電子配置

原子物理学と量子化学において、電子配置とは、原子または分子（またはその他の物理的構造）の電子が原子軌道または分子軌道内をどのように分布しているかを指します。^[1]たとえば、ネオン原子の電子配置は1s ² 2s ² 2p ⁶であり、これは 1s、2s、2pサブシェルがそれぞれ 2 個、2 個、6 個の電子で占められていることを意味します。

電子配置は、各電子が原子核と他のすべての電子によって作られた平均場内の軌道上を独立して運動することを記述します。数学的には、配置はスレーター行列式または配置状態関数によって記述されます。

量子力学の法則によれば、各電子配置にはエネルギーレベルが関連しています。特定の条件下では、電子は光子の形でエネルギー量子を放出または吸収することにより、ある配置から別の配置に移動することができます。

さまざまな原子の電子配置に関する知識は、元素周期表の構造を理解したり、原子を結合させる化学結合を記述したり、化合物の化学式や分子の形状を理解したりするのに役立ちます。バルク材料では、この同じ考え方がレーザーや半導体の特殊な特性を説明するのに役立ちます。

電子配置は、最初は原子のボーア模型に基づいて考え出されましたが、電子の量子力学的性質に関する理解が進んだにもかかわらず、殻や副殻について語ることは今でも一般的です。

電子殻とは、電子が占めることができる同じ主量子数nを共有する許容状態の集合である。電子配置の各項において、nは各軌道文字の前に付く正の整数である(ヘリウムの電子配置は 1s ²であるためn = 1 であり、軌道には 2 つの電子が含まれる)。原子のn番目の電子殻には、 2 n ^{2 個の電子を収容できる。たとえば、最初の殻には 2 個の電子、2 番目の殻には 8 個の電子、3 番目の殻には 18 個の電子というように収容できる。2 という係数は、}電子スピンによって殻が進むごとに許容状態の数が倍増するため生じる。各原子軌道には、反対のスピンを持つそれ以外は同一の電子が最大 2 個まで存在でき、1 つはスピン + 1 ⁄ 2 (通常は上向き矢印で示される)、もう 1 つはスピン - 1 ⁄ 2 (下向き矢印で示される) である。

サブシェルは、シェル内の共通の方位量子数lによって定義される状態の集合です。 lの値は 0 からn  − 1 の範囲です。 l  = 0、1、2、3 の値は、それぞれ s、p、d、f ラベルに対応します。 たとえば、3d サブシェルはn  = 3 でl  = 2 です。 サブシェルに配置できる電子の最大数は 2(2 l + 1) で与えられます。 これにより、s サブシェルには 2 個の電子、ap サブシェルには 6 個の電子、ad サブシェルには 10 個の電子、f サブシェルには 14 個の電子が配置されます。

各殻と各サブシェルを占めることができる電子の数は、量子力学の方程式、特に^{パウリの排他原理から生じます。}パウリの排他原理では、同じ原子内の2つの電子は4つの量子数のうち同じ値を持つことはできないと規定されています。^[2]

物理学者と化学者は、原子と分子の電子配置を示すために標準的な表記法を使用します。原子の場合、表記法は一連の原子サブシェルラベル (たとえば、リンの場合は1s、2s、2p、3s、3p のシーケンス) で構成され、各サブシェルに割り当てられた電子の数は上付き文字として配置されます。たとえば、水素は最初のシェルの s 軌道に 1 つの電子を持っているため、その配置は 1s ^{1 と}表記されます。リチウムは1s サブシェルに 2 つの電子と (よりエネルギーの高い) 2s サブシェルに 1 つの電子を持っているため、その配置は 1s ²  2s ¹ (「ワンエスツー、ツーエスワン」と発音) と表記されます。リン(原子番号15) は次のようになります: 1s ²  2s ²  2p ⁶  3s ²  3p ³。

電子を多く持つ原子の場合、この表記法は長くなる可能性があるため、省略表記が使用されます。電子配置は、前の周期の希ガスに相当するコア電子と価電子として視覚化できます。各周期内の元素は、最後のいくつかのサブシェルのみが異なります。たとえば、リンは第3周期にあります。リンは、第2周期のネオン(配置は 1s ²  2s ²  2p ^{6 )}と、第3殻の存在のみが異なります。ネオンに相当する配置部分は [Ne] と省略され、リンの配置を [Ne] 3s ²  3p ³と書くことができ、ネオンの配置の詳細を明示的に書く必要はありません。この規則は、元素の化学的性質を最も決定するのは最外殻の電子であるため便利です。

