Redigerer Elektronkonfigurasjon

{{Kildeløs|Helt uten kilder.|dato=10. okt. 2015}}
[[Fil:Electron orbitals.svg|right|thumb|350px|Atomære og molekylære elektronorbitaler]]

I [[atomfysikk]] og [[kvantekjemi]] refererer '''elektronkonfigurasjon''' til hvordan [[elektron]]ene er gruppert i et [[atom]], [[molekyl]], eller en annen fysisk struktur. I likhet med andre elementærpartikler er elektronets oppførsel beskrevet av [[kvantefysikk]]ens lover, og framviser både partikkelegenskaper og bølgeegenskaper. Formelt er [[kvantetilstand]]en til et elektron definert ved dets [[bølgefunksjon]], en [[komplekse tall|kompleks]] funksjon i rom og tid. Ifølge [[Københavntolkningen]] av kvantemekanikken er ikke posisjonen til et enkelt elektron veldefinert før den måles. Sannsynligheten for at målingen av posisjonen til elektronet gir et visst punkt i rommet er proporsjonal med kvadratet av absoluttverdien av bølgefunksjonen i det punktet.

Elektroner kan bevege seg fra et energinivå til et annet ved å emittere eller absorbere et [[kvant|energikvant]] i form av et foton. [[Pauliprinsippet]] gir at ikke mer enn to elektroner kan eksistere i samme [[kvantemekanikk|kvantetilstand]]; derfor kan et elektron bare hoppe til en annen bane bare dersom det er en ledig tilstand i den nye orbitalen.

Kjennskap til elektronkonfigurasjonen til mange atomer er nyttig i forståelsen av strukturen til [[det periodiske system]]. Konseptet er også nyttig til å beskrive de kjemiske bindingene som holder atomer sammen, og forklare egenskapene til [[laser]]stråling og [[halvledere]].

== Elektronkonfigurasjon i atomer ==
'''Denne diskursen forutsetter kjennskap til materialet som finnes i [[orbital|atomær orbital]]'''
=== Sammendrag av kvantetallene ===
Tilstanden til et elektron er gitt av fire [[kvantetall]]. Tre av disse er heltall og er egenskaper til den atomære orbitalen elektronet befinner seg i.
{| class="wikitable"
|-
! tall !! markert som !! lovlige verdier !! representerer
|-
|[[hovedkvantetall]]||''n''||heltall, 1 eller større||Delvis den totale energien til orbitalen, og derav dens generelle avstand fra kjernen. Kort sagt, tilstandens energinivå (1+)
|-
|[[asimutalt kvantetall]]||''l''||heltall, 0 til ''n''-1||Orbitalens [[dreieimpuls]], også sett på som antall [[node (fysikk)|noder]] i [[tetthetskurven]]. Også kjent som tilstandens orbital. (s=0, p=1...)
|-
|[[magnetisk kvantetall]]||''m''||heltall, -''l'' til +''l'', inkludert null.||Bestemmer energiforskyvningen til en atomær orbital som påføres av et ytre [[magnetfelt]] ([[Zeemaneffekten]]). Indikerer tilstandens orientering i rommet.
|-
|[[spinnkvantetall]]||''s''||+½ or -½ (iblant kalt "opp" og "ned")||Spinn er en indre egenskap ved elektronet som er uavhengig av de andre kvantetallene. Elektronets [[magnetisk dipolmoment|magnetiske dipolmoment]] bestemmes blant annet av ''s'' og ''l''. 
|}

Minst ett av kvantetallene må være forskjellige for to elektroner ([[Pauliprinsippet]]).

=== Skall og orbitaler===
Skall og underskall (også kalt energinivåer og undernivåer) defineres av kvantetallene, ikke av elektronenes avstand fra kjernen eller deres totale energi. I store atomer vil skallene ofte overlappe.

Tilstander med samme ''n''-verdi er beslektet, og man sier at de ligger i samme [[elektronskall]].

Tilstander med samme ''n''- og ''l''-verdier sier man at ligger i samme underskall eller [[orbital]]. De elektronene som har samme ''n''- og ''l''-verdier, kalles ''ekvivalente elektroner''.

Hvis tilstander også har samme ''m''-verdi, må spinntilstanden være forskjellig ifølge [[Pauliprinsippet]].

En orbital kan inneholde så mye som 4''l'' + 2 elektroner; et skall kan inneholde opptil 2''n''<sup>2</sup> elektroner.

