في كثير من الأحيان إلى انخفاض طاقة الغلاف الفرعي 3d. وبالتالي،فإن قانون اوفباو يبقي علي أنّالغلاف الفرعي 4s يمتلئ قبل الغلاف الفرعي 3d. نواة الغاز النبيل السابق،الأرجون،تستخدم لكتابة التكوين المكثف.

على الرغم من أن هذه المبادئ توفر نقطة انطلاق،الا أنّالتكوين الإلكتروني الفعلي يجب تأكيدها تجريبياًفي عدة عناصر من العناصر الانتقالية،كاللانثانيدات والأكتينيدات،الطاقات المدارية تكون مرتبة نسبيا بطريقة مختلفة،ولا يكون ممكنا اتباع قاعدة أوفباو بشكل كامل. في العناصر الانتقالية،الأغلفة الفرعية 3dو4s لديها طاقات متماثلة. غالبًا ما يتم ملء الغلاف الفرعي 4s بالكامل.

على سبيل المثال،في سكانديوم،التكوين الإلكتروني هو نواة أرجون،4s23d1. في الزنك،تمتلئ الأغلفة الفرعية 4s و 3d لقدراتهم القصوى. ومع ذلك،فإن الحالات الأساسية لبعض المعادن،مثل الكروم والنحاس،شغلت بالكترون مفرد المدار 4s.

الكروم ملحوظ بشكل خاص لأن اثنين من الأغلفة الفرعية تُملأ جزئيًا،وهذا يتعارض مع مبدأ اوفباو. خلال سلسلة اللانثانيد،بالإمتداد خلال السيريوم إلى اللوتيتيوم،يكون للأغلفة الفرعيه 6s و 4f طاقات متماثلة. تكوين الإلكترون لنواة النيوديميوم،هو نواة زينون،6s24f4.

وفي الوقت نفسه،يحتوي السيريوم على تكوين إلكترون غير عادي من نواة زينون و 6s24f15d1،لأن الأغلفة الفرعية 6s و4f و 5d هي قريبة من الطاقة بشكل غير عادي.