Cấu hình electron cho HSC Chemistry: Nguyên tử và ion

Giả sử bạn biết một nguyên tử có 17 electron. Vậy những electron đó thực sự nằm ở đâu?

Ta dễ hình dung chúng xếp dần quanh hạt nhân giống như mọi người lần lượt ngồi vào ghế từ hàng trước ra hàng sau. Cách hình dung này có ích, nhưng chưa đầy đủ. Electron chiếm các mức năng lượng, phân lớp và orbital cụ thể, và thứ tự điền electron không đơn giản là lớp 1, rồi lớp 2, rồi lớp 3.

Trước khi đọc tiếp, hãy dự đoán điều này: sau khi \(3p\) được điền, electron tiếp theo sẽ đi vào \(3d\) hay \(4s\)?

Nó đi vào \(4s\). Kết quả hơi khác thường này là lý do cấu hình electron không chỉ đơn giản là đếm electron.

01Bắt đầu với các lớp electron: những mức năng lượng tổng quát

Một electron trong nguyên tử chỉ có thể có một số mức năng lượng được phép nhất định. Ta sắp xếp chúng thành các lớp electron, được ký hiệu bằng số lượng tử chính \(n\):

• \(n = 1\): lớp thứ nhất
• \(n = 2\): lớp thứ hai
• \(n = 3\): lớp thứ ba
• \(n = 4\): lớp thứ tư

Để hình dung ban đầu, hãy tưởng tượng một tòa chung cư nhiều tầng. Số lớp cho bạn biết electron ở tầng nào.

Hình ảnh này có ích, nhưng nhanh chóng bộc lộ hạn chế. Mỗi tầng lại được chia thành những loại phòng khác nhau, và một số phòng có thể có năng lượng thấp hơn các phòng ở tầng bên dưới. Electron quan tâm đến năng lượng, chứ không chỉ đến số tầng.

Số electron tối đa trong một lớp là:

\[
2n^2
\]

trong đó \(n\) là số lớp.

Ví dụ, lớp thứ hai có thể chứa:

\[
2(2)^2 = 8 \text{ electron}
\]

Lớp thứ ba có thể chứa tối đa:

\[
2(3)^2 = 18 \text{ electron}
\]

Nhưng điều này không có nghĩa là 18 electron đầu tiên sẽ điền vào các lớp theo dạng \(2, 8, 8\), rồi điền đầy hoàn toàn lớp thứ ba trước khi bắt đầu lớp thứ tư. Để hiểu thứ tự thực tế, ta cần xét các phân lớp.

02Phân lớp: chia mỗi lớp thành các vùng năng lượng khác nhau

Mỗi lớp chứa một hoặc nhiều phân lớp, được ký hiệu là \(s\), \(p\), \(d\) và \(f\).

Con số cho biết lớp electron. Chữ cái cho biết phân lớp.

Vì vậy, \(3p\) nghĩa là phân lớp \(p\) trong lớp thứ ba.

Mỗi loại phân lớp có một số electron tối đa cố định:

Nên hiểu bảng này thay vì ghi nhớ bốn con số rời rạc. Mỗi orbital có thể chứa tối đa hai electron, vì vậy số electron tối đa bằng hai lần số orbital.

03Orbital: nguồn gốc của giới hạn hai electron

Orbital là một vùng được mô tả bởi trạng thái lượng tử của electron. Đối với HSC Chemistry, điểm quan trọng là mỗi orbital có thể chứa tối đa hai electron, và hai electron đó phải có spin ngược nhau.

Ta thường biểu diễn một orbital bằng một ô và electron bằng các mũi tên:

\(1s:\ [\uparrow\downarrow]\)

Các mũi tên không có nghĩa electron thực sự là những mũi tên nhỏ quay theo chiều kim đồng hồ và ngược chiều kim đồng hồ. Chúng biểu diễn hai trạng thái spin được phép.

Quy tắc ngăn hai electron trong cùng một nguyên tử có cùng một bộ số lượng tử là nguyên lý loại trừ Pauli. Trong một orbital, nguyên lý này dẫn đến giới hạn tối đa hai electron có spin ngược nhau.

04Ba quy tắc xác định cấu hình ở trạng thái cơ bản

Cấu hình electron ở trạng thái cơ bản là cách sắp xếp electron của nguyên tử có năng lượng thấp nhất.

