Configurazione elettronica: differenze tra le versioni

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In [[chimicameccanica quantistica]], il termine '''configurazione elettronica''' si riferisce alla disposizione degli [[elettrone|elettroni]] legati;, ovveroossia al loro comportamento attorno ai [[nucleo atomico|nuclei]] di uno o più [[atomo|atomi]].

== Orbitali, gli stati, e le funzioni d'onda ==

[[File:Electron orbitals.svg|upright=1.6|thumb|Ordine degli stati quantici e forma degli orbitali atomici.]]

Gli elettroni sono [[fermione|fermioni]] e in quanto tali sono soggetti al [[principio di esclusione di Pauli]], il quale stabilisce che due fermioni non possono occupare lo stesso [[stato quantico]] contemporaneamente. Questo principio è fondamentale nel determinare la configurazione degli elettroni negli atomi: una volta che uno stato viene occupato da un elettrone, l'elettrone successivo deve occupare uno stato differente.

In un atomo, gli stati stazionari (indipendenti dal tempo) di [[funzione d'onda]] elettronica (ovvero gli stati che sono ''stati particolari'' dell'[[equazione di Schrödinger]] HΨ = EΨ dove H è l'[[operatore hamiltoniano|hamiltoniana]]) vengono detti ''[[Orbitale atomico|orbitali]]'', per analogia con la visione classica dell'elettrone come particella che orbita attorno al [[Nucleo atomico|nucleo]]. Per un atomo multielettronico, con x elettroni, l'espressione corretta della funzione d'onda deve considerare le coordinate spaziali di tutti gli x elettroni contemporaneamente. Ciò, in termini matematici, viene espresso dalla funzione d'onda Ψ = Ψ(n₁, n₂, n₃,...n_x). Tuttavia, per gli scopi della chimica, viene sfruttata una notevole semplificazione utilizzando la cosiddetta "[[approssimazione orbitalica]]": cioè ogni elettrone viene considerato singolarmente come appartenente a un ''atomo idrogenoide'' e la carica nucleare [[numero atomico|''Z'']][[elettrone|e]], [[carica elettrica|carica]] che viene utilizzata per calcolare il termine relativo all'[[energia potenziale]] da inserire nell'equazione di Schrödinger, viene corretta utilizzando la [[carica nucleare efficace]] ''Z''_eff. Quindi la forma semplificata della funzione d'onda, utilizzata per descrivere un atomo polielettronico, diviene una funzione del tipo Ψ = Ψ(n₁)Ψ(n₂)Ψ(n₃)...Ψ(n_x).

[[Immagine:Electron orbitals.svg|350px|thumb|Ordine degli stati quantici e forma degli orbitali atomici]]

Poiché gli elettroni sono [[fermione|fermioni]], essi sono soggetti al [[principio di esclusione di Pauli]], il quale stabilisce che due fermioni non possono occupare lo stesso [[stato quantico]] contemporaneamente. Questo principio è fondamentale nel determinare la configurazione degli elettroni negli atomi: una volta che uno stato viene occupato da un elettrone, l'elettrone successivo deve occupare uno stato differente.

Il [[Quadrato (algebra)|quadrato]] del [[valore assoluto|modulo]] del valore di Ψ in un punto (ampiezza d'onda complessa) rappresenta la [[densità di probabilità]] di trovare l'elettrone in quel punto. Gli orbitali di un atomo sono distinti da quattro [[Numero quantico|numeri quantici]]: ''n'', ''l'', ''m_l'' e ''m_s'' e, per il principio di Pauli, non è possibile che due elettroni abbiano lo stesso valore per tutti e quattro i numeri.

In un atomo, gli stati stazionari (indipendenti dal tempo) di [[funzione d'onda]] elettronica (ovvero gli stati che sono ''stati particolari'' dell'[[equazione di Schrödinger]] HΨ = EΨ dove H è l'[[hamiltoniana]]) vengono detti ''[[Orbitale|orbitali]]'', per analogia con la visione classica dell'elettrone come particella che orbita attorno al [[Nucleo atomico|nucleo]]. Per un atomo multielettronico, con x elettroni, l'espressione corretta della funzione d'onda deve considerare le coordinate spaziali di tutti gli x elettroni contemporaneamente. Ciò, in termini matematici, viene espresso dalla funzione d'onda Ψ = Ψ(n₁, n₂, n₃,...n_x). Tuttavia, per gli scopi della chimica, viene sfruttata una notevole semplificazione utilizzando la cosiddetta "approssimazione orbitalica": cioè ogni elettrone viene considerato singolarmente come appartenente ad un ''atomo idrogenoide'' e la carica nucleare [[numero atomico|Z]][[elettrone|e]], [[carica elettrica|carica]] che viene utilizzata per calcolare il termine relativo all'[[energia potenziale]] da inserire nell'equazione di Schrödinger, viene corretta utilizzando la [[carica nucleare efficace]] Z_eff. Quindi la forma semplificata della funzione d'onda, utilizzata per descrivere un atomo polielettronico, diviene una funzione del tipo Ψ = Ψ(n₁)Ψ(n₂)Ψ(n₃)...Ψ(n_x).