与えられた構成では、軌道の表記順序は完全に固定されていません。これは、軌道占有数のみが物理的意味を持つためです。たとえば、チタン基底状態の電子構成は、[Ar] 4s ²  3d ²または [Ar] 3d ²  4s ²と表記できます。最初の表記は、中性原子の構成に関するマデルング則に基づく順序に従います。Ar、K、Ca、Sc、Ti の順序では、4s が 3d の前に記入されます。2 番目の表記は、同じn値を持つすべての軌道をグループ化します。これは、電子が特定の原子から除去されて正イオンが形成される順序の逆である、軌道エネルギーの「分光学的」順序に対応しています。Ti ⁴⁺、Ti ³⁺、Ti ²⁺、Ti ⁺、Ti の順序では、3d が 4s の前に記入されます。

単一占有サブシェルに上付き文字 1 を付ける必要はなく、例えばアルミニウムは[Ne] 3s ²  3p ¹または [Ne] 3s ² 3pと表記される。上位のサブシェルが占有されているにもかかわらずサブシェルが空である原子（一部のイオンや、マデルング則 から外れることが示されている特定の中性原子の場合など）では、空のサブシェルは上付き文字 0 で表記するか、完全に省略する。例えば、中性パラジウムは[Kr] 4d ¹⁰ 5s ⁰または単に[Kr] 4d ¹⁰と表記され、ランタン(III)イオンは[Xe] 4f ⁰または単に [Xe]と表記される。 ^[3]

軌道ラベルの文字 (s、p、d、f) が斜体または斜体で書かれているのを見ることは非常に一般的ですが、国際純正・応用化学連合(IUPAC) は (ここで使用されているように) 通常の書体を推奨しています。文字の選択は、観測された微細構造に基づいてスペクトル線を「鋭い」、「主」、「拡散」、「基本」(または「微細」) に分類する、現在は廃止されたシステムに由来しています。これらの文字の現代の用法は、方位量子数lがそれぞれ 0、1、2、または 3 である軌道を示します。f の後は、アルファベット順に g、h、i... ( l  = 4、5、6...) と続き、j はスキップされますが、これらのタイプの軌道が必要になることはめったにありません。^{[4] [5]}

分子の電子配置も同様の方法で記述されますが、原子軌道ラベルの代わりに 分子軌道ラベルが使用される点が異なります (以下を参照)。

電子に関連付けられたエネルギーは、その軌道のエネルギーです。構成のエネルギーは、電子間の相互作用を無視して、各電子のエネルギーの合計として近似されることがよくあります。最も低い電子エネルギーに対応する構成は、基底状態と呼ばれます。その他の構成は励起状態です。

たとえば、ナトリウム原子の基底状態の構成は、アウフバウ原理（下記参照）から推定されるように、1s ²  2s ²  2p ⁶  3s ^{1です。最初の励起状態は、3s 電子を 3p サブシェルに昇格させて 1s 2}  2s ²  2p ⁶  3p ¹構成（3p レベルと略記）を取得することによって得られます。原子は、エネルギーを吸収または放出することで、ある構成から別の構成に移動できます。たとえば、ナトリウム蒸気ランプでは、ナトリウム原子は放電によって 3p レベルに励起され、波長 589 nm の黄色光を放出して基底状態に戻ります。

通常、価電子（ナトリウムの 3s など）の励起には、可視光または紫外線の光子に対応するエネルギーが関与します。コア電子の励起は可能ですが、通常はX 線光子に対応する、はるかに高いエネルギーが必要です。これは、たとえばナトリウムの 2p 電子を 3s レベルに励起し、励起 1s ²  2s ²  2p ⁵  3s ²構成を形成する場合に当てはまります。