Ba ý tưởng chính chi phối cách ta viết cấu hình này.

1. Điền các orbital có năng lượng thấp hơn trước

Điều này thường được gọi là nguyên lý Aufbau.

Đối với các phần đầu của bảng tuần hoàn, thứ tự điền là:

\[
1s,\ 2s,\ 2p,\ 3s,\ 3p,\ 4s,\ 3d,\ 4p,\ 5s,\ 4d,\ 5p,\ 6s,\ldots
\]

Hãy chú ý phần quan trọng:

\[
3p \rightarrow 4s \rightarrow 3d
\]

Vì vậy, \(4s\) bắt đầu được điền trước \(3d\).

Một học sinh chỉ nhìn vào số lớp có thể dự đoán \(3d\) phải đứng trước \(4s\). Điều đó có vẻ hợp lý vì 3 nhỏ hơn 4. Vấn đề là electron được điền theo năng lượng orbital, chứ không đơn giản theo số lớp.

2. Không đặt quá hai electron trong một orbital

Điều này xuất phát từ nguyên lý loại trừ Pauli.

Một phân lớp \(s\) có một orbital, nên nó có thể chứa tối đa hai electron:

\(s^2\)

Một phân lớp \(p\) có ba orbital, nên nó có thể chứa tối đa sáu electron:

\(p^6\)

Một phân lớp \(d\) có năm orbital, nên nó có thể chứa tối đa mười electron:

\(d^{10}\)

3. Phân bố electron riêng lẻ trước khi ghép đôi

Đây là quy tắc Hund.

Giả sử ba electron cần đi vào một phân lớp \(p\). Một phân lớp \(p\) có ba orbital.

Cách sắp xếp ở trạng thái cơ bản là:

\[
[\uparrow]\ [\uparrow]\ [\uparrow]
\]

chứ không phải:

\[
[\uparrow\downarrow]\ [\uparrow]\ [\ ]
\]

Electron sẽ chiếm riêng lẻ các orbital có cùng năng lượng trước khi bắt đầu ghép đôi.

Một phép so sánh hơi vui là một chiếc xe buýt gần như trống. Nếu ba người lên xe và có ba cặp ghế trống, họ thường ngồi tách ra trước khi ngồi sát cạnh nhau. Quy tắc Hund có một kiểu sắp xếp tương tự.

Phép so sánh này có giới hạn vì electron không đưa ra lựa chọn mang tính xã hội. Cách sắp xếp thực tế xuất phát từ cơ học lượng tử và tương tác giữa các electron.

05Cách viết cấu hình electron

Bắt đầu với số electron, sau đó điền chúng vào các phân lớp theo thứ tự năng lượng mà không vượt quá sức chứa của từng phân lớp.

Đối với một nguyên tử trung hòa:

\[
\text{số electron} = \text{số hiệu nguyên tử}
\]

Đối với một ion, hãy điều chỉnh số electron theo điện tích.

Ion \(2+\) đã mất hai electron.

Ion \(1-\) đã nhận thêm một electron.

Cấu hình electron phụ thuộc vào số electron và điện tích hạt nhân, không phụ thuộc vào số neutron. Vì vậy, hai đồng vị của cùng một nguyên tố trung hòa có cùng cấu hình electron ở trạng thái cơ bản. Nếu bạn cần ôn lại sự khác nhau giữa số hiệu nguyên tử, số khối và đồng vị, hãy xem Giải thích đồng vị bền và không bền cho HSC Chemistry.

06Cách viết rút gọn bằng khí hiếm

Các cấu hình dài trở nên khá bất tiện, nên ta thường thay các lớp electron bên trong đã được điền đầy bằng ký hiệu của khí hiếm đứng trước đó.

Lưu huỳnh có:

\[
1s^2\,2s^2\,2p^6\,3s^2\,3p^4
\]

Mười electron đầu tiên giống với neon, nên ta có thể viết:

\[
\boxed{\ce{[Ne]}\,3s^2\,3p^4}
\]

Dấu ngoặc vuông có nghĩa là “cấu hình electron đầy đủ của khí hiếm này”.

Cách viết rút gọn này không làm thay đổi cấu hình. Nó chỉ giúp tránh phải viết lại các phân lớp bên trong đã được điền đầy.

