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1、电子亚层在相同电子层中电子能量还有微小的差别，电子云形状也不相同，根据这些差别把一个电子层分为几个亚层。在同一电子层中，电子的能量还稍有差异，电子云的形状也不相同。因此电子层还可分成一个或n个电子亚层。K 层只包含一个s亚层；L层包含s和p两个亚层；M层包含s、p、d三个亚层；N层包含s、p、d、f四个亚层。 电子亚层之一电子亚层可用表示，=0、1、2、3、（n-1），n为电子层数。即K层（n=1）有0一个亚层（s）；L层（n=2）有0、1两个亚层，即2s、2p；M层（n=3）有0、1、2三个亚层，即3s、3p、3d。同理N层有4s、4p、4d、4f四个亚层。不同亚层的电子云形状不同，s亚层（
2、=0）的电子云形伏为球形对称；p亚层（=1）的电子云为无柄哑铃形（纺锤形）；d亚层（=2）的电子云为十字花瓣形等。同一电子层不同亚层的能量按s、p、d、f序能量逐渐升高。电子亚层之二通过对许多元素的电离能的进一步分析，人们发现，在同一电子层中的电子能量也不完全相同，仍可进一步分为若干个电子组。这一点在研究元素的原子光谱中得到了证实。电子亚层分别用s、p、d、f等符号表示。不同亚层的电子云形状不同。s亚层的电子云是以原子核为中心的球形，p亚层的电子云是纺锤形，d亚层为花瓣形，f亚层的电子云形状比较复杂。电子亚层之三受磁量子数的控制，s层有一个轨道，p层有三个轨道，d层有五个轨道，等等，（根据自旋
3、量子数，每个轨道可容纳2个电子）。 由于亚层的存在，使同一个电子层中电子能量出现不同，甚至出现低电子层的高亚层能量大于高电子层的低亚层，即所谓的能级交错现象。各亚层能量由低到高排列如下： 1s，2s，2p，3s，3p，4s，3d，4p，5s，4d，5p，6s，4f，5d，6p，7s，5f，6d. 有一个公式可以方便记忆：ns(n-2)f(n-1)d=6,d前的n=4。 一、原子轨道和电子云 二、轨道量子数与原子能级 从解薛定谔方程所引进的一套参数 n, l, m（称为量子数）的物理意义、取值以及取值的组合形式与核外电子运动状态的关系如下： （一）主量子数（n） 描述电子离核的远近，确定原子的能
4、级或确定轨道能量的高低。决定轨道或电子云的分布范围。一般，n 值越大，电子离核越远，能量越高。主量子数所决定的电子云密集区或能量状态称为电子层（或主层）。 主量子数n 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, （共取n个值） 电子层符号 K，L，M，N, O, P, Q , （二）角量子数（副量子数）( l ) 同一电子层（n)中因副量子数（l)不同又分成若干电子亚层（简称亚层，有时也称能级）。 l确定同一电子层中不同原子轨道的形状。在多电子原子中，与 n 一起决定轨道的能量。 副量子数 l = 0, 1, 2, 3, 4, , n -1 （共可取 n 个值） 亚层符号 s， p、 d、 f、
5、 g 轨道形状 园球 双球 花瓣 八瓣 （三） 磁量子数（m） 确定原子轨道在空间的伸展方向。 m = 0, 1, 2, 3, , l 共可取值( 2l +1)个值 s p d f 轨道空间伸展方向数： 1 3 5 7 ( m的取值个数) n, l 相同，m不同的轨道能量相同。也即同一亚层中因m不同所代表的轨道具有相同的能量。通常将能量相同的轨道互称为等价轨道或简并轨道。 三个量子数的取值关系： L 受 n 的限制： n =1 l = 0 m = 0 n =2 l = 0, 1 m = 0 n =3 l = 0, 1, 2 m = 0, 1, 2 m 的取值受l 的限制：如 l = 0 m =
6、 0 l = 1 m = -1, 0, +1 l = 2 m = -2, -1, 0, +1, +2 三个量子数的一种组合形式决定一个 ，而每一个又代表一个原子轨道，所以三个量子数都有确定值时，即确定核外电子的一种电子运动状态。 （四）原子能级 在多电子原子中，原子的能级除受主量子数（n)影响外，还与副量子数（l）有关，其间关系复杂。下图表示了若干元素原子中能级的相对高低。 由图可以看出： （1）单电子原子（Z=1)中，能量只与n有关，且n，E （2）多电子原子（Z 2）中,能量与n、l有关。 n 相同，l 不同，则 l，E 如：EnsEnpEndEnf l 相同，n 不同，则n，E 如：E1
7、sE2sE3s E2pE3pE4p E3dE4dE5d “（3）能级交错 若n和l都不同，虽然能量高低基本上由n的大小决定，但有时也会出现高电子层中低亚层（如4s）的能量反而低于某些低电子层中高亚层（如3d）的能量这种现象称为能级交错。能级交错是由于核电荷增加，核对电子的引力增强，各亚层的能量均降低，但各自降低的幅度不同所致。能级交错对原子中电子的分布有影响。” 三、电子的自旋与电子层的最大容量 1.自旋量子数（ms） 用分辨能力很强的光谱仪来观察氢原子光谱，发现一条谱线是由靠得非常近的两条线组成，为氢原子的精细结构， 1925年琴伦贝克和高斯米特，根据前人的实验提出了电子自旋的概念，用以描述