この記事の残りの部分では、原子または分子の「その」構成と呼ばれることが多い基底状態の構成についてのみ説明します。

アーヴィング・ラングミュアは、1919年の論文「原子と分子における電子の配置」で初めて、ギルバート・N・ルイスの立方体原子理論とヴァルター・コッセルの化学結合理論を基にして、「原子構造の同心円理論」を概説した。^{[6]ラングミュアは、}周期表の歴史とオクテット則の発展に示されているように、他の化学者から電子原子構造に関する研究を発展させてきた。

ニールス・ボーア（1923）は、元素の特性の周期性は原子の電子構造によって説明できるというラングミュアのモデルを取り入れた。 ^[7]彼の提案は、電子殻が原子核から一定の距離にある軌道であるという、当時のボーアの原子モデルに基づいていた。ボーアの元の構成は、現代の化学者には奇妙に思えるだろう。硫黄は、1s ²  2s ²  2p ⁶  3s ²  3p ⁴ （2.8.6）ではなく、2.4.4.6と与えられた。ボーアは、アルフレッド・ヴェルナーの1893年の論文に従って4と6を使用した。実際、化学者は物理学者よりずっと前に原子の概念を受け入れていた。ラングミュアは、上記の論文の冒頭で次のように述べている。

「…原子の構造の問題は、主に物理学者によって取り組まれてきましたが、彼らは、最終的には原子構造の理論によって説明されなければならない化学的性質についてはほとんど考慮してきませんでした。周期表にまとめられているような化学的性質と関係に関する膨大な知識は、純粋に物理的な線に沿った比較的乏しい実験データよりも、原子構造の理論のよりよい基礎となるはずです…これらの電子は一連の同心円状の殻に配列され、最初の殻には 2 つの電子が含まれ、他のすべての殻には8 つの電子が含まれる傾向があります…」

原子内の価電子は1904年にリチャード・アベッグによって記述された。 ^[8]

1924年、E.C.ストーナーはゾンマーフェルトの第三量子数を電子殻の説明に取り入れ、硫黄の殻構造が2.8.6であると正しく予測した。 ^{[9]しかし、ボーアのシステムもストーナーのシステムも}磁場中の原子スペクトルの変化（ゼーマン効果）を正しく説明できなかった。

ボーアはこの欠点（および他の欠点）をよく認識しており、1923年に友人のヴォルフガング・パウリに手紙を書いて、量子論（現在「旧量子論」として知られているシステム）を救うために協力を求めた。パウリは、ゼーマン効果は原子の最外殻（すなわち価電子）の反応のみに依存すると説明できるという仮説を立て、成功した。パウリは、4番目の量子数と排他原理（1925）を組み込むことで、ストーナーの殻構造を、サブシェルの正しい構造で再現することができた。^[10]

主量子数nの値が同一である複数の電子が、他の3つの量子数k [ l ]、j [ m _l ]、m [ m _s ]の値も同一にすることは禁止されている。

1926年に発表されたシュレーディンガー方程式は、水素原子に対する解の直接的な結果として、4つの量子数のうち3つを与えた。^[a]この解は、今日の化学の教科書（および上記）に示されている原子軌道をもたらす。原子スペクトルの調査により、原子の電子配置を実験的に決定できるようになり、原子軌道が電子で満たされる順序に関する経験則（マデルングの法則（1936年）として知られている、^[11]下記参照）につながった。

アウフバウ原理（ドイツ語の Aufbau、「構築、構築」に由来）は、ボーアの電子配置の元々の概念の重要な部分でした。次のように述べることができます。^[12]

最大 2 個の電子が、軌道エネルギーが増加する順序で軌道に配置されます。つまり、最もエネルギーの低いサブシェルが満たされてから、電子がより高いエネルギーの軌道に配置されます。

この原理は、既知の118元素に対して（原子の基底状態に対して）非常にうまく機能しますが、時々少し間違っています。アウフバウ原理の現代的な形は、マデルングの法則（またはクレチコフスキーの法則）によって与えられる軌道エネルギーの順序を記述します。この法則は、1929年にチャールズ・ジャネットによって最初に提唱され、1936年にエルヴィン・マデルングによって再発見され、 ^[11]後にVMクレチコフスキーによって理論的根拠が与えられました：^[13]