07Viết cấu hình cho ion

Đối với các ion của nguyên tố nhóm chính, phương pháp an toàn nhất là:

1. xác định số electron trong ion,
2. điền số electron đó vào các mức năng lượng thấp nhất có thể.

Ví dụ, chlorine có số hiệu nguyên tử là 17.

Chlorine trung hòa có 17 electron:

\[
1s^2\,2s^2\,2p^6\,3s^2\,3p^5
\]

Ion chloride, \(\mathrm{Cl}^{-}\), đã nhận thêm một electron, nên có 18 electron:

\[
\boxed{1s^2\,2s^2\,2p^6\,3s^2\,3p^6}
\]

hoặc:

\[
\boxed{\ce{[Ar]}}
\]

Calcium có số hiệu nguyên tử là 20. Calcium trung hòa có cấu hình:

\[
\ce{[Ar]}\,4s^2
\]

Ion calcium \(\mathrm{Ca}^{2+}\) đã mất hai electron ngoài cùng đó:

\[
\boxed{\ce{[Ar]}}
\]

Cho đến đây, quy tắc “loại electron khỏi phần cuối của cấu hình đã viết” dường như hoạt động.

Rồi các kim loại chuyển tiếp xuất hiện và làm cho mẹo này không còn đúng.

08Cạm bẫy của kim loại chuyển tiếp: loại electron khỏi \(4s\) trước \(3d\)

Xét sắt, có số hiệu nguyên tử là 26.

Cấu hình electron ở trạng thái cơ bản của nguyên tử trung hòa là:

\[
\boxed{\ce{[Ar]}\,4s^2\,3d^6}
\]

Bạn cũng có thể thấy cấu hình này được viết là:

\[
\ce{[Ar]}\,3d^6\,4s^2
\]

Cả hai cách viết đều mô tả cùng các phân lớp đang có electron.

Bây giờ hãy dự đoán cấu hình của \(\mathrm{Fe}^{2+}\). Bạn có loại hai electron khỏi \(3d\) vì \(3d\) xuất hiện sau \(4s\) trong thứ tự điền electron không?

Không. Các electron \(4s\) bị loại trước.

Vì vậy:

\[
\boxed{\mathrm{Fe}^{2+}: [Ar]\,3d^6}
\]

Đối với \(\mathrm{Fe}^{3+}\), thêm một electron nữa bị loại khỏi \(3d\):

\[
\boxed{\mathrm{Fe}^{3+}: [Ar]\,3d^5}
\]

Điều này chỉ có vẻ mâu thuẫn nếu ta coi thứ tự điền electron là một chiếc cầu thang cứng nhắc không bao giờ thay đổi.

Quy tắc đơn giản hóa “\(4s\) được điền trước \(3d\)” rất hữu ích khi xây dựng cấu hình của nhiều nguyên tử trung hòa. Tuy nhiên, khi phân lớp \(3d\) đã chứa electron, năng lượng tương đối của các orbital bị ảnh hưởng bởi cách sắp xếp electron. Đối với các cation kim loại chuyển tiếp thường gặp, electron \(4s\) bị mất trước electron \(3d\).

Do đó, một quy tắc đáng tin cậy cho HSC là:

Điền \(4s\) trước \(3d\) khi xây dựng cấu hình trung hòa thông thường, nhưng loại electron \(4s\) trước \(3d\) khi hình thành cation kim loại chuyển tiếp.

09Chromium và copper: khi mô hình điền electron đơn giản cần được điều chỉnh

Thứ tự điền electron thông thường là một mô hình hoạt động rất tốt, nhưng nó có một số ngoại lệ quan trọng.

Theo dự đoán Aufbau cơ bản, chromium, có số hiệu nguyên tử là 24, sẽ có cấu hình:

\[
\ce{[Ar]\,4s^2\,3d^4}
\]

Nhưng cấu hình ở trạng thái cơ bản được quan sát thấy của nó là:

\[
\boxed{\ce{Cr}: [Ar]\,4s^1\,3d^5}
\]

Đối với copper, có số hiệu nguyên tử là 29, dự đoán đơn giản sẽ là:

\[
\ce{[Ar]\,4s^2\,3d^9}
\]

Cấu hình ở trạng thái cơ bản của nó là:

\[
\boxed{\ce{Cu}: [Ar]\,4s^1\,3d^{10}}
\]

Đôi khi bạn sẽ nghe điều này được giải thích bằng câu “các phân lớp \(d\) nửa đầy và đầy hoàn toàn bền hơn”. Đây là một mẹo ghi nhớ hữu ích, nhưng không phải là lời giải thích vật lý đầy đủ. Năng lượng thực tế phụ thuộc vào nhiều yếu tố đóng góp, bao gồm tương tác electron-electron, và chênh lệch năng lượng giữa các cách sắp xếp này là nhỏ.