== Numero quantico principale (''n'') ==

Il [[Quadrato (algebra)|quadrato]] del [[valore assoluto|modulo]] del valore di Ψ in un punto ([[ampiezza d'onda]], complessa) rappresenta la [[densità di probabilità]] di trovare l'elettrone in quel punto.

Il primo numero quantico ''n'', detto ''[[numero quantico principale]]'', determina la distanza media dal nucleo (dimensione dell'orbitale), che aumenta al crescere di ''n'', e la maggior parte dell'energia dell'elettrone ([[livello energetico]] = periodo). Elettroni (e orbitali) che condividono ''n'' appartengono dunque allo stesso livello di energia, il numero quantico principale inoltre definisce l'energia dell'elettrone.

Gli orbitali di un atomo sono distinti da quattro [[numero quantico principale|numeri quantici principali]]: ''n'', ''l'', ''m_l'' e ''m_s'', e per il principio di Pauli, non è possibile che due elettroni abbiano lo stesso valore per tutti e quattro i numeri. I due numeri più importanti sono ''n'' e ''l''.

Il ''numero quantico principale'' assume tutti i valori [[Numero naturale|interi positivi]] in ordine crescente anche se le orbite stazionarie definite della condizione quantistica ''m'' × ''v'' × ''r'' = ''n'' × ''h''/(2''π'') (dove l'unica variabile è ''n'', essendo le altre costanti) sono solamente le prime sette.

==Numero quantico principale (n)==

Il numero quantico principale (n) determina la distanza media dal nucleo (dimensione dell'orbitale), che aumenta al crescere di n, e la maggior parte dell'energia dell'elettrone ([[livello energetico]]=periodo). Assume valori [[Numero naturale|interi positivi]].

I vari livelli correlati ai differenti valori di ''n'' vengono a volte detti ''gusci'' e (principalmente per ragioni storiche) vengono anche indicati da lettere, come elencato di seguito:<ref name=Rol25>{{Cita|Rolla|pagg. 24-25}}.</ref>

Elettroni (e orbitali) che condividono n appartengono allo stesso livello.

{| border=1 cellpadding=5 cellspacing=0

==Numero quantico angolare (l)==

|-

Il secondo numero quantico ''l'' corrisponde al [[momento angolare]] dello stato. Questi stati prendono la forma di un'[[armonica sferica]], e sono quindi descritti da [[polinomi di Legendre]]. I vari stati correlati ai differenti valori di ''l'' vengono a volte detti '''sotto-gusci''', e (principalmente per ragioni storiche) vengono indicati da lettere, come elencato di seguito:

! Valore di ''n'' !! Lettera !! Massimo numero di elettroni nel livello (pari a 2 × ''n''²)

|-

|1|| K || 2

|-

|2 || L || 8

|-

|3 || M || 18

|-

|4|| N || 32

|-

|5 || O || 50

|-

|6 || P || 72

|-

|7 || Q || 98

|-

|8|| Y || 113

|}

Stati con valori di ''n'' superiori a quelli mostrati nella tabella sono perfettamente ammissibili in teoria ma relativi ad atomi che non sono stati ancora scoperti (il valore ''n''=8, ad esempio, si inizierà a utilizzare con [[Elemento chimico|elementi]] aventi [[numero atomico]] superiore a 119).

== Numero quantico orbitale (''l'') ==

Il secondo numero quantico ''l'', detto ''[[numero quantico orbitale]]'' (o, più impropriamente, ''numero quantico secondario'' o ''azimutale'' o ''angolare'' o ''rotazionale''), corrisponde al [[momento angolare]] dello stato. Questi stati prendono la forma di un'[[armonica sferica]] e sono quindi descritti da [[polinomi di Legendre]].