1. サブシェルはn  +  lの増加順に埋められます。
2. 2 つのサブシェルのn  +  lの値が等しい場合は、 n の増加順に埋められます。

これにより、軌道を埋めるための次の順序が得られます。

1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p、5s、4d、5p、6s、4f、5d、6p、7s、5f、6d、7p、(8s、5g、6f、7d、8p、9s)

このリストでは、括弧内のサブシェルは、現在知られている最も重い原子（Og、Z  = 118）の基底状態では占有されていません。

アウフバウ原理は、原子核物理学や原子核化学の殻モデルのように、修正された形で原子核内の陽子と中性子に適用することができます。

周期表の形は、各元素の原子の電子配置と密接に関係している。例えば、第2族（表の2列目）の元素はすべて、[E]  n s ²（[E]は希ガス配置）の電子配置を持ち、化学的性質に顕著な類似性がある。周期表のブロックによる周期性は、s、p、d、fサブシェルを満たすのに必要な電子の数（2、6、10、14）による。これらのブロックは、周期表の長方形のセクションとして表示される。唯一の例外はヘリウムで、sブロック原子であるにもかかわらず、外殻がいっぱいであるため化学的に不活性であるため、慣例的に他の希ガスとともにpブロックに配置されます（ただし、この例外を維持すべきかどうかについては現代の文献で議論されています）。

原子価殻（最外殻）の電子が各元素の化学的性質を主に決定します。化学的性質の類似性は、電子配置の概念が生まれる1世紀以上前に注目されていました。^[b]

アウフバウ原理は、特定の元素と異なる元素間の軌道エネルギーの順序は固定されているという基本的仮定に基づいています。どちらの場合も、これは近似的にしか当てはまりません。原子軌道は、2 個以上の電子を配置できない固定エネルギーの「箱」であると見なされます。ただし、原子軌道「内の」電子のエネルギーは、原子 (またはイオン、分子など) の他のすべての電子のエネルギーに依存します。1 つ以上の電子のシステムには「1 電子解」はなく、正確に計算できない多電子解のセットのみがあります^{[c] (ただし、}ハートリー・フォック法などの数学的近似は利用できます)。

アウフバウ原理が近似に基づいているという事実は、与えられた殻内では s 軌道が常に p 軌道より先に満たされるという、ほぼ固定された充填順序が存在するという事実から分かります。電子を 1 つだけ持つ水素のような原子では、外部電磁場がない場合、同じ殻の s 軌道と p 軌道はまったく同じエネルギーを持ち、非常に良い近似値になります。(ただし、実際の水素原子では、エネルギー レベルは、原子核の磁場とラム シフトの量子電気力学効果によってわずかに分割されます。)

アウフバウ原理を単純に適用すると、遷移金属の基礎化学におけるよく知られたパラドックス（または見かけ上のパラドックス）につながる。カリウムとカルシウムは、周期表では遷移金属より前に登場し、それぞれ電子配置 [Ar] 4s ¹と [Ar] 4s ²を持ち、つまり 4s 軌道が 3d 軌道より先に満たされる。これは、4s 軌道がn  +  l  = 4（n  = 4、l  = 0）であるのに対し、3d 軌道はn  +  l  = 5（n  = 3、l = 2）であるため、マーデルング則と一致している。カルシウムの後、遷移金属の最初のシリーズ（スカンジウムから亜鉛まで） のほとんどの中性原子は2 つの 4s 電子を持つ配置になっているが、例外が 2 つある。クロムと銅の電子配置はそれぞれ [Ar] 3d ⁵  4s ¹と [Ar] 3d ¹⁰  4s ¹である。つまり、1 つの電子が 4s 軌道から 3d 軌道に移動して、半分満たされたサブシェルまたは満たされたサブシェルを生成する。この場合、通常の説明は、「半分満たされたサブシェルまたは完全に満たされたサブシェルは、電子の特に安定した配置である」というものである。しかし、これは事実に裏付けられていない。タングステン(W) はマーデルングに従う d ⁴  s ^{2配置であり、d 5}  s ¹ではない。また、ニオブ(Nb) は、半分満たされたサブシェルまたは完全に満たされたサブシェルを与えない異常なd ⁴  s ^{1配置である。 [14]}