=== Eksempel ===
Her vises elektronkonfigurasjonen for et fylt femte skall:

{| class="wikitable"
!Skall !! Underskall !! Orbitaler !! !! Elektroner
|-
|n = 5 || l = 0 || m = 0 || → 1 type s-orbital || → maks 2 elektroner
|-
| || l = 1 || m = -1, 0, +1 || → 3 type p-orbitaler || → maks 6 elektroner
|-
| || l = 2 || m = -2, -1, 0, +1, +2 || → 5 type d-orbitaler || → maks 10 elektroner
|-
| || l = 3 || m = -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3 || → 7 type f-orbitaler || → maks 14 elektroner
|-
| || l = 4 || m = -4, -3 -2, -1, 0, +1, +2, +3, +4 || → 9 type g-orbitaler || → maks 18 elektroner
|-
| || || || || '''Totalt: maks 50 elektroner'''
|-
|}

Denne informasjonen kan skrives som 5s<sup>2</sup> 5p<sup>6</sup> 5d<sup>10</sup> 5f<sup>14</sup> 5g<sup>18</sup> (Se nedenfor for flere detaljer angående notasjon)

=== Notasjon ===
Fysikere og kjemikere bruker en standardnotasjon for å beskrive atomære elektronkonfigurasjoner. I slik notasjon er et [[underskall]] skrevet på formen nx<sup>y</sup>, der n er skallnummeret, x er underskallmarkøren (s, p, d, f, g, h, i), og y er antall elektroner i underskallet. Et atoms underskall skrives i stigende energirekkefølge – med andre ord, i den rekkefølgen skallene fylles i. (Se Aufbauprinsippet nedenfor). 

For eksempel: [[Hydrogen]] i grunntilstanden har ett elektron i s-orbitalen til det første skallet, så konfigurasjonen skrives 1s<sup>1</sup>. [[Litium]] har to elektroner i 1s-underskallet og ett i 2s-underskallet (som har høyere energi), så dets grunntilstandkonfigurasjon skrives 1s<sup>2</sup> 2s<sup>1</sup>. [[Fosfor]] (atomnummer 15), har følgende grunntilstandskonfigurasjon: 1''s''<sup>2</sup> 2''s''<sup>2</sup> 2''p''<sup>6</sup> 3''s''<sup>2</sup> 3''p''<sup>3</sup>.

Denne notasjonen kan være upraktisk for atomer med mange elektroner. Man innfører dermed [[edelgassnotasjon]]. Den forkortes ofte ved å legge merke til at de første underskallene er identiske med de tilsvarende underskallene for en eller annen [[edelgass]]. Fosfor, for eksempel, er kun forskjellig fra [[neon]] (1''s''<sup>2</sup> 2''s''<sup>2</sup> 2''p''<sup>6</sup>) ved at fosfor har et tredje skall. Man trekker da ut elektronkonfigurasjonen til neon, og skriver fosfor som følger: [Ne]3''s''<sup>2</sup> 3''p''<sup>3</sup>.

En enda enklere versjon er simpelthen å angi antall elektroner i hvert skall, f.eks. (igjen for fosfor): 2-8-5.

Orbitalmarkørene '''s, p, d, ''' og '''f''' har sin opprinnelse i en måte å kategorisere [[spektrallinjer]] på, som nå er gått bort fra. I dette systemet ble spektrallinjene kategorisert som ''skarp, prinsipal, diffus'', og ''fundamental'' basert på deres observerte [[finstruktur]]. Da de fire første orbitaltypene ble beskrevet, ble de assosiert med disse spektrallinjetypene, men det fantes ingen andre navn. Markøren '''g''' ble utledet ved å fortsette i alfabetisk rekkefølge. Det er teoretisk mulig med skall som inneholder fler enn fem underskall, men disse fem dekker alle til nå oppdagede elementer.

