Wprowadzenie do Konfiguracji Elektronowej

Wprowadzenie do Konfiguracji Elektronowej

Konfiguracja elektronowa atomu opisuje rozmieszczenie elektronów na poszczególnych orbitalach atomowych. Jest to kluczowy element w zrozumieniu właściwości chemicznych pierwiastków.

1. Podstawowe Pojęcia

Aby zrozumieć konfigurację elektronową, niezbędne jest zapoznanie się z podstawowymi pojęciami dotyczącymi budowy atomu.

• Atomowe orbitale to obszary przestrzeni wokół jądra atomowego, w których prawdopodobieństwo znalezienia elektronu jest największe. Każdy orbital atomowy charakteryzuje się określonym kształtem i energią.
• Liczby kwantowe to zbiór liczb opisujących stan kwantowy elektronu w atomie. Istnieją cztery podstawowe liczby kwantowe⁚
• Liczba główna (n) określa poziom energetyczny elektronu, przyjmując wartości całkowite⁚ 1, 2, 3, …
• Liczba orbitalna (l) określa kształt orbitalu atomowego i przyjmuje wartości od 0 do n-1. l=0 odpowiada orbitalowi s, l=1 orbitalowi p, l=2 orbitalowi d, a l=3 orbitalowi f.
• Liczba magnetyczna (ml) określa orientację orbitalu w przestrzeni i przyjmuje wartości od -l do +l, włącznie z 0.
• Liczba spinowa (ms) opisuje moment magnetyczny spinowy elektronu i przyjmuje wartości +1/2 lub -1/2.
• Powłoki elektronowe to grupy orbitali atomowych o podobnym poziomie energii. Liczba główna (n) określa numer powłoki (np. n=1 odpowiada powłoce K, n=2 powłoce L, itd.).
• Podpowłoki elektronowe to grupy orbitali atomowych o tym samym kształcie (l) i poziomie energii. Podpowłoki oznaczane są literami s, p, d, f, odpowiadającymi kolejnym wartościom l (0, 1, 2, 3).

Zrozumienie tych podstawowych pojęć jest kluczowe do zrozumienia zasad tworzenia konfiguracji elektronowej.

1.1. Atomowe Orbitale

Atomowe orbitale to matematyczne funkcje opisujące prawdopodobieństwo znalezienia elektronu w danym punkcie przestrzeni wokół jądra atomowego. Każdy orbital charakteryzuje się określonym kształtem i energią. Kształt orbitalu jest określony przez liczbę kwantową orbitalną ($l$)⁚

• Orbital s ($l=0$) ma kształt sferyczny.
• Orbital p ($l=1$) ma kształt hantli, z dwoma płatami po przeciwnych stronach jądra. Istnieją trzy orbitale p, oznaczane jako $p_x$, $p_y$ i $p_z$, różniące się orientacją w przestrzeni.
• Orbital d ($l=2$) ma bardziej złożony kształt, z czterema płatkami i dwoma węzłami. Istnieje pięć orbitali d, oznaczanych jako $d_{xy}$, $d_{xz}$, $d_{yz}$, $d_{x^2-y^2}$ i $d_{z^2}$.
• Orbital f ($l=3$) ma jeszcze bardziej skomplikowany kształt, z siedmioma płatkami i trzema węzłami. Istnieje siedem orbitali f, oznaczanych odpowiednimi indeksami.

Każdy orbital może pomieścić maksymalnie dwa elektrony, zgodnie z zasadą Pauliego, które muszą mieć przeciwne spiny.

1.2. Liczby Kwantowe

Liczby kwantowe to zbiór liczb opisujących stan kwantowy elektronu w atomie. Stan kwantowy elektronu jest zdefiniowany przez jego energię, kształt orbitalu i orientację w przestrzeni. Istnieją cztery podstawowe liczby kwantowe⁚

• Liczba główna (n) określa poziom energetyczny elektronu. Przyjmuje wartości całkowite⁚ 1, 2, 3, … Im wyższa wartość n, tym wyższy poziom energetyczny.
• Liczba orbitalna (l) określa kształt orbitalu atomowego. Przyjmuje wartości od 0 do n-1. l=0 odpowiada orbitalowi s, l=1 orbitalowi p, l=2 orbitalowi d, a l=3 orbitalowi f.
• Liczba magnetyczna (ml) określa orientację orbitalu w przestrzeni. Przyjmuje wartości od -l do +l, włącznie z 0. Na przykład, dla orbitalu p (l=1) istnieją trzy możliwe orientacje⁚ ml = -1, 0, +1, odpowiadające orbitalom $p_x$, $p_y$ i $p_z$.
• Liczba spinowa (ms) opisuje moment magnetyczny spinowy elektronu. Przyjmuje wartości +1/2 lub -1/2, co oznacza, że elektron może mieć spin “w górę” lub “w dół”.