Per ogni valore di ''n'', il ''numero quantico orbitale'' assume in ordine crescente tutti i valori interi compresi tra 0 e ''n''-1.

I vari stati correlati ai differenti valori di ''l'' vengono a volte detti "sottolivelli" o "sottogusci" e (principalmente per ragioni storiche) vengono anche indicati da lettere, come elencato di seguito:<ref name=Rol25/>

{| border=1 cellpadding=5 cellspacing=0

|-

! valoreValore di ''l'' !! Lettera !! Massimo numero di elettroni nel gusciosottolivello (pari a (2 × ''l'' + 1) × 2)

|-

|10|| ''s ''|| 2

|-

|21 || ''p ''|| 6

|-

|32 || ''d ''|| 10

|-

|43|| ''f ''|| 14

|-

|5... || g... || 18...

|}

Anche in questo caso, stati con valori di ''l'' superiori a quelli mostrati nella tabella sono perfettamente ammissibili in teoria ma relativi ad atomi che non sono stati ancora scoperti (il valore ''l''=4, ad esempio, si inizierà a utilizzare con [[Elemento chimico|elementi]] aventi [[numero atomico]] superiore a 121).

Ognuno dei differenti stati del momento angolare può accogliere 2(2''l''+1) elettroni. Questo perché il terzo numero quantico ''m_l'' (che può essere pensato (in maniera inaccurata) come la proiezione quantizzata del vettore momento angolare sull'asse z), può assumere valori interi compresi tra -''l'' e ''l'', e quindi ci sono 2''l''+1 stati possibili. Ogni stato distinto ''nlm_l'' può essere occupato da due elettroni con [[spin]] opposto (dato dal numero quantico ''m_s''), dando un totale di 2(2''l''+1) elettroni. Stati con valori ''l'' superiori a quelli mostrati nella tabella sono perfettamente ammissibili in teoria, ma questi valori sono relativi ad atomi che non sono ancora stati scoperti.

== Numero quantico magnetico (m_l) e numero quantico di spin (m_s) ==

Per un dato valore di ''n'' i possibili valori di ''l'' vanno da 0 a ''n''-1; quindi, il guscio ''n''=1 possiede solo un sotto-guscio e può accogliere solo 2 elettroni, il guscio ''n''=2 possiede i sotto-gusci s e p e può accogliere 8 elettroni, il guscio ''n''=3 possiede i sotto-gusci s, p e d e ha un massimo di 18 elettroni, e così via (in generale, il numero massimo di elettroni nell'n-simo livello di energia è 2''n''²).

Come abbiamo visto, ogni sottoguscio può accogliere 2(2''l''+1) elettroni. Questo perché, per ogni valore di ''l'', il terzo numero quantico ''m_l'', detto ''[[numero quantico magnetico]]'' (che può essere pensato in maniera inaccurata come la proiezione quantizzata del vettore momento angolare sull'asse z), assume in ordine crescente tutti i valori interi compresi tra -''l'' e ''l'', e quindi ci sono 2''l''+1 stati possibili. Ogni stato distinto ''n-l-m_l'' può essere occupato da due elettroni con [[spin]] opposto (dato dal quarto numero quantico ''m_s'', detto ''[[numero quantico di spin]]'', che per ogni valore di ''m_l'' assume i due valori -1/2 e +1/2), dando così un totale di appunto 2(2''l''+1) elettroni.

== Ordine di riempimento degli stati quantici e relazione con la struttura della tavola periodica ==

Allo stato fondamentale, gli stati quantici di un atomo sono riempiti in ordine crescente di energia, secondo il [[principio dell'Aufbau]]; ovvero, il primo elettrone va ad occupare lo stato libero con energia più bassa è così via. Il fatto che lo stato 3d sia più alto, come energia, dello stato 4s, ma più basso del 4p è il motivo per l'esistenza dei [[metalli del blocco d]]. L'ordine in cui gli stati vengono riempiti è il seguente:

Allo [[stato fondamentale]], gli stati quantici di un atomo sono riempiti in ordine crescente di energia, secondo il [[principio dell'Aufbau]]; ovvero, il primo elettrone va a occupare lo stato libero con energia più bassa e così via. Il fatto che lo stato 3d sia più alto, come energia, dello stato 4s, ma più basso del 4p è il motivo per l'esistenza dei [[metalli del blocco d]]. L'ordine in cui gli stati vengono riempiti è il seguente:

{| border=1 cellpadding=5 cellspacing=0

1s

|-

2s 2p

|1''s''||...|| || ||

3s 3p

|-

4s 3d 4p

|2''s''||...|| || ||2''p''

5s 4d 5p

|-

6s 4f 5d 6p

|3''s''||...|| || ||3''p''

7s 5f 6d 7p

|-

|4''s''||...|| ||3''d''||4''p''

|-

|5''s''||...|| ||4''d''||5''p''

|-

|6''s''||...||4''f''||5''d''||6''p''

|-

|7''s''||...||5''f''||6''d''||7''p''

|}

Ciò porta direttamente alla struttura della [[tavola periodica]]. Difatti le configurazioni orbitali sono state ricavate da un fattore logico: le valenze rispettano un ordine ben definibile solo fino a Ca, dopodiché riprendono tale ordine da Ga, ma tra essi si trovano altri 10 elementi identificati dai parametri di peso nella tavola, e che non seguono un preciso ordine periodico di valenza (che è molto variabile a seconda delle condizioni; in generale sono molto simili tra loro): viene definita "periodicità ridotta"; di conseguenza è stato ritenuto che a partire da Sc, l'orbitale esterno rimanga lo stesso di Ca (per quanto accettato che le condizioni di natura fisica possano portare una variazione), ed a crescere è il penultimo, da 9 del primo dopo Ca, cioè Sc, a 18 dell'ultimo prima di Ga, cioè Zn; tale progressione logica riprende poi dopo Sr fino a Cd, sempre col risultato di 18 elettroni orbitanti; dopo Ba però non vi sono più solo 10 elementi a separare, ma 24, ragion per cui gli orbitanti diventano 32 fino ad Hg. Diversi dati empirici hanno poi confermato tale teoria, in particolare le caratteristiche similari tra i [[metalli alcalino terrosi]] e quelli del [[Elementi del gruppo 12|gruppo 12]], ed il fatto che il [[Elementi del gruppo 11|gruppo 11]] sia quello con la maggiore [[conduttività elettrica]]. Le proprietà chimiche di un atomo sono largamente determinate dalla disposizione degli elettroni del guscio più esterno, il guscio di [[Valenza (chimica)|valenza]] (anche se altri fattori, come [[raggio atomico]], [[peso atomico]], e l'aumentata accessibilità a stati elettronici addizionali contribuiscono alla chimica degli elementi, man mano che le dimensioni degli atomi aumentano).

Progredendo attraverso un [[gruppo della tavola periodica|gruppo]], dall'[[Elemento chimico|elemento]] più leggero a quello più pesante, i gusci elettronici esterni (quelli che partecipano più facilmente alle [[Reazione chimica|reazioni chimiche]]) sono tutti nello stesso tipo di orbitale, con forme simili, ma con un sempre maggiore livello di energia e distanza media dal nucleo. Ad esempio, i gusci esterni degli elementi del primo gruppo, introdotto dall'[[idrogeno]], hanno tutti un elettrone nell'orbitale s. Nell'idrogeno, l'orbitale s è nel più basso stato di energia possibile per ogni atomo (ed è rappresentato dalla posizione dell'idrogeno nel primo [[periodo della tavola periodica]]). Nel [[francio]], l'elemento più pesante del gruppo, il guscio esterno si trova nel settimo orbitale, decisamente più lontano dal nucleo rispetto agli elettroni che riempiono i gusci sottostanti. Come altro esempio: sia il [[carbonio]] chesia il [[piombo]] hanno quattro elettroni nell'orbitale del guscio esterno.

A causa dell'importanza del guscio esterno, le differenti regioni della tavola periodica sono a volte dette '''"blocchi della tavola periodica'''", chiamati secondo il sotto-gusciosottoguscio nel quale risiede l'ultimo elettrone:, blocco ''s'', blocco ''p'', blocco ''d'', ecc.

