电子亚层

电子在核外是分层排布的，从内到外，可分为第一层、第二层、第三层……第七层，也记

为：K、L、M、N、O、P、Q。

每个电子层根据能量的不同，又分为s、p、d、f四个电子亚层，每个电子亚层上又有不

同的电子轨道，其中s亚层有1个轨道，p亚层3轨道，d亚层5轨道，f亚层7轨道，

有了这些轨道，电子才能装进去，每个轨道上能容纳2个自旋方向相反的电子（意思就是

说，这两个电子旋转方向不一样）。

所谓的轨道，也并不是电子走的固定路径，其实是“电子云”的形状，是电子出现的区域，

S轨道是球形的，电子就在这球形的区域中运动，P轨道是纺锤形。等等.

①K层只有s亚层，简称为1s；L层有s，p两个亚层，简称为2s，2p；M层有s，p，d

三个亚层，简称为3s，3p，3d；等等。

②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，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.......补充

一点：根据能量最低原理，电子通常总是先填充能量低的亚层（懂了这个你就知道为什么

有时第三层，就是M层有时没有填满，电子就去添下一层N层了吧，如钙，3s和3p都填

满了，但是没填3d，就去填4s）

③如果想更了解关于电子亚层的知识，可以再了解一下：能量最低原理，洪特原理，保里

不相容原理，洪特特例。

一、原子核外电子排布的原理

处于稳定状态的原子，核外电子将尽可能地按能量最低原理排布，另外，由于电子不可能

都挤在一起，它们还要遵守保里不相容原理和洪特规则，一般而言，在这三条规则的指导

下，可以推导出元素原子的核外电子排布情况，在中学阶段要求的前36号元素里，没有

例外的情况发生。

1．最低能量原理

电子在原子核外排布时，要尽可能使电子的能量最低。怎样才能使电子的能量最低呢？比

方说，我们站在地面上，不会觉得有什么危险；如果我们站在20层楼的顶上，再往下看

时我们心理感到害怕。这是因为物体在越高处具有的势能越高，物体总有从高处往低处的

一种趋势，就像自由落体一样，我们从来没有见过物体会自动从地面上升到空中，物体要

从地面到空中，必须要有外加力的作用。电子本身就是一种物质，也具有同样的性质，即

它在一般情况下总想处于一种较为安全（或稳定）的一种状态（基态），也就是能量最低

时的状态。当有外加作用时，电子也是可以吸收能量到能量较高的状态（激发态），但是

它总有时时刻刻想回到基态的趋势。一般来说，离核较近的电子具有较低的能量，随着电

子层数的增加，电子的能量越来越大；同一层中，各亚层的能量是按s、p、d、f的次序

增高的。这两种作用的总结果可以得出电子在原子核外排布时遵守下列次序：

1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p……

2．保里不相容原理

我们已经知道，一个电子的运动状态要从4个方面来进行描述，即它所处的电子层、电子

亚层、电子云的伸展方向以及电子的自旋方向。在同一个原子中没有也不可能有运动状态

完全相同的两个电子存在，这就是保里不相容原理所告诉大家的。根据这个规则，如果两

个电子处于同一轨道，那么，这两个电子的自旋方向必定相反。也就是说，每一个轨道中

只能容纳两个自旋方向相反的电子。这一点好像我们坐电梯，每个人相当于一个电子，每

一个电梯相当于一个轨道，假设电梯足够小，每一个电梯最多只能同时供两个人乘坐，而

且乘坐时必须一个人头朝上，另一个人倒立着（为了充分利用空间）。根据保里不相容原

理，我们得知：s亚层只有1个轨道，可以容纳两个自旋相反的电子；p亚层有3个轨道，

总共可以容纳6个电子；f亚层有5个轨道，总共可以容纳10个电子。我们还得知：第

一电子层（K层）中只有1s亚层，最多容纳两个电子；第二电子层（L层）中包括2s和

2p两个亚层，总共可以容纳8个电子；第3电子层（M层）中包括3s、3p、3d三个亚层，

总共可以容纳18个电子……第n层总共可以容纳2n2个电子。

3．洪特规则

从光谱实验结果总结出来的洪特规则有两方面的含义：一是电子在原子核外排布时，将尽

可能分占不同的轨道，且自旋平行；洪特规则的第二个含义是对于同一个电子亚层，当电

子排布处于

全满（s2、p6、d10、f14）