Zbiór liczb kwantowych (n, l, ml, ms) jednoznacznie określa stan kwantowy elektronu w atomie.

1.3. Powłoki i Podpowłoki Elektronowe

Elektrony w atomie są rozmieszczone na różnych poziomach energetycznych, tworząc powłoki i podpowłoki elektronowe. Powłoki elektronowe to grupy orbitali atomowych o podobnym poziomie energii, określonej przez liczbę kwantową główną (n).

• Powłoka K (n=1) zawiera tylko jeden podpoziom, 1s.
• Powłoka L (n=2) zawiera dwa podpoziomy⁚ 2s i 2p.
• Powłoka M (n=3) zawiera trzy podpoziomy⁚ 3s, 3p i 3d.
• Powłoka N (n=4) zawiera cztery podpoziomy⁚ 4s, 4p, 4d i 4f.

Podpowłoki elektronowe to grupy orbitali atomowych o tym samym kształcie (l) i poziomie energii. Liczba orbitali w danej podpowłoce jest określona przez liczbę kwantową orbitalną (l)⁚

• Podpowłoka s zawiera 1 orbital (l=0).
• Podpowłoka p zawiera 3 orbitale (l=1).
• Podpowłoka d zawiera 5 orbitali (l=2).
• Podpowłoka f zawiera 7 orbitali (l=3).

Każdy orbital może pomieścić maksymalnie dwa elektrony, zgodnie z zasadą Pauliego.

2. Zasada Aufbau

Zasada Aufbau, znana również jako zasada budowy, jest empirycznym prawem opisującym kolejność wypełniania orbitali atomowych przez elektrony w atomie. Zasada ta stanowi, że elektrony są dodawane do orbitali o najniższej energii, począwszy od orbitalu 1s.

• Kolejność wypełniania orbitali jest następująca⁚ 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p.
• Diagram orbitalowy jest użytecznym narzędziem do wizualizacji kolejności wypełniania orbitali. Diagram ten przedstawia poziomy energetyczne orbitali w postaci poziomych linii, a strzałki reprezentują elektrony.
• Zasada Hunda uzupełnia zasadę Aufbau, określając, że w przypadku zdegenerowanych orbitali (o tej samej energii), elektrony są najpierw umieszczane pojedynczo w każdym orbitalu, z tym samym spinem, zanim zostanie sparowany drugi elektron w tym samym orbitalu.

Zasada Aufbau jest przydatnym narzędziem do przewidywania konfiguracji elektronowej atomów, ale istnieją pewne wyjątki od tej reguły.

2.1. Zasada Aufbau a Wypełnianie Orbitali

Zasada Aufbau stanowi podstawę do tworzenia konfiguracji elektronowej atomów. Wypełnianie orbitali elektronami odbywa się zgodnie z zasadą najniższej energii, co oznacza, że elektrony są umieszczane w orbitalach o najniższej energii, zanim zostaną dodane do orbitali o wyższej energii.

• Orbital 1s, o najniższej energii, jest wypełniany jako pierwszy. Może on pomieścić maksymalnie dwa elektrony, o przeciwnych spinach.
• Następnie wypełniany jest orbital 2s, a po nim trzy orbitale 2p.
• W przypadku kolejnych powłok, kolejność wypełniania orbitali może się różnić, ale zawsze jest zgodna z zasadą najniższej energii. Na przykład, orbital 4s jest wypełniany przed orbitalami 3d, ponieważ ma niższą energię.

Kolejność wypełniania orbitali jest ważna, ponieważ wpływa na właściwości chemiczne atomów. Na przykład, liczba elektronów walencyjnych, czyli elektronów znajdujących się na zewnętrznej powłoce, określa zdolność atomu do tworzenia wiązań chemicznych.

2.2; Zasada Hunda

Zasada Hunda, uzupełniająca zasadę Aufbau, określa, że w przypadku zdegenerowanych orbitali (o tej samej energii), elektrony są najpierw umieszczane pojedynczo w każdym orbitalu, z tym samym spinem, zanim zostanie sparowany drugi elektron w tym samym orbitalu.