=== Aufbauprinsippet ===
I atomets [[grunntilstand]] (der atomet vanligvis er å finne) følger elektronkonfigurasjonen generelt [[Aufbauprinsippet]]. Dette prinsippet forteller at måten elektroner fyller skall på er i stigende energirekkefølge; altså, det første elektronet går inn i den laveste energitilstanden, det andre i den nest laveste, og så videre. Fyllingsrekkefølgen er som følger:

{| class="wikitable"
|-
! 
! <math>s</math> 
! <math>p</math>
! <math>d</math> 
! <math>f</math>
! <math>g</math>
|-
! 1&nbsp;&nbsp;
| 1 ||   ||   ||   ||
|-
! 2&nbsp;&nbsp;
| 2 || 3 ||   ||   ||
|-
! 3&nbsp;&nbsp;
| 4 || 5 || 7 ||   ||
|-
! 4&nbsp;&nbsp;
| 6 || 8 || 10 || 13 ||
|-
! 5&nbsp;&nbsp;
| 9 || 11 || 14 || 17 || 21
|-
! 6&nbsp;&nbsp;
| 12 || 15 || 18 || 22 ||
|-
! 7&nbsp;&nbsp;
| 16 || 19 || 23 ||   ||
|-
! 8&nbsp;&nbsp;
| 20 || 24 ||   ||   ||
|}

Hvilken rekkefølge underskallene kommer i kan finnes ved å begynne øverst til venstre (i de ikke-fete tallene) i tabellen og gå gjennom venstre-nedover-diagonaler (se også diagrammet øverst på siden). De '''fete''' tallene angir da skallnummeret, mens de ikke uthevede tallene angir rekkefølgen skallene fylles opp i. Den første diagonalen gir da 1s; den neste gir 2s; den tredje går gjennom 2p og 3s; den fjerde gjennom 3p og 4s; den femte gjennom 3d, 4p og 5s, og så videre. Generelt vil et underskall som ikke er et «s»-skall alltid følges av et «lavere» underskall i det neste skallet; for eksempel følges 2p av 3s; 3d følges av 4p, som følges av 5s; og så videre. Dette forklarer blokkene i det periodiske system.

Et elektronpar som har spinn i samme retning har litt lavere energi enn et par med motsatt rettede spinn. Siden to elektroner i samme orbital må ha motsatt rettede spinn, foretrekker elektroner å okkupere forskjellige orbitaler. Denne preferansen vises hvis underskall med ''l>0'' (altså som inneholder mer enn en orbital) ikke er helt fylt. For eksempel, hvis et ''p''-underskall inneholder fire elektroner vil to elektroner tvinges til å okkupere en orbital, men de to andre elektronene okkuperer ''begge'' de to andre orbitalene, og spinnene deres vil peke i samme retning. Dette fenomenet kalles [[Hunds regel]].

Aufbauprinsippet i en modifisert versjon kan anvendes på [[proton]]er og [[nøytron]]er i [[atomkjerne]]n. (Se [[skallmodellen]] i [[kjernefysikk]]).

==== Orbitaltabell ====
Denne tabellen viser alle orbitalkonfigurasjoner opp til 7s; derfor dekker den den enkle elektronkonfigurasjonen for alle elementer i [[det periodiske system]] opp til [[Copernicium]] (element 112) med unntak av [[Lawrencium]] (element 103) som behøver en 7p-orbital.

{| class="wikitable"
|-
!
! ''s'' (l=0)
! ''p'' (l=1)
! ''d'' (l=2)
! ''f'' (l=3)
|-
!n=1
| [[Fil:AtomicOrbital n1 l0.png|50px]]
|
|
|
|-
!n=2
| [[Fil:AtomicOrbital n2 l0.png|50px]]
| [[Fil:AtomicOrbital n2 l1.png|137px]]
|
|
|-
!n=3
| [[Fil:AtomicOrbital n3 l0.png|50px]]
| [[Fil:AtomicOrbital n3 l1.png|137px]]
| [[Fil:AtomicOrbital n3 l2.png|225px]]
|
|-
!n=4
| [[Fil:AtomicOrbital n4 l0.png|50px]]
| [[Fil:AtomicOrbital n4 l1.png|137px]]
| [[Fil:AtomicOrbital n4 l2.png|225px]]
| [[Fil:AtomicOrbital n4 l3.png|313px]]
|-
!n=5
| [[Fil:AtomicOrbital n5 l0.png|50px]]
| [[Fil:AtomicOrbital n5 l1.png|137px]]
| [[Fil:AtomicOrbital n5 l2.png|225px]]
|
|-
!n=6
| [[Fil:AtomicOrbital n6 l0.png|50px]]
| [[Fil:AtomicOrbital n6 l1.png|137px]]
|
|
|-
!n=7
| [[Fil:AtomicOrbital n7 l0.png|50px]]
|
|
|
|}

==== Unntak i 3d, 4d, 5d ====
Et ''d''-underskall som er halvfullt (5 eller 10 elektroner) er mer stabilt enn ''s''-underskallet som tilhører neste skall. Dette er tilfellet fordi det krever mindre energi å holde et elektron i et halvfullt ''d''-underskall enn et fullt ''s''-underskall. [[Kobber]](atomnummer 29), for eksempel, har konfigurasjonen [Ar]4s<sup>1</sup> 3d<sup>10</sup>, ikke [Ar]4s<sup>2</sup> 3d<sup>9</sup> som man skulle tro ved å anvende [[Aufbauprinsippet]]. På samme måte har [[krom]] (atomnummer 24) konfigurasjonen [Ar]4s<sup>1</sup> 3d<sup>5</sup>, ikke [Ar]4s<sup>2</sup> 3d<sup>4</sup>. 

