Intentaré mantenerlo simple. Los detalles reales de por qué esto es así tienen que ver con la física cuántica.
Cada capa tiene varios " subshells ". Cada " subshell " a su vez contiene una cierta cantidad de " orbitales ". Cada orbital puede contener dos electrones. Reglas generales (de nuevo, no estoy explicando por qué porque probablemente sea fuera de su comprensión)
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El shell $ \ mathrm {n ^ {th}} $ tiene n subcapas, etiquetadas desde $ 0 $ hasta $ \ mathrm n-1 $ . Por ejemplo, el $ 2 $ nd shell tiene dos subcapas, $ 0 $ y $ 1 $ . Para referencia, a menudo llamamos a estas subcapas por letras, $ 0 $ es $ \ mathrm s $ , $ 1 $ es p, $ 2 $ es d y $ 3 $ es f. La tabla periódica se puede dividir en cuatro bloques dependiendo de en cuál de estas subcapas se encuentre el electrón más débilmente unido (valencia) en el átomo (bloque s, bloque p, etc.)
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La subcapa $ \ mathrm {k ^ {th}} $ puede contener $ 2 \ mathrm k + 1 $ " orbitales ". Un orbital puede contener hasta dos electrones. Entonces, el $ 0 $ th (s) subshell (s) puede contener el orbital $ 1 $ y, por lo tanto, dos electrones. El subshell $ 1 $ st (p) puede contener orbitales $ 3 $ o $ 6 $ electrones. Es por eso que tenemos la regla $ 2 \ mathrm n ^ 2 $ . Hay tantos orbitales en el shell $ \ mathrm n $ como la suma de los primeros números impares mathrm n: $ \ mathrm n ^ 2 $ , y dos electrones en cada uno ( $ 2 \ mathrm n ^ 2 $ ).
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Una idea importante en química física es el principio de Aufbau. Los orbitales se llenan según el orden creciente de sus energías (orbitales «). ¿Cuáles son las energías de los orbitales»? Es bastante simple para las primeras subcapas:
$ 1 \ mathrm s, 2 \ mathrm s, 2 \ mathrm p , 3 \ mathrm s, 3 \ mathrm p $ (orden)
En un átomo de hidrógeno, estos orbitales son sencillos: todas las subcapas en la misma capa tienen energías idénticas ( $ 1 \ mathrm s, 2 \ mathrm s = 2 \ mathrm p, 3 \ mathrm s = 3 \ mathrm p = 3 \ mathrm d, $ etc). En otros átomos, sin embargo, todo se enreda. Aquí está el orden, algo que deberá memorizar:
$ 1 \ mathrm s, 2 \ mathrm s, 2 \ mathrm p, 3 \ mathrm s, 3 \ mathrm p, 4 \ mathrm s, 3 \ mathrm d, 4 \ mathrm p, 5 \ mathrm s, 4 \ mathrm d, 5 \ mathrm p, 6 \ mathrm s, 4 \ mathrm f, 5 \ mathrm d, 6 \ mathrm p, 7 \ mathrm s, […] $ (esto servirá para la mayoría de los elementos, pero hay algunas excepciones, que también tendrás que memorizar)
Entonces, los electrones no llenan todo el $ 2 \ mathrm n ^ 2 $ en un caparazón antes de ir al ne xt. Por ejemplo, en hierro, tenemos la configuración $ 1 \ mathrm s ^ 2 2 \ mathrm s ^ 2 2 \ mathrm p ^ 6 3 \ mathrm s ^ 2 3 \ mathrm p ^ 6 4 \ mathrm s ^ 2 3 \ mathrm d ^ 6 $ .Tenga en cuenta que el shell $ 1 $ tiene electrones $ 2 $ ; el $ 2 ^ {\ mathrm {nd}} $ shell, $ 8 (2 \ mathrm s + 2 \ mathrm p $ ); el $ 3 ^ {\ mathrm {rd}} $ shell, $ 14 (3 \ mathrm s + 3 \ mathrm p + 3 \ mathrm d) $ ; el $ 4 ^ {\ mathrm {th}} $ shell, $ 2 $ . Su libro de texto podría llamar a esta configuración (2, 8, 14, 2) $.
El cesio tiene 55 electrones, se llenan así: $ 1 \ mathrm s ^ 2 2 \ mathrm s ^ 2 2 \ mathrm p ^ 6 3 \ mathrm s ^ 2 3 \ mathrm p ^ 6 4 \ mathrm s ^ 2 3 \ mathrm d ^ {10} 4 \ mathrm p ^ 6 5 \ mathrm s ^ 2 4 \ mathrm d ^ {10} 5 \ mathrm p ^ 6 6 \ mathrm s ^ 1 $ .
¿Por qué no sumas el número de electrones en cada capa y ves si coincide con lo que dice tu libro de texto.
PS La regla del octeto en realidad no dice el más alto shell debe tener ocho electrones. Dice que el átomo logra estabilidad al adquirir la configuración electrónica del gas noble más cercano. Los gases nobles tienen la configuración general $ \ mathrm s ^ 2 \ mathrm p ^ 6 $ ( $ 8 $ electrones ?), pero como se demostró anteriormente, estos electrones $ 8 $ pueden no estar en la capa más alta. Por ejemplo, en el hierro, dos de los electrones de valencia están en la cuarta capa y los otros seis en la tercera capa.