一見矛盾しているように見えるのは、電子が遷移金属原子から除去されてイオンが形成されるときです。イオン化される最初の電子は、3d 軌道からではなく、4s 軌道から来ます。3d 軌道の方が「エネルギーが高い」と予想されるからです。4s 軌道と 3d 軌道の間での電子の交換は、遷移金属の最初のシリーズのすべての原子で見られます。^[d]中性原子 (K、Ca、Sc、Ti、V、Cr、...) の配置は通常、1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、... の順序に従います。ただし、特定の原子 (Fe ⁴⁺、Fe ³⁺、Fe ²⁺、Fe ⁺、Fe など) のイオン化の連続段階は通常、1s、2s、2p、3s、3p、3d、4s、... の順序に従います。

この現象は、原子軌道のエネルギー順序が固定されており、原子核の電荷や他の軌道の電子の存在によって影響を受けないと仮定した場合にのみ逆説的になります。もしそうであれば、3d 軌道は水素の場合と同様に 3p 軌道と同じエネルギーを持つことになりますが、明らかにそうではありません。鉄の核にはクロムよりも 2 つ多くの陽子があり、2 つの種の化学的性質は非常に異なることを考えると、Fe ²⁺イオンがクロム原子と同じ電子配置を持つ特別な理由はありません。メルローズとエリック・セリは、原子構造計算のハートリー・フォック法の 2 電子反発積分に基づいて、軌道占有による軌道エネルギーの変化を分析しました。^[15]最近では、Scerriは、このテーマに関する彼の以前の論文のタイトルを含む大多数の情報源で述べられていることとは反対に、実際には4s軌道ではなく3d軌道が優先的に占有されていると主張している。^[16]

化学環境では、構成はさらに変化することがある。裸のイオンとしてのTh ^{3+は[Rn] 5f 1}の構成を持つが、ほとんどのTh ^III化合物ではトリウム原子は6d ^{1 の}構成を持つ。^{[17] [18]}ほとんどの場合、存在するのはむしろさまざまな構成の重ね合わせである。^[14]たとえば、銅金属は[Ar] 3d ¹⁰  4s ¹または[Ar] 3d ⁹  4s ²構成のいずれかではあまり説明できないが、前者の90%の寄与と後者の10%の寄与としてうまく説明できる。実際、可視光はほとんどの遷移金属の電子を励起するのに十分であり、それが起こると、それらはしばしば異なる構成を連続的に「流れる」（銅とそのグループは例外である）。^[19]

同様のイオンのような 3d ^x  4s ⁰配置は、金属の酸化状態が 0 であっても、単純な結晶場理論で説明される遷移金属錯体で発生します。 たとえば、クロムヘキサカルボニルは、6 つの一酸化炭素配位子に囲まれたクロム原子 (イオンではない) として説明できます。中心のクロム原子の電子配置は 3d ⁶として説明され、6 つの電子が配位子間の 3 つの低エネルギー d 軌道を満たしています。他の 2 つの d 軌道は、配位子の結晶場のためにエネルギーが高くなります。この図は、錯体が反磁性であり、不対電子がないという実験的事実と一致しています。ただし、分子軌道理論を使用したより正確な説明では、6 つの電子が占める d のような軌道は、自由原子の d 軌道とは同一ではなくなります。

重い元素ではマデルングの法則の例外がさらにいくつかあり、原子番号が大きくなるにつれて、半分満たされたサブシェルの安定性などの単純な説明を見つけることがますます難しくなります。例外のほとんどは、他の電子が軌道エネルギーに与える影響を考慮する近似的な方法であるハートリー・フォック計算によって予測できます。たとえば、定性的に、4d元素はマデルング異常の集中度が最も高く、4d-5sギャップが3d ^- 4sおよび5d-6sギャップよりも大きいためです。^[21]

より重い元素については、内殻電子が光速に近い速度で運動しているため、特殊相対性理論が原子軌道のエネルギーに与える影響も考慮する必要があります。一般に、これらの相対論的効果^[22]は、他の原子軌道と比較して s 軌道のエネルギーを低下させる傾向があります。^[23]これが、ローレンシウム (ローレンシウムの場合、相対論的効果により p _1/2軌道も安定化され、基底状態での占有が発生します) を除いて、6d 元素がマデルング異常を持たないと予測される理由です。これは、相対論が介入して 7s 軌道のエネルギーが 6d 軌道よりも低くなるためです。