Đối với HSC, điểm thực tế quan trọng là: đừng ép chromium và copper theo mô hình Aufbau đơn giản nhất khi bạn được yêu cầu viết cấu hình ở trạng thái cơ bản của chúng.

Các ion của chúng vẫn tuân theo quy tắc loại electron của kim loại chuyển tiếp.

Ví dụ:

\[
\ce{Cu}: [Ar]\,4s^1\,3d^{10}
\]

Loại electron \(4s\) để tạo thành \(\mathrm{Cu}^{+}\):

\[
\boxed{\mathrm{Cu}^{+}: [Ar]\,3d^{10}}
\]

Sau đó loại một electron \(3d\) để tạo thành \(\mathrm{Cu}^{2+}\):

\[
\boxed{\mathrm{Cu}^{2+}: [Ar]\,3d^9}
\]

10Ký hiệu lớp và ký hiệu phân lớp không giống nhau

Đôi khi bạn có thể mô tả electron chỉ theo các lớp.

Đối với chlorine:

\[
2,\ 8,\ 7
\]

Điều này cho biết có hai electron ở lớp thứ nhất, tám electron ở lớp thứ hai và bảy electron ở lớp thứ ba.

Cấu hình phân lớp của nó chính xác hơn nhiều:

\[
1s^2\,2s^2\,2p^6\,3s^2\,3p^5
\]

Cả hai cách mô tả đều cung cấp thông tin hữu ích, nhưng chúng trả lời những câu hỏi khác nhau.

Ký hiệu lớp cho bạn biết có bao nhiêu electron chiếm mỗi mức năng lượng chính.

Ký hiệu phân lớp cho bạn biết electron chiếm những phân lớp \(s\), \(p\), \(d\) hoặc \(f\) nào.

Nếu một câu hỏi yêu cầu cấu hình electron “bằng ký hiệu phân lớp”, chỉ viết \(2,8,7\) là chưa đủ.

11Phương pháp ngắn gọn cho câu hỏi thi

Khi cần xác định cấu hình ở trạng thái cơ bản, hãy làm theo thứ tự sau:

1. Xác định số electron. Bắt đầu từ số hiệu nguyên tử, sau đó điều chỉnh theo điện tích.
2. Điền đúng các phân lớp. Dùng thứ tự năng lượng, không chỉ dựa vào số lớp.
3. Tuân theo sức chứa. \(s^2\), \(p^6\), \(d^{10}\), \(f^{14}\).
4. Dùng quy tắc Hund nếu các orbital được biểu diễn riêng lẻ.
5. Đối với cation kim loại chuyển tiếp, loại \(4s\) trước \(3d\).
6. Ghi nhớ các ngoại lệ thực sự ở trạng thái cơ bản như Cr và Cu.
7. Cộng các số mũ ở cuối. Tổng của chúng phải bằng tổng số electron.

Bước kiểm tra cuối cùng này giúp phát hiện một số lượng lỗi đáng ngạc nhiên.

12Câu hỏi và lời giải

Câu hỏi 1

Một nguyên tử phosphorus trung hòa có số hiệu nguyên tử là 15.

Hãy viết:

a) cấu hình electron đầy đủ ở trạng thái cơ bản, và
b) cấu hình theo lớp.

Lời giải 1

Các cấu hình là \(1s^2\,2s^2\,2p^6\,3s^2\,3p^3\) và \(2,8,5\).

Phosphorus trung hòa, nên 15 proton của nó tương ứng với 15 electron. Điền các phân lớp theo thứ tự năng lượng ta được:

\[
1s^2\,2s^2\,2p^6\,3s^2\,3p^3
\]

Tổng là:

\[
2 + 2 + 6 + 2 + 3 = 15
\]

Để chuyển sang ký hiệu theo lớp, nhóm các electron có cùng số lớp chính:

• \(n=1\): \(1s^2\), cho 2 electron
• \(n=2\): \(2s^2 + 2p^6\), cho 8 electron
• \(n=3\): \(3s^2 + 3p^3\), cho 5 electron

Do đó:

\[
\boxed{2,8,5}
\]

Một lỗi thường gặp là nhầm số mũ \(3p^3\) với tổng số electron trong lớp 3. Cũng phải tính cả các electron \(3s^2\).