== Notazioni e semplificazioni ==

Un esempio della notazione comunemente usata per esprimere la configurazione elettronica di un atomo, nel caso del [[silicio]], è il seguente: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p². I numeri sono i numeri dei gusci, ''n''; le lettere si riferiscono agli stati del momento angolare e i numeri sovrascritti sono i numeri degli elettroni in quello stato per l'atomo in questione. Una versione più semplice è quella di elencare il numero di elettroni di ogni guscio, ad esempio, sempre per il silicio: 2-8-4. Altra esemplificazione, molto utilizzata nella pratica comune, consiste nell'evidenziare i gusci più esterni esprimendo i livelli energetici precedenti tramite abbreviazione che rimanda alla configurazione del [[gas nobile]] immediatamente precedente l'elemento in oggetto. Ad esempio, considerando sempre il silicio, la configurazione elettronica può essere espressa nella seguente forma contratta: [Ne] 3s² 3p², dove [Ne] indica la configurazione elettronica del [[neon]].

=== Orbitali atomici ===

L'ordine di riempimento degli orbitali, in ordine crescente di energia è il seguente:

:1''s'' 2''s'' 2''p'' 3''s'' 3''p'' 4''s'' 3''d'' 4''p'' 5''s'' 4''d'' 5''p'' 6''s'' 4''f'' 5''d'' 6''p'' 7''s'' 5''f'' 6''d'' 7''p''.

Da quanto si può notare non sono tutti ordinati secondo lo stesso numero quantico ''n''.

Questo fenomeno è dovuto al fatto che in un atomo gli elettroni si dispongono occupando dapprima gli orbitali a minore energia e via via quelli a maggiore energia. L'energia di un orbitale aumenta all'aumentare del numero quantico principale e a parità di ''n'' aumenta all'aumentare del numero quantico angolare ''l'', cioè nell'ordine ''s'', ''p'', ''d'', ''f''. Combinando questi due valori, può quindi accadere che l'energia di un orbitale di un livello superiore, per esempio 4''s'' sia minore di quella di un orbitale appartenente a un livello inferiore, per esempio 3''d''. Alcuni sottolivelli possono cioè "invadere" i livelli energetici adiacenti.

Un esempio della notazione comunemente usata per esprimere la configurazione elettronica di un atomo, nel caso del [[silicio]], è il seguente:

:1''s''² 2''s''² 2''p''⁶ 3''s''² 3''p''²

I numeri sono i numeri dei gusci, ''n''; le lettere si riferiscono agli stati del momento angolare e i numeri sovrascritti sono i numeri degli elettroni in quello stato per l'atomo in questione.<ref>

{{Cita|Rolla|p. 29}}.</ref> Una versione più semplice è quella di elencare il numero di elettroni di ogni guscio, ad esempio, sempre per il silicio:

:2-8-4

Altra esemplificazione, molto utilizzata nella pratica comune, consiste nell'evidenziare i gusci più esterni esprimendo i livelli energetici precedenti tramite abbreviazione che rimanda alla configurazione del [[gas nobile]] immediatamente precedente l'elemento in oggetto.

Ad esempio, considerando sempre il silicio, la configurazione elettronica può essere espressa nella seguente forma contratta:

:[Ne] 3''s''² 3''p''²

dove [Ne] indica la configurazione elettronica del [[neon]].

Il modo più completo per rappresentare la configurazione elettronica degli [[orbitali atomici]] consiste nel rappresentare ogni livello energetico come una cella, dentro la quale vengono indicati gli elettroni con delle frecce; nel caso di [[doppietti elettronici]] tali frecce hanno verso opposto, in modo da sottolineare che gli elettroni di uno stesso livello energetico presentano spin opposti.<ref name=Rolla30>{{Cita|Rolla|p. 30}}.</ref> Di seguito viene riportata come esempio la configurazione elettronica del silicio:

{{InizioOrbitali}}

|{{Orbitale/s|1|2|&nbsp;}}

|{{Orbitale/s|2|2|&nbsp;}}

|{{Orbitale/p|2|2|2|2|x|y|z}}

|{{Orbitale/s|3|2|&nbsp;}}

|{{Orbitale/p|3|1|1|0|x|y|z}}

{{FineOrbitali}}

Talvolta le celle appartenenti allo stesso numero quantico principale vengono evidenziate con lo stesso colore:<ref name=Rolla30/>

{{InizioOrbitali}}

|{{Orbitale/s|1|2|&nbsp;|#ffffcc}}

|{{Orbitale/s|2|2|&nbsp;|#ccffff}}

|{{Orbitale/p|2|2|2|2|x|y|z|#ccffff|#ccffff|#ccffff}}

|{{Orbitale/s|3|2|&nbsp;|orange}}

|{{Orbitale/p|3|1|1|0|x|y|z|orange|orange|orange}}

{{FineOrbitali}}

=== Orbitali molecolari ===

La rappresentazione degli orbitali molecolari è invece più complessa; ad esempio nel caso della molecola di [[ossigeno]] (O₂) si ha la seguente rappresentazione:

[[File:MOO2a-IT.svg|center|270px|Orbitali molecolari della molecola di ossigeno O₂]]

In questo caso, in giallo sono indicati gli orbitali atomici di ciascun atomo di ossigeno e in rosa sono indicati gli orbitali molecolari della molecola di O₂, che derivano dalla [[Combinazione lineare di orbitali atomici|combinazione degli orbitali atomici]].