Unntak i Periode 4:

{| class="wikitable"
! Element !! Z !! Elektronkonfigurasjon !! Edelgasskonfigurasjon
|-
| [[Scandium]] || 21 || 1s<sup>2</sup> 2s<sup>2</sup> 2p<sup>6</sup> 3s<sup>2</sup> 3p<sup>6</sup> 4s<sup>2</sup> 3d<sup>1</sup>
|| &#91;[[argon|Ar]]&#93; 4s<sup>2</sup> 3d<sup>1</sup>
|-
| [[Titanium]] || 22 || 1s<sup>2</sup> 2s<sup>2</sup> 2p<sup>6</sup> 3s<sup>2</sup> 3p<sup>6</sup> 4s<sup>2</sup> 3d<sup>2</sup>
|| &#91;[[argon|Ar]]&#93; 4s<sup>2</sup> 3d<sup>2</sup>
|-
| [[Vanadium]] || 23 || 1s<sup>2</sup> 2s<sup>2</sup> 2p<sup>6</sup> 3s<sup>2</sup> 3p<sup>6</sup> 4s<sup>2</sup> 3d<sup>3</sup>
|| &#91;[[argon|Ar]]&#93; 4s<sup>2</sup> 3d<sup>3</sup>
|-
| [[Krom]] || 24 || 1s<sup>2</sup> 2s<sup>2</sup> 2p<sup>6</sup> 3s<sup>2</sup> 3p<sup>6</sup> <span style="color:red;"> 4s<sup>1</sup> 3d<sup>5</sup> </span>
|| &#91;[[argon|Ar]]&#93; <span style="color:red;"> 4s<sup>1</sup> 3d<sup>5</sup> </span>
|-
| [[Mangan]] || 25 || 1s<sup>2</sup> 2s<sup>2</sup> 2p<sup>6</sup> 3s<sup>2</sup> 3p<sup>6</sup> 4s<sup>2</sup> 3d<sup>5</sup>
|| &#91;[[argon|Ar]]&#93; 4s<sup>2</sup> 3d<sup>5</sup>
|-
| [[Jern]] || 26 || 1s<sup>2</sup> 2s<sup>2</sup> 2p<sup>6</sup> 3s<sup>2</sup> 3p<sup>6</sup> 4s<sup>2</sup> 3d<sup>6</sup>
|| &#91;[[argon|Ar]]&#93; 4s<sup>2</sup> 3d<sup>6</sup>
|-
| [[Kobolt]] || 27 || 1s<sup>2</sup> 2s<sup>2</sup> 2p<sup>6</sup> 3s<sup>2</sup> 3p<sup>6</sup> 4s<sup>2</sup> 3d<sup>7</sup>
|| &#91;[[argon|Ar]]&#93; 4s<sup>2</sup> 3d<sup>7</sup>
|-
| [[Nikkel]] || 28 ||  1s<sup>2</sup> 2s<sup>2</sup> 2p<sup>6</sup> 3s<sup>2</sup> 3p<sup>6</sup> 4s<sup>2</sup> 3d<sup>8</sup>
|| &#91;[[argon|Ar]]&#93; 4s<sup>2</sup> 3d<sup>8</sup>
|-
| [[Kobber]] || 29 || 1s<sup>2</sup> 2s<sup>2</sup> 2p<sup>6</sup> 3s<sup>2</sup> 3p<sup>6</sup> <span style="color:red;">4s<sup>1</sup> 3d<sup>10</sup></span> 
|| &#91;[[argon|Ar]]&#93; <span style="color:red;">4s<sup>1</sup> 3d<sup>10</sup></span>
|-
| [[Sink]] || 30 || 1s<sup>2</sup> 2s<sup>2</sup> 2p<sup>6</sup> 3s<sup>2</sup> 3p<sup>6</sup> 4s<sup>2</sup> 3d<sup>10</sup>
|| &#91;[[argon|Ar]]&#93; 4s<sup>2</sup> 3d<sup>10</sup>
|-
| [[Gallium]] || 31 || 1s<sup>2</sup> 2s<sup>2</sup> 2p<sup>6</sup> 3s<sup>2</sup> 3p<sup>6</sup> 4s<sup>2</sup> 3d<sup>10</sup> 4p<sup>1</sup>
|| &#91;[[argon|Ar]]&#93; 3d<sup>10</sup> 4s<sup>2</sup> 4p<sup>1</sup>
|-
|}