半满（s1、p3、d5、f7）

全空（s0、p0、d0、f0）时比较稳定。这类似于我们坐电梯的情况中，要么电梯是空的，

要么电梯里都有一个人，要么电梯里都挤满了两个人，大家都觉得比较均等，谁也不抱怨

谁；如果有的电梯里挤满了两个人，而有的电梯里只有一个人，或有的电梯里有一个人，

而有的电梯里没有人，则必然有人产生抱怨情绪，我们称之为不稳定状态。

二、核外电子排布的方法

对于某元素原子的核外电子排布情况，先确定该原子的核外电子数（即原子序数、质子数、

核电荷数），如24号元素铬，其原子核外总共有24个电子，然后将这24个电子从能量

最低的1s亚层依次往能量较高的亚层上排布，只有前面的亚层填满后，才去填充后面的

亚层，每一个亚层上最多能够排布的电子数为：s亚层2个，p亚层6个，d亚层10个，

f亚层14个。最外层电子到底怎样排布，还要参考洪特规则，如24号元素铬的24个核

外电子依次排列为

1s22s22p63s23p64s23d4

根据洪特规则，d亚层处于半充满时较为稳定，故其排布式应为：

1s22s22p63s23p64s13d5

最后，按照人们的习惯“每一个电子层不分隔开来”，改写成

1s22s22p63s23p63d54s1

即可。

三、核外电子排布在中学化学中的应用

1．原子的核外电子排布与轨道表示式、原子结构示意图的关系：原子的核外电子排布式

与轨道表示式描述的内容是完全相同的，相对而言，轨道表示式要更加详细一些，它既能

明确表示出原子的核外电子排布在哪些电子层、电子亚层上，还能表示出这些电子是处

于自旋相同还是自旋相反的状态，而核外电子排布式不具备后一项功能。原子结构示意图

中可以看出电子在原子核外分层排布的情况，但它并没有指明电子分布在哪些亚层上，也

没有指明每个电子的自旋情况，其优点在于可以直接看出原子的核电荷数（或核外电子总

数）。

2．原子的核外电子排布与元素周期律的关系

在原子里，原子核位于整个原子的中心，电子在核外绕核作高速运动，因为电子在离核不

同的区域中运动，我们可以看作电子是在核外分层排布的。按核外电子排布的3条原则将

所有原子的核外电子排布在该原子核的周围，发现核外电子排布遵守下列规律：原子核外

的电子尽可能分布在能量较低的电子层上（离核较近）；若电子层数是n，这层的电子数

目最多是2n2个；无论是第几层，如果作为最外电子层时，那么这层的电子数不能超过8

个，如果作为倒数第二层（次外层），那么这层的电子数便不能超过18个。这一结果决

定了元素原子核外电子排布的周期性变化规律，按最外层电子排布相同进行归类，将周期

表中同一列的元素划分为一族；按核外电子排布的周期性变化来进行划分周期

如第一周期中含有的元素种类数为2，是由1s1~2决定的

第二周期中含有的元素种类数为8，是由2s1~22p0~6决定的

第三周期中含有的元素种类数为8，是由3s1~23p0~6决定的

第四周期中元素的种类数为18，是由4s1~23d0~104p0~6决定的。

由此可见，元素原子核外电子排布的规律是元素周期表划分的主要依据，是元素性质周期

性变化的根本所在。对于同族元素而言，从上至下，随着电子层数增加，原子半径越来越

大，原子核对最外层电子的吸引力越来越小，最外层电子越来越容易失去，即金属性越来

越强；对于同周期元素而言，随着核电荷数的增加，原子核对外层电子的吸引力越来越强，

使原子半径逐渐减小，金属性越来越差，非金属性越来越强。

3．元素原子的核外电子排布与元素的化学性质

元素的化学性质直接决定于该元素原子的核外电子排布情况，如碱金属元素的最外层电子

结构可表示为ns1，说明碱金属元素一般容易失去最外层的1个电子（价电子），变成正

一价的阳离子，从而形成惰性气体的稳定结构（此性质即强还原性）；而卤素的最外层电

子结构可表示为ns2np5，说明卤素在一般情况下很容易得到1个电子，变成负1价的阴

离子，从而形成惰性气体的稳定结构（此性质即强氧化性），当然，它们也可以失去最外

层的价电子而呈现出+1、+3、+5、+7等价态。对于同一族元素而言，随着电子层数的增

加，金属性越来越强，非金属性越来越弱，这也取决于元素原子的核外电子排布情况。有

了这些理论知识作指导（如下式所示），我们可以理解和推测元素的化学性质及其变化规

律，从而大大减轻我们的记忆量。