电子层

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

电子亚层数量可用这个公式表示：x=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（x=0）的电子云形状为球形对称；p亚层（x=1）的电子云为无柄哑铃形（纺锤

形）；d亚层（x=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

记住其中d亚层从3d开始，f亚层从4f开始就行了。写能级顺序时n从1开始取，f前的

n>=6,d前的n>=4。

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n1,2,3,4,5,6,7,…（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、g……

轨道形状圆球双球花瓣八瓣

（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

spdf轨道空间伸展方向数：1357(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

=1l=0m=0n=2l=0,1m=0,±1n=3l=0,1,2m=0,±1,±2m的取值受

l的限制：如l=0m=0l=1m=-1,0,+1l=2m=-2,-1,0,+1,+2三个

量子数的一种组合形式决定一个Ψ，而每一个Ψ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。①n相同，l不同，则l↑，E↑如：Ens

同，n不同，则n↑，E↑如：E1s

E3d

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。

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①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）。②当等价轨道上全充满时(p6,d10,f14)，半充满(p3,d5,f7)和

全空(p0,d0,f0)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2n2，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（n=1－4）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)、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

2s2p

3s3p

4s3d4p

5s4d5p

6s4f5d6p

7s5f6d7p

8s5g6f7d8p

...

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：[Ar]4s13d5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：[Ar]3d54s1