Câu hỏi 2

Một ion oxide được viết là \(\mathrm{O}^{2-}\). Oxygen có số hiệu nguyên tử là 8.

Hãy viết cấu hình electron đầy đủ của ion và giải thích vì sao nó chứa nhiều electron hơn một nguyên tử oxygen trung hòa.

Lời giải 2

Ion oxide có cấu hình \(1s^2\,2s^2\,2p^6\) vì nó chứa 10 electron.

Oxygen trung hòa có 8 electron:

\[
\ce{O}: 1s^2\,2s^2\,2p^4
\]

Điện tích \(2-\) có nghĩa nguyên tử đã nhận thêm hai electron:

\[
8 + 2 = 10 \text{ electron}
\]

Điền 10 electron ta được:

\[
\boxed{\mathrm{O}^{2-}: 1s^2\,2s^2\,2p^6}
\]

Điện tích âm không có nghĩa số lượng electron là một số âm. Nó có nghĩa là có nhiều hơn hai electron mang điện tích âm so với số proton mang điện tích dương.

Câu hỏi 3

Một học sinh đưa ra cách sắp xếp orbital ở trạng thái cơ bản cho ba electron \(2p\) trong nitrogen như sau:

\[
[\uparrow\downarrow]\ [\uparrow]\ [\ ]
\]

Hãy giải thích điều gì sai trong cách sắp xếp này và vẽ cách sắp xếp \(2p\) đúng.

Lời giải 3

Cách sắp xếp này sai vì quy tắc Hund yêu cầu ba orbital \(2p\) có cùng năng lượng phải được chiếm riêng lẻ trước khi bất kỳ electron nào bắt đầu ghép đôi.

Nitrogen có cấu hình:

\[
1s^2\,2s^2\,2p^3
\]

Do đó, ba electron \(2p\) chiếm ba orbital \(p\) riêng biệt:

\[
\boxed{[\uparrow]\ [\uparrow]\ [\uparrow]}
\]

Cách sắp xếp của học sinh không vi phạm giới hạn hai electron trong một orbital, nên thoạt nhìn có thể có vẻ hợp lý. Vấn đề là đó không phải cách sắp xếp có năng lượng thấp nhất. Việc ghép đôi chỉ bắt đầu sau khi mỗi orbital trong phân lớp đó đã chứa một electron.

Câu hỏi 4

Iron có số hiệu nguyên tử là 26. Một học sinh viết:

\[
\ce{Fe}: [Ar]\,4s^2\,3d^6
\]

Sau đó học sinh lập luận rằng \(\mathrm{Fe}^{3+}\) phải là:

\[
\ce{[Ar]\,4s^2\,3d^3}
\]

vì “các electron \(3d\) được thêm vào sau các electron \(4s\), nên chúng phải bị loại trước”.

Hãy đưa ra cấu hình đúng của \(\mathrm{Fe}^{3+}\), đồng thời giải thích điểm sai trong lập luận của học sinh.

Lời giải 4

Cấu hình đúng là \(\ce{[Ar]\,3d^5}\).

Iron trung hòa là:

\[
\ce{Fe}: [Ar]\,4s^2\,3d^6
\]

Để tạo thành \(\mathrm{Fe}^{3+}\), phải loại ba electron. Đối với một cation kim loại chuyển tiếp, các electron \(4s\) được loại trước các electron \(3d\).

Trước hết, loại hai electron \(4s\):

\[
\ce{[Ar]\,3d^6}
\]

Sau đó loại một electron \(3d\):

\[
\boxed{\mathrm{Fe}^{3+}: [Ar]\,3d^5}
\]

Học sinh đã coi thứ tự điền electron của nguyên tử trung hòa như thể nó cũng quyết định thứ tự loại electron. Điều đó không đúng. Năng lượng tương đối của các orbital đang có electron không cố định độc lập với cách sắp xếp electron, và trong các cation kim loại chuyển tiếp này, electron \(4s\) bị loại trước.