• Degenerowane orbitale to orbitale o tym samym poziomie energii, np. trzy orbitale 2p.
• Zasada Hunda mówi, że elektrony w zdegenerowanych orbitalach będą miały równoległe spiny, zanim zostaną sparowane.
• Przykład⁚ Atom azotu (N) ma konfigurację elektronową $1s^22s^22p^3$. Trzy elektrony w orbitalach 2p są umieszczone pojedynczo w każdym orbitalu, z równoległymi spinami, zgodnie z zasadą Hunda.

Zasada Hunda jest związana z minimalizacją odpychania między elektronami, co prowadzi do bardziej stabilnej konfiguracji elektronowej.

2.3. Konfiguracja Elektronowa w Stanach Podstawowym i Pobudzonych

Konfiguracja elektronowa w stanie podstawowym opisuje rozmieszczenie elektronów w atomie, gdy znajduje się on w stanie o najniższej energii. Konfiguracja ta jest tworzona zgodnie z zasadą Aufbau i zasadą Hunda. Jednakże, w wyniku dostarczenia energii, np. poprzez pochłonięcie fotonu, atom może przejść do stanu wzbudzonego.

• Stan wzbudzony to stan, w którym jeden lub więcej elektronów znajduje się na orbitalu o wyższej energii niż w stanie podstawowym.
• Przejście do stanu wzbudzonego jest możliwe, gdy atom pochłania energię o odpowiedniej wartości.
• Atom w stanie wzbudzonym jest niestabilny i szybko powraca do stanu podstawowego, emitując nadmiar energii w postaci fotonu.

Zrozumienie konfiguracji elektronowej w stanach podstawowym i wzbudzonym jest kluczowe do zrozumienia procesów spektroskopowych, które są wykorzystywane do badania budowy atomów i cząsteczek.

Właściwości Atomów a Konfiguracja Elektronowa

Konfiguracja elektronowa atomu determinuje jego właściwości chemiczne i fizyczne, takie jak energia jonizacji, powinowactwo elektronowe, elektroujemność i promień atomowy.

3. Okresowość Właściwości Atomowych

Właściwości atomowe, takie jak energia jonizacji, powinowactwo elektronowe, elektroujemność i promień atomowy, wykazują okresową zmienność w układzie okresowym pierwiastków. Okresowość ta wynika z konfiguracji elektronowej atomów.

• Energia jonizacji to energia potrzebna do oderwania jednego elektronu z atomu w stanie gazowym. Energia jonizacji rośnie wzdłuż okresu, ponieważ wzrasta ładunek jądra atomowego, a elektrony są silniej przyciągane do jądra. Energia jonizacji maleje w dół grupy, ponieważ elektrony walencyjne są dalej od jądra i łatwiej je usunąć.
• Powinowactwo elektronowe to energia uwalniana, gdy atom w stanie gazowym przyłącza elektron. Powinowactwo elektronowe rośnie wzdłuż okresu, ponieważ wzrasta ładunek jądra atomowego, a atom jest bardziej skłonny do przyłączenia elektronu. Powinowactwo elektronowe maleje w dół grupy, ponieważ elektrony walencyjne są dalej od jądra i słabiej przyciągane.
• Elektroujemność to miara zdolności atomu do przyciągania elektronów w wiązaniu chemicznym. Elektroujemność rośnie wzdłuż okresu, ponieważ wzrasta ładunek jądra atomowego, a atom jest bardziej skłonny do przyciągania elektronów. Elektroujemność maleje w dół grupy, ponieważ elektrony walencyjne są dalej od jądra i słabiej przyciągane.
• Promień atomowy to odległość od jądra atomowego do zewnętrznej powłoki elektronowej. Promień atomowy maleje wzdłuż okresu, ponieważ wzrasta ładunek jądra atomowego, a elektrony są silniej przyciągane do jądra. Promień atomowy rośnie w dół grupy, ponieważ zwiększa się liczba powłok elektronowych.

Zrozumienie okresowości właściwości atomowych jest kluczowe do przewidywania właściwości chemicznych pierwiastków i zrozumienia ich zachowania w reakcjach chemicznych.

3.1. Energia Jonizacji

Energia jonizacji ($IE$) to minimalna energia potrzebna do usunięcia jednego elektronu z atomu w stanie gazowym, tworząc kation. Energia jonizacji jest wyrażana w jednostkach energii, zazwyczaj w elektronowoltach (eV).