8、电子的自旋运动。 自旋量子数ms 有两个值(+1/2，-1/2)，可用向上和向下的箭头(“”“”)来表示电子的两种所谓自旋状态。 结论：描述一个电子的运动状态，要用四个量子数（ n， l，m ， ms ），同一原子中，没有四个量子数完全相同的两个电子存在。 2.原子核外电子排布的一般规律 （1）Pauli不相容原理 在同一原子中，一个原子轨道上最多只能容纳两个自旋方向相反的电子。 （2）能量最低原理 电子总是最先排布（占据）在能量最低的轨道。 （3）洪特规则 在等价轨道上，电子总是尽先占据不同的轨道 ，而且自旋方向相同（平行）。 当等价轨道上全充满时( p6, d10, f 14 )，半充满(
9、 p3, d 5, f 7 )和全空( p0, d0, f 0 )时，能量最低，结构较稳定。 3.电子层的最大容量 根据以上的排布规则，可以推算各电子层、电子亚层和轨道中最多能容纳多少电子。 由于每一个电子层（n)中有n个电子亚层（每一个电子亚层又可以有（2l+1）个轨道），则每一电子层可能有的轨道数为n2，即： 又由于每一个轨道上最多容纳两个电子，所以每一电子层的最大容量为2 n2，每一电子亚层中的电子数不超过2（2l+1）个。 电子层的最大容量（n14） 原子核外的电子总是有规律的排布在各自的轨道上。 原子轨道的种类 主页面：原子轨道 作为薛定谔方程的解，原子轨道的种类取决于主量子数(n)
10、、角量子数(l)和磁量子数(ml)。其中，主量子数就相当于电子层，角量子数相当于亚层，而磁量子数决定了原子轨道的伸展方向。另外，每个原子轨道里都可以填充两个电子，所以对于电子，需要再加一个自旋量子数(ms)，一共四个量子数。 n可以取任意正整数。在n取一定值时，l可以取小于n的自然数，ml可以取l。不论什么轨道，ms都只能取1/2，两个电子自旋相反。因此，s轨道（l=0）上只能填充2个电子，p轨道（l=1）上能填充6个，一个亚层填充的电子数为4l+2。 具有角量子数0、1、2、3的轨道分别叫做s轨道、p轨道、d轨道、f轨道。之后的轨道名称，按字母顺序排列，如l=4时叫g轨道。 排布的规则 电子
11、的排布遵循以下三个规则： 能量最低原理 整个体系的能量越低越好。一般来说，新填入的电子都是填在能量最低的空轨道上的。 Hund规则 电子尽可能的占据不同轨道，自旋方向相同。 Pauli不相容原理 在同一体系中，没有两个电子的四个量子数是完全相同的。 同一亚层中的各个轨道是简并的，所以电子一般都是先填满能量较低的亚层，再填能量稍高一点的亚层。各亚层之间有能级交错现象： 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p 8s 5g 6f 7d 8p . 有几个原子的排布不完全遵守上面的规则，如： Cr： Ar 3d54s1 这是因为同
12、一亚层中，全充满、半充满、全空的状态是最稳定的。这种方式的整体能量比3d44s2要低，因为所有亚层均处于稳定状态。 排布示例 以铬为例： 铬原子核外有24个电子，可以填满1s至4s所有的轨道，还剩余4个填入3d轨道： 1s22s22p63s23p64s23d4 由于半充满更稳定，排布发生变化： 1s22s22p63s23p64s13d5 除了6个价电子之外，其余的电子一般不发生化学反应，于是简写为： Ar4s13d5 这里，具有氩的电子构型的那18个电子称为“原子实”。一般把主量子数小的写在前面： Ar3d54s1 电子构型对性质的影响 主页面：元素周期律 电子的排布情况，即电子构型，是元素性
13、质的决定性因素。 为了达到全充满、半充满、全空的稳定状态，不同的原子选择不同的方式。具有同样价电子构型的原子，理论上得或失电子的趋势是相同的，这就是同一族元素性质相近的原因；同一族元素中，由于周期越高，价电子的能量就越高，就越容易失去。 元素周期表中的区块是根据价电子构型的显著区别划分的。不同区的元素性质差别同样显著：如s区元素只能形成简单的离子，而d区的过渡金属可以形成配合物。三、能层（电子层）和能级（电子亚层）1、能层 在多电子原子的原子核外电子的能量是不相同的。按电子的能量不同，可将核外电子分成不同的能层，并有符号K、L、M、N、O、P、Q表示。v 原子核外每一层最多容纳的电子数如下：能
14、层一二三四五六七符号KL MNOPQ最多电子数281832502n22、能级 理论研究证明，在多电子原子中，同一能层的电子能量也可能不同，还可以把它们分成能级。就好比能层是楼层，能级就是楼的台阶。能级的符号和所能容纳的点子数如下： 能层KL MNO符号1s2s2p3s3p3d4s4p4d4f5s5p5d最多电子数22626102610142610五、核外电子排布原则最低能量原理：基态原子中，电子总是优先占据能量较低的轨道。泡利不相容原理：一条轨道最多容纳两个自旋相反的电子。洪特规则 (Hunds rule)：在等价轨道上，电子将尽先分占各轨道，且自旋平行。（量子力学理论已证明：原子中自旋平行电子的增多有利于能量的降低）推知：等价轨道半充满（s1, p3, d5, f7） 全充满（s, p, d10, f14） 全 空（s, p