Việc kiểm tra số electron xác nhận kết quả. Iron có 26 electron khi trung hòa, nên \(\mathrm{Fe}^{3+}\) có:

\[
26 – 3 = 23
\]

Cấu hình \(\ce{[Ar]\,3d^5}\) chứa:

\[
18 + 5 = 23
\]

electron.

Câu hỏi 5

Copper có số hiệu nguyên tử là 29 và cấu hình ở trạng thái cơ bản:

\[
\ce{Cu}: [Ar]\,4s^1\,3d^{10}
\]

Một học sinh giả định đưa ra hai nhận định:

1. \(\mathrm{Cu}^{+}\) phải là \(\ce{[Ar]\,4s^1\,3d^9}\) vì phân lớp \(d\) được viết sau cùng.
2. \(\mathrm{Cu}^{2+}\) phải có phân lớp \(3d\) được điền đầy hoàn toàn vì copper “ưa” \(3d^{10}\).

Hãy đánh giá cả hai nhận định và đưa ra cấu hình đúng của \(\mathrm{Cu}^{+}\) và \(\mathrm{Cu}^{2+}\).

Lời giải 5

Cả hai nhận định đều sai. Các cấu hình đúng là \(\mathrm{Cu}^{+}: [Ar]\,3d^{10}\) và \(\mathrm{Cu}^{2+}: [Ar]\,3d^9\).

Bắt đầu từ cấu hình ở trạng thái cơ bản đã được quan sát:

\[
\ce{Cu}: [Ar]\,4s^1\,3d^{10}
\]

Đối với \(\mathrm{Cu}^{+}\), một electron bị loại. Electron \(4s\) bị loại trước một electron \(3d\):

\[
\boxed{\mathrm{Cu}^{+}: [Ar]\,3d^{10}}
\]

Copper có 29 electron khi trung hòa, nên \(\mathrm{Cu}^{+}\) phải có 28 electron. Cấu hình trên chứa:

\[
18 + 10 = 28
\]

Đối với \(\mathrm{Cu}^{2+}\), phải loại thêm một electron. Khi phân lớp \(4s\) đã trống, electron này được lấy khỏi \(3d\):

\[
\boxed{\mathrm{Cu}^{2+}: [Ar]\,3d^9}
\]

Cấu hình này chứa:

\[
18 + 9 = 27
\]

electron, đúng như yêu cầu đối với ion \(2+\).

Nhận định thứ nhất sai vì thứ tự viết các phân lớp không phải là quy tắc để loại electron.

Nhận định thứ hai biến một quan sát hữu ích về trạng thái cơ bản của copper trung hòa thành một quy luật tuyệt đối. Một phân lớp \(3d\) được điền đầy không ngăn copper mất thêm một electron. Khi \(\mathrm{Cu}^{2+}\) đã hình thành, số electron của nó đòi hỏi cấu hình \(3d^9\).

Đây là cách hữu ích hơn để suy nghĩ về các ngoại lệ: sử dụng cấu hình trạng thái cơ bản đã được xác lập bằng thực nghiệm, áp dụng đúng quy tắc ion hóa và kiểm tra số electron cuối cùng thay vì cố ép mọi loài hóa học vào một dạng cấu hình trông có vẻ “đẹp”.

13Cấu hình electron giúp giải thích điều gì tiếp theo

Khi bạn có thể chuyển đổi một cách tự tin giữa số electron, lớp, phân lớp, orbital và ion, nhiều ý tưởng học sau này sẽ không còn trông như những dữ kiện tách biệt.

Vị trí của một nguyên tố trong bảng tuần hoàn phản ánh cấu trúc cấu hình electron ở trạng thái cơ bản của nó. Electron hóa trị giúp giải thích điện tích ion thường gặp và liên kết hóa học. Các electron độc thân giúp giải thích tính chất từ, còn sự chuyển mức giữa các mức năng lượng electron liên hệ cấu trúc electron với phổ phát xạ nguyên tử.

Vì vậy, khi một câu hỏi hóa học sau này hỏi tại sao một nguyên tố phản ứng theo một cách nhất định, cấu hình electron thường là nơi đầu tiên nên xem xét. Nó cho bạn biết những electron nào đang hiện diện, electron nào dễ bị loại bỏ hoặc dùng chung nhất, và những cách sắp xếp nào có thể hình thành tiếp theo.