Unntak i Periode 5:
{| class="wikitable"
! Element !! Z !! Elektronkonfigurasjon !! Edelgasskonfigurasjon
|-
| [[Yttrium]] || 39 || 1s<sup>2</sup> 2s<sup>2</sup> 2p<sup>6</sup> 3s<sup>2</sup> 3p<sup>6</sup>  4s<sup>2</sup> 3d<sup>10</sup> 4p<sup>6</sup> 5s<sup>2</sup> 4d<sup>1</sup>
|| &#91;[[krypton|Kr]]&#93; 5s<sup>2</sup> 4d<sup>1</sup> 
|-
| [[Zirkonium]] || 40 || 1s<sup>2</sup> 2s<sup>2</sup> 2p<sup>6</sup> 3s<sup>2</sup> 3p<sup>6</sup> 4s<sup>2</sup> 3d<sup>10</sup> 4p<sup>6</sup> 5s<sup>2</sup> 4d<sup>2</sup> 
|| &#91;[[krypton|Kr]]&#93; 5s<sup>2</sup> 4d<sup>2</sup> 
|-
| [[Niob]] || 41 || 1s<sup>2</sup> 2s<sup>2</sup> 2p<sup>6</sup> 3s<sup>2</sup> 3p<sup>6</sup> 4s<sup>2</sup> 3d<sup>10</sup> 4p<sup>6</sup> <span style="color:red;">5s<sup>1</sup> 4d<sup>4</sup></span>
|| &#91;[[krypton|Kr]]&#93; <span style="color:red;">5s<sup>1</sup> 4d<sup>4</sup></span>
|-
| [[Molybden]] || 42 || 1s<sup>2</sup> 2s<sup>2</sup> 2p<sup>6</sup> 3s<sup>2</sup> 3p<sup>6</sup> 4s<sup>2</sup> 3d<sup>10</sup> 4p<sup>6</sup> <span style="color:red;">5s<sup>1</sup> 4d<sup>5</sup></span>
|| &#91;[[krypton|Kr]]&#93; <span style="color:red;">5s<sup>1</sup> 4d<sup>5</sup></span>
|-
| [[Technetium]] || 43 || 1s<sup>2</sup> 2s<sup>2</sup> 2p<sup>6</sup> 3s<sup>2</sup> 3p<sup>6</sup> 4s<sup>2</sup>  3d<sup>10</sup> 4p<sup>6</sup> 5s<sup>2</sup> 4d<sup>5</sup>
|| &#91;[[krypton|Kr]]&#93; 5s<sup>2</sup> 4d<sup>5</sup>
|-
| [[Ruthenium]] || 44 || 1s<sup>2</sup> 2s<sup>2</sup> 2p<sup>6</sup> 3s<sup>2</sup> 3p<sup>6</sup> 4s<sup>2</sup> 3d<sup>10</sup> 4p<sup>6</sup> <span style="color:red;">5s<sup>1</sup> 4d<sup>7</sup></span>
|| &#91;[[krypton|Kr]]&#93; <span style="color:red;">5s<sup>1</sup> 4d<sup>7</sup> </span>
|-
| [[Rhodium]] || 45 || 1s<sup>2</sup> 2s<sup>2</sup> 2p<sup>6</sup> 3s<sup>2</sup> 3p<sup>6</sup> 4s<sup>2</sup> 3d<sup>10</sup> 4p<sup>6</sup> <span style="color:red;">5s<sup>1</sup> 4d<sup>8</sup></span>
|| &#91;[[krypton|Kr]]&#93; <span style="color:red;">5s<sup>1</sup> 4d<sup>8</sup></span>
|-
| [[Palladium]] || 46 || 1s<sup>2</sup> 2s<sup>2</sup> 2p<sup>6</sup> 3s<sup>2</sup> 3p<sup>6</sup> 4s<sup>2</sup> 3d<sup>10</sup> 4p<sup>6</sup> <span style="color:red;">4d<sup>10</sup></span>
|| &#91;[[krypton|Kr]]&#93; <span style="color:red;">4d<sup>10</sup></span>
|-
| [[Sølv]] || 47 || 1s<sup>2</sup> 2s<sup>2</sup> 2p<sup>6</sup> 3s<sup>2</sup> 3p<sup>6</sup> 4s<sup>2</sup> 3d<sup>10</sup> 4p<sup>6</sup> <span style="color:red;">5s<sup>1</sup> 4d<sup>10</sup></span>
|| &#91;[[krypton|Kr]]&#93; <span style="color:red;">5s<sup>1</sup> 4d<sup>10</sup></span>
|-
| [[Kadmium]] || 48 || 1s<sup>2</sup> 2s<sup>2</sup> 2p<sup>6</sup> 3s<sup>2</sup> 3p<sup>6</sup> 4s<sup>2</sup> 3d<sup>10</sup> 4p<sup>6</sup>  5s<sup>2</sup> 4d<sup>10</sup>
|| &#91;[[krypton|Kr]]&#93; 5s<sup>2</sup> 4d<sup>10</sup>
|-
| [[Indium]] || 49 || 1s<sup>2</sup> 2s<sup>2</sup> 2p<sup>6</sup> 3s<sup>2</sup> 3p<sup>6</sup> 4s<sup>2</sup> 3d<sup>10</sup> 4p<sup>6</sup> 5s<sup>2</sup> 4d<sup>10</sup> 5p<sup>1</sup>
|| &#91;[[krypton|Kr]]&#93; 5s<sup>2</sup> 4d<sup>10</sup> 5p<sup>1</sup>
|-
|}