下の表は、f ブロック (緑) と d ブロック (青) の原子の構成を示しています。これは、軌道占有率の観点から基底状態の構成を示していますが、分光学的に決定される軌道エネルギーの順序の観点から基底状態を示しているわけではありません。たとえば、遷移金属では、4s 軌道は 3d 軌道よりもエネルギーが高く、ランタノイドでは、6s は 4f および 5d よりもエネルギーが高くなります。基底状態は、元素の電子構成 (データ ページ)で確認できます。ただし、これは電荷によっても異なります。カルシウム原子は 4s のエネルギーが 3d よりも低くなりますが、Ca ²⁺カチオンは 3d のエネルギーが 4s よりも低くなります。実際には、マデルング則によって予測される構成は、これらの異常な場合でも少なくとも基底状態に近いものになります。^[24]ランタン、アクチニウム、トリウムの空のf軌道は化学結合に寄与し、^{[25] [26]}遷移金属の空のp軌道も同様に化学結合に寄与する。^[27]

時々行われるように、空のs、d、f軌道は明示的に示されています^[28] 。これは、充填順序を強調し、基底状態では占有されていない軌道（例えば、ランタン4fまたはパラジウム5s）であっても、化合物では占有され結合している可能性があることを明らかにするためです。（同じことはp軌道にも当てはまりますが、p軌道は気相基底状態でローレンシウムに対してのみ実際に占有されているため、明示的には示されていません。）

さまざまな異常は自由原子を記述するものであり、必ずしも化学的挙動を予測するものではありません。たとえば、ネオジムは[Xe] 4f ⁴ 5d ⁰ 6s ²という構成にもかかわらず、通常は +3 の酸化状態を形成します。これは単純に解釈すると、6s 電子のみを失うことに相当する、より安定した +2 の酸化状態を示唆します。対照的に、ウラン[Rn] 5f ³ 6d ¹ 7s ^{2 は}+3 の酸化状態でもあまり安定しておらず、+4 と +6 を好みます。^[32]

ハッシウムを超える元素の電子殻構成はまだ経験的に検証されていないが、元素番号 120までは例外なくマデルング則に従うと予想される。元素番号 121 は異常構成[ Og ] 8s ² 5g ⁰ 6f ⁰ 7d ⁰ 8p ¹となり、ag 電子ではなく ap 電子を持つ。これを超える電子構成は暫定的なものであり、モデルによって予測が異なるが、^[33]マデルング則は 5g、6f、7d、および 8p _1/2軌道のエネルギーが近いため破綻すると予想される。^[30]そうは言っても、8s、5g、6f、7d、8p の充填順序は、8p 殻と 9p 殻の巨大なスピン軌道分裂と 9s 殻の巨大な相対論的安定化による摂動を伴いながら、おおよそ成り立つと予測される。^[34]

原子軌道の文脈では、開殻とは、電子が完全に満たされていない、または化学反応中に他の原子や分子との化学結合を通じてすべての価電子を放出していない価電子殻のことである。逆に、閉殻は価電子殻が完全に満たされた状態である。この構成は非常に安定している。^[35]

分子の場合、「開殻」とは不対電子が存在することを意味する。分子軌道理論では、これは分子軌道が一重占有されていることを意味する。分子軌道理論の計算化学実装では、開殻分子は制限開殻ハートリー・フォック法または制限なしハートリー・フォック法のいずれかで処理する必要がある。逆に、閉殻構成は、すべての分子軌道が二重占有または空（一重項状態）の状態に対応する。^[36] 開殻分子は計算的に研究するのがより困難である。^[37]

希ガス配置は、希ガスの電子配置です。すべての化学反応の基礎は、化学元素が安定性を獲得する傾向です。主族原子は一般にオクテット則に従い、遷移金属は一般に18電子則に従います。希ガス（He、Ne、Ar、Kr、Xe、Rn ）は、すでに希ガス配置になっているため、他の元素よりも反応性が低くなります。オガネソンは、重原子の相対論的効果により、より反応性が高くなると予測されています。