• Pierwsza energia jonizacji ($IE_1$) to energia potrzebna do usunięcia jednego elektronu z neutralnego atomu.
• Druga energia jonizacji ($IE_2$) to energia potrzebna do usunięcia drugiego elektronu z jednoładunkowego kationu.
• Kolejne energie jonizacji ($IE_3$, $IE_4$, itd.) odnoszą się do usunięcia kolejnych elektronów z jonów o coraz wyższym ładunku.

Energia jonizacji jest ważnym parametrem, ponieważ odzwierciedla siłę wiązania elektronów z jądrem atomowym. Im wyższa energia jonizacji, tym silniej elektrony są związane z jądrem i tym trudniej jest usunąć elektron z atomu.

3.2. Afiniczność Elektronowa

Afiniczność elektronowa ($EA$) to zmiana energii, która zachodzi, gdy atom w stanie gazowym przyłącza elektron, tworząc anion. Afiniczność elektronowa może być dodatnia lub ujemna.

• Dodatnia afiniczność elektronowa oznacza, że energia jest uwalniana podczas przyłączenia elektronu, co wskazuje na tendencję atomu do przyjmowania elektronu.
• Ujemna afiniczność elektronowa oznacza, że energia jest potrzebna do przyłączenia elektronu, co wskazuje na niechęć atomu do przyjmowania elektronu.
• Afiniczność elektronowa jest związana z elektroujemnością atomu. Im wyższa elektroujemność, tym bardziej atom jest skłonny do przyciągania elektronów i tym bardziej prawdopodobne jest, że będzie miał dodatnią afiniczność elektronową.

Afiniczność elektronowa odgrywa ważną rolę w tworzeniu wiązań chemicznych. Atom o dużej afiniczności elektronowej jest bardziej skłonny do tworzenia anionów i tworzenia wiązań jonowych.

3.3. Elektroujemność

Elektroujemność ($i$) to miara zdolności atomu do przyciągania elektronów w wiązaniu chemicznym. Im wyższa elektroujemność, tym silniej atom przyciąga elektrony. Elektroujemność jest cechą względną, a jej wartość zależy od atomu, z którym tworzy wiązanie.

• Skala Paulinga jest najczęściej używaną skalą do określania elektroujemności. W tej skali fluor ma najwyższą elektroujemność, równą 4,0.
• Elektroujemność rośnie wzdłuż okresu, ponieważ wzrasta ładunek jądra atomowego, a elektrony są silniej przyciągane do jądra.
• Elektroujemność maleje w dół grupy, ponieważ elektrony walencyjne są dalej od jądra i słabiej przyciągane.

Elektroujemność jest ważnym czynnikiem wpływającym na rodzaj wiązania chemicznego, które tworzą atomy. Duża różnica elektroujemności między atomami prowadzi do tworzenia wiązań jonowych, podczas gdy niewielka różnica elektroujemności prowadzi do tworzenia wiązań kowalencyjnych.

3.4. Promień Atomowy

Promień atomowy ($r$) to miara rozmiaru atomu. Jest to połowa odległości między jądrami dwóch identycznych atomów połączonych wiązaniem kowalencyjnym. Promień atomowy jest ważnym parametrem wpływającym na właściwości fizyczne i chemiczne pierwiastków.

• Promień atomowy maleje wzdłuż okresu, ponieważ wzrasta ładunek jądra atomowego, a elektrony są silniej przyciągane do jądra, co powoduje zmniejszenie rozmiaru atomu.
• Promień atomowy rośnie w dół grupy, ponieważ zwiększa się liczba powłok elektronowych, co zwiększa odległość między jądrem a zewnętrzną powłoką elektronową, a tym samym zwiększa rozmiar atomu.
• Promień kowalencyjny to połowa odległości między jądrami dwóch atomów połączonych wiązaniem kowalencyjnym.
• Promień jonowy to rozmiar jonu, który powstaje w wyniku utraty lub przyłączenia elektronów.

Zrozumienie trendów w promieniu atomowym jest kluczowe do przewidywania właściwości chemicznych i fizycznych pierwiastków, takich jak gęstość, temperatura topnienia i temperatura wrzenia.

4. Magnetyzm Atomów

Magnetyzm atomów wynika z obecności niesparowanych elektronów w orbitalach atomowych. Niesparowane elektrony mają moment magnetyczny spinowy, który tworzy pole magnetyczne. W zależności od konfiguracji elektronowej, atomy mogą wykazywać diamagnetyzm lub paramagnetyzm.