Unntak i Periode 6:

{| class="wikitable"
!Element !! Z !! Edelgasskonfigurasjon
|-
| [[Iridium]] || 77 
|| &#91;[[xenon|Xe]]&#93; 6s<sup>2</sup> 4f<sup>14</sup> 5d<sup>7</sup> 
|-
| [[Platina]] || 78 
|| &#91;[[xenon|Xe]]&#93; <span style="color:red;">6s<sup>1</sup></span> 4f<sup>14</sup> <span style="color:red;">5d<sup>9</sup></span>
|-
| [[Gull]] || 79 
|| &#91;[[xenon|Xe]]&#93; <span style="color:red;">6s<sup>1</sup></span> 4f<sup>14</sup> <span style="color:red;">5d<sup>10</sup></span>
|-
| [[Kvikksølv]] || 80 
|| &#91;[[xenon|Xe]]&#93; 6s<sup>2</sup> 4f<sup>14</sup> 5d<sup>10</sup> 
|-
| [[Thallium]] || 81 
|| &#91;[[xenon|Xe]]&#93; 6s<sup>2</sup> 4f<sup>14</sup> 5d<sup>10</sup> 6p<sup>1</sup>
|-
|}

=== Sammenhengen med periodesystemets struktur ===
Elektronkonfigurasjon har nær sammenheng med [[Periodesystemet|periodesystemets]] struktur. De kjemiske egenskapene til et atom bestemmes stort sett av hvordan elektronene i dets ytre [[valensskall]] er arrangert (selv om andre faktorer, som [[atomradius|atomradien]], [[atommasse]]n, og økt tilgang til flere elektrontilstander, også påvirker den kjemiske oppførselen til elementene ved økende atomstørrelse), og derfor er elementer i samme gruppe kjemisk like fordi de har samme antall valenselektroner.

== Elektronkonfigurasjon i molekyler ==
I molekyler er situasjonen mer kompleks, da hvert molekyl har forskjellig orbitalstruktur. 

== Elektronkonfigurasjon i faste stoffer ==
I et [[fast stoff]] er det svært mange elektrontilstander. De opphører da å være tellbare, og blandes sammen slik at de utgjør et kontinuerlig [[elektronbånd|bånd]] av tilstander. Elektronkonfigurasjon slutter da å være relevant, og [[båndteori]] må da brukes for å forklare egenskapene til stoffet.

== Relevante artikler ==
*[[Det periodiske system]]
*[[Elektronskall]]
*[[Atomær orbital]]

{{Autoritetsdata}}

[[Kategori:Atomfysikk]]
[[Kategori:Kjemiske egenskaper]]
[[Kategori:Molekylær fysikk]]
[[Kategori:Kvantekjemi]]
[[Kategori:Teoretisk kjemi]]