すべてのシステムには安定状態または最小エネルギー状態を獲得する傾向があり、そのため化学元素は化学反応に参加して、最も近い希ガスの電子配置に似た安定した電子配置を獲得します。この傾向の例として、2 つの水素(H) 原子が 1 つの酸素(O) 原子と反応して水(H ₂ O) が形成されることが挙げられます。中性原子水素は価電子殻に 1 つの電子を持ち、水の形成時に酸素から 2 つ目の電子の一部を獲得するため、その構成は、価電子殻に 2 つの電子を持つ最も近い希ガスのヘリウム(He) の構成に類似します。同様に、中性原子酸素は価電子殻に 6 つの電子を持ち、2 つの水素原子から 2 つの電子の一部を獲得するため、その構成は、価電子殻に8 つの電子を持つ 最も近い希ガスのネオンの構成に類似します。

分子の電子配置は原子の電子配置よりも複雑で、各分子は異なる軌道構造を持っています。分子軌道は、原子や単原子イオンに使用される原子軌道ラベルではなく、^対称性に従ってラベル付けされます。したがって、二酸素分子 O ₂の電子配置は、 1σ _g ²  1σ _u ²  2σ _g 2  2σ _u ²  3σ _g ²  1π _u ⁴  1π _g ²、^{[38] [39]}または同等の 1σ _g ²  1σ _u ²  2σ _g ^{2 2σ} _u ²  1π _u ⁴  3σ _g ²  1π _g ²と表記されます。^{[1] 1π} _g ² という用語は、2つの縮退したπ*軌道（反結合）内の2つの電子を表します。フントの規則によれば、これらの電子は基底状態では平行スピンを持ち、そのため二酸素は正味の磁気モーメントを持ちます（常磁性です）。二酸素の常磁性の説明は、分子軌道理論にとって大きな成功でした。

多原子分子の電子配置は、振電結合を通じて光子の吸収や放出なしに変化する可能性があります。

固体では、電子状態が非常に多くなります。電子状態は離散的ではなくなり、事実上、可能な状態の連続した範囲（電子バンド）に溶け込みます。電子配置の概念は意味を持たなくなり、バンド理論が適用されます。

電子配置の最も広範な応用は、無機化学と有機化学の両方における化学的性質の合理化です。実際、電子配置は、いくつかの簡略化された形の分子軌道理論とともに、原子が形成することが予想される 化学結合の数と種類を説明する原子価概念の現代版となっています。

このアプローチは計算化学でさらに進められ、通常は化学特性の定量的な推定を試みます。長年、このような計算のほとんどは、出発点として、ますます大きく複雑な原子軌道の基底セットを使用する「原子軌道の線形結合」(LCAO) 近似に依存していました。このような計算の最後のステップは、アウフバウ原理に従って分子軌道間で電子を割り当てることです。計算化学のすべての方法が電子配置に依存しているわけではありません。密度汎関数理論(DFT) は、モデルを破棄する方法の重要な例です。

複数の電子を持つ原子や分子の場合、電子の動きは相関しており、このような図はもはや正確ではありません。多電子システムを正確に記述するには、非常に多くの電子配置が必要であり、単一の配置にエネルギーを関連付けることはできません。ただし、電子波動関数は通常、非常に少数の構成によって支配されているため、電子配置の概念は多電子システムにとって不可欠です。

電子配置の基本的な応用は、原子スペクトルの解釈です。この場合、電子配置に、原子が利用できるさまざまなエネルギー レベルを表す 1 つ以上の用語記号を補足する必要があります。用語記号は、表に記載されている基底状態の構成だけでなく、任意の電子配置に対して計算できますが、実際にはすべてのエネルギー レベルが観測されるわけではありません。原子スペクトルの分析を通じて、元素の基底状態電子配置が実験的に決定されました。

• ボルン・オッペンハイマー近似
• d電子数
• 元素の電子配置（データページ）
• 拡張周期表 – 周期表の限界について議論する
• グループ（周期表）
• ホモ/ルモ
• 分子用語記号
• オクテット則
• 周期表（電子配置）
• 球面調和関数
• 不対電子
• 価電子殻

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