• Diamagnetyzm to słaba forma magnetyzmu, która występuje, gdy wszystkie elektrony w atomie są sparowane. Atomy diamagnetyczne są odpychane przez pole magnetyczne.
• Paramagnetyzm to słaba forma magnetyzmu, która występuje, gdy atom ma niesparowane elektrony. Atomy paramagnetyczne są przyciągane przez pole magnetyczne.
• Spektroskopia to technika wykorzystywana do badania magnetyzmu atomów. W spektroskopii, atomy są poddawane działaniu pola magnetycznego, a następnie obserwuje się zmiany w ich widmie emisyjnym lub absorpcyjnym.

Magnetyzm atomów jest ważnym czynnikiem wpływającym na właściwości fizyczne i chemiczne substancji. Na przykład, paramagnetyczne metale są używane w produkcji silników elektrycznych i generatorów.

4.1. Diamagnetyzm i Paramagnetyzm

Diamagnetyzm i paramagnetyzm to dwa rodzaje magnetyzmu atomowego, które wynikają z obecności lub braku niesparowanych elektronów w atomie.

• Diamagnetyzm występuje, gdy wszystkie elektrony w atomie są sparowane. W tym przypadku momenty magnetyczne spinowe elektronów się znoszą, a atom nie ma wypadkowego momentu magnetycznego. Atomy diamagnetyczne są odpychane przez pole magnetyczne, co oznacza, że są słabo magnetyczne. Przykładem substancji diamagnetycznej jest woda ($H_2O$).
• Paramagnetyzm występuje, gdy atom ma niesparowane elektrony. W tym przypadku momenty magnetyczne spinowe niesparowanych elektronów się sumują, tworząc wypadkowy moment magnetyczny. Atomy paramagnetyczne są przyciągane przez pole magnetyczne, co oznacza, że są słabo magnetyczne. Przykładem substancji paramagnetycznej jest tlen ($O_2$).

Diamagnetyzm i paramagnetyzm są stosunkowo słabymi formami magnetyzmu, w porównaniu z ferromagnetyzmem, który występuje w niektórych metalach, takich jak żelazo.

4.2. Spektroskopia a Konfiguracja Elektronowa

Spektroskopia to technika wykorzystywana do badania budowy atomów i cząsteczek. W spektroskopii, atomy lub cząsteczki są poddawane działaniu promieniowania elektromagnetycznego, a następnie obserwuje się zmiany w ich widmie emisyjnym lub absorpcyjnym.

• Widmo emisyjne to zbiór linii widmowych, które są emitowane przez atomy lub cząsteczki w stanie wzbudzonym.
• Widmo absorpcyjne to zbiór linii widmowych, które są pochłaniane przez atomy lub cząsteczki w stanie podstawowym.
• Linie widmowe odpowiadają określonym przejściom elektronowym między poziomami energetycznymi w atomie lub cząsteczce.

Spektroskopia jest ważnym narzędziem do badania konfiguracji elektronowej atomów, ponieważ dostarcza informacji o poziomach energetycznych elektronów i ich przejściach między tymi poziomami.

Wyjątki od Zasady Aufbau

Chociaż zasada Aufbau jest użytecznym narzędziem do przewidywania konfiguracji elektronowej, istnieją pewne wyjątki od tej reguły.

5. Przykłady Wyjątków

Istnieją pewne pierwiastki, których konfiguracja elektronowa nie jest zgodna z zasadą Aufbau. Wynika to z faktu, że w niektórych przypadkach bardziej stabilną konfiguracją jest umieszczenie elektronów na orbitalach o wyższej energii, co prowadzi do większej liczby niesparowanych elektronów.