<!-- Questo paragrafo rimanda a voci ancora da scrivere:

Argomenti simili, ma non identici, si possono applicare a [[protone|protoni]] e [[neutrone|neutroni]], nel nucleo atomico: si veda il [[modello a gusci]] della [[fisica nucleare]].-->

== Note ==

Nelle molecole la situazione diventa molto più complessa: si veda [[Orbitale molecolare|orbitali molecolari]] per i dettagli. Argomenti simili, ma non identici, si possono applicare a [[protone|protoni]] e [[neutrone|neutroni]], nel nucleo atomico: si veda il [[modello a gusci]] della [[fisica nucleare]].

<references/>

-->

== Bibliografia ==

{{portale|chimica|fisica}}

* {{cita libro | cognome= Rolla | nome= Luigi | titolo= Chimica e mineralogia. Per le Scuole superiori | editore= Dante Alighieri |ed= 29 | anno= 1987 |cid= Rolla }}

== Voci correlate ==

[[Categoria:Chimica quantistica|Configurazione elettronica]]

* [[Elettrone di core]]

[[Categoria:Fisica atomica|Configurazione elettronica]]

* [[Categoria:Concetti fondamentali diValenza (chimica)]]

* [[Doppietto elettronico]]

* [[Elettrone spaiato]]

== Altri progetti ==

[[af:Elektronkonfigurasie]]

{{interprogetto}}

[[ar:توزيع إلكتروني]]

[[bn:ইলেকট্রন বিন্যাস]]

==Collegamenti esterni==

[[bs:Elektronska konfiguracija]]

* {{cita web|http://goldbook.iupac.org/C01248.html|IUPAC Gold Book, "configuration (electronic)"|lingua=en}}

[[ca:Configuració electrònica]]

* {{cita web|https://www.chemguide.co.uk/atoms/properties/elstructs.html|chemguide, "Electronic Structure"|lingua=en}}

[[cs:Elektronová konfigurace]]

[[da:Elektronkonfiguration]]

{{Controllo di autorità}}

[[de:Elektronenkonfiguration]]

{{Portale|chimica|quantistica}}

[[en:Electron configuration]]

[[es:Configuración electrónica]]

[[Categoria:Chimica quantistica]]

[[eu:Konfigurazio elektroniko]]

[[Categoria:Concetti fondamentali di chimica]]

[[fi:Elektronikonfiguraatio]]

[[Categoria:Fisica atomica]]

[[fr:Configuration électronique]]

[[Categoria:Fisica molecolare]]

[[gl:Configuración electrónica]]

[[hr:Elektronski omotač atoma]]

[[hu:Elektronszerkezet]]

[[id:Konfigurasi elektron]]

[[is:Rafeindahýsing]]

[[ja:電子配置]]

[[ko:전자 배열]]

[[lt:Elektronų konfigūracija]]

[[mk:Електронска конфигурација]]

[[ms:Konfigurasi elektron]]

[[nl:Elektronenconfiguratie]]

[[no:Elektronkonfigurasjon]]

[[pl:Konfiguracja elektronowa]]

[[pt:Configuração electrónica]]

[[ro:Configuraţie electronică]]

[[ru:Электронная конфигурация]]

[[sh:Elektronska konfiguracija]]

[[sk:Elektrónová konfigurácia]]

[[sl:Elektronska konfiguracija]]

[[sr:Електронска конфигурација]]

[[sv:Elektronkonfiguration]]

[[th:การจัดเรียงอิเล็กตรอน]]

[[tr:Elektron dizilimi]]

[[uk:Електронна конфігурація]]

[[ur:برقی تشکیل]]

[[uz:Elektron konfiguratsiyasi]]

[[vi:Cấu hình electron]]

[[zh:电子排布]]