• Chrom ($Cr$)⁚ Konfiguracja elektronowa chromu zgodnie z zasadą Aufbau powinna być $1s^22s^22p^63s^23p^64s^23d^4$. Jednakże, rzeczywista konfiguracja chromu to $1s^22s^22p^63s^23p^64s^13d^5$. W tym przypadku, jeden elektron z orbitalu 4s zostaje przeniesiony na orbital 3d, co prowadzi do większej liczby niesparowanych elektronów i większej stabilności.
• Miedź ($Cu$)⁚ Konfiguracja elektronowa miedzi zgodnie z zasadą Aufbau powinna być $1s^22s^22p^63s^23p^64s^23d^9$. Jednakże, rzeczywista konfiguracja miedzi to $1s^22s^22p^63s^23p^64s^13d^{10}$. W tym przypadku, jeden elektron z orbitalu 4s zostaje przeniesiony na orbital 3d, co prowadzi do całkowitego wypełnienia podpowłoki 3d, co jest bardziej stabilne.
• Lantanowce i aktinowce⁚ W przypadku lantanowców i aktinowców, konfiguracja elektronowa jest bardziej skomplikowana i często nie jest zgodna z zasadą Aufbau. W tych pierwiastkach, elektrony są często umieszczane na orbitalach o wyższej energii, aby uzyskać bardziej stabilną konfigurację.

Wyjątki od zasady Aufbau są związane z subtelnymi efektami kwantowo-mechanicznymi, które nie są uwzględnione w prostej zasadzie Aufbau.

5.1. Chrom ($Cr$)

Chrom ($Cr$) jest jednym z przykładów pierwiastka, którego konfiguracja elektronowa nie jest zgodna z zasadą Aufbau. Zgodnie z zasadą Aufbau, konfiguracja elektronowa chromu powinna być $1s^22s^22p^63s^23p^64s^23d^4$. Jednakże, rzeczywista konfiguracja elektronowa chromu to $1s^22s^22p^63s^23p^64s^13d^5$.

• Rzeczywista konfiguracja elektronowa chromu jest bardziej stabilna niż konfiguracja przewidywana przez zasadę Aufbau, ponieważ ma więcej niesparowanych elektronów.
• Niesparowane elektrony w orbitalach 3d i 4s przyczyniają się do paramagnetyzmu chromu.
• Stabilność konfiguracji z większą liczbą niesparowanych elektronów wynika z faktu, że elektrony o równoległych spinach odpychają się słabiej niż elektrony o przeciwnych spinach.

Wyjątkowość konfiguracji elektronowej chromu tłumaczy jego wyjątkowe właściwości chemiczne i fizyczne, takie jak odporność na korozję i wysoka temperatura topnienia.

5.2. Miedź ($Cu$)

Miedź ($Cu$) to kolejny przykład pierwiastka, którego konfiguracja elektronowa nie jest zgodna z zasadą Aufbau. Zgodnie z zasadą Aufbau, konfiguracja elektronowa miedzi powinna być $1s^22s^22p^63s^23p^64s^23d^9$. Jednakże, rzeczywista konfiguracja elektronowa miedzi to $1s^22s^22p^63s^23p^64s^13d^{10}$.

• Rzeczywista konfiguracja elektronowa miedzi jest bardziej stabilna niż konfiguracja przewidywana przez zasadę Aufbau, ponieważ podpowłoka 3d jest całkowicie wypełniona.
• Całkowicie wypełniona podpowłoka 3d jest bardziej stabilna niż podpowłoka częściowo wypełniona, ponieważ elektrony w tej podpowłoce są silniej związane z jądrem.
• Stabilność konfiguracji z całkowicie wypełnioną podpowłoką 3d tłumaczy wysoką przewodność elektryczną i cieplną miedzi, a także jej odporność na korozję.

Wyjątkowość konfiguracji elektronowej miedzi tłumaczy jej wyjątkowe właściwości chemiczne i fizyczne, które czynią ją cennym materiałem w wielu zastosowaniach.

5.3. Lantanowce i Aktinowce

Lantanowce i aktinowce to dwie serie pierwiastków, które charakteryzują się wyjątkowo skomplikowanymi konfiguracjami elektronowymi. W przypadku tych pierwiastków, zasada Aufbau nie zawsze jest wiarygodnym narzędziem do przewidywania ich konfiguracji elektronowych.

• Lantanowce (pierwiastki z numerami atomowymi od 57 do 71) mają elektrony walencyjne na podpowłoce 4f.
• Aktinowce (pierwiastki z numerami atomowymi od 89 do 103) mają elektrony walencyjne na podpowłoce 5f.
• Konfiguracja elektronowa lantanowców i aktinowców jest często nieregularna i trudna do przewidzenia, ze względu na subtelne efekty kwantowo-mechaniczne.

W przypadku tych pierwiastków, stabilność konfiguracji elektronowej jest często bardziej związana z interakcjami między elektronami niż z prostą zasadą Aufbau. Dlatego też, konfiguracja elektronowa lantanowców i aktinowców jest często określana na podstawie danych spektroskopowych.