初三物理化学拓展

九年级物理化学知识

课外拓展

（人教版）

1、电子层

电子层，或称电子壳，是原子物理学中，一组拥有相同主量子数n的原子轨道。电子在原子中处于不同

的能级状态，粗略说是分层分布的，故电子层又叫能层。

编辑本段定义

电子层，或称电子壳，是原子物理学中，一组拥有相同主量子数n的原子轨道。

电子在原子中处于不同的能级状态，粗略说是分层分布的，故电子层又叫能层。电子层可用n（n=1、2、

3…）表示，n=1表明第一层电子层（K层），n=2表明第二电子层（L层），依次n=3、

电子层

4、5时表明第三（M层）、第四（N层）、第五（O层）。一般随着n值的增加，即按K、L、M、N、O…

的顺序，电子的能量逐渐升高、电子离原子核的平均距离也越来越大。电子层可容纳最多电子的数量为

2n^2。

电子层不能理解为电子在核外一薄层空间内运动，而是按电子出现几率最大的区域，离核远近来划分的。

亨利·莫斯莱和巴克拉首次于X-射线吸收研究的实验中发现电子层。巴克拉把它们称为K、L和、M(以

英文字母排列)等电子层（最初 K 和 L 电子层名为 B 和 A，改为 K 和 L 的原因是预留空位给未发

现的电子层）。这些字母后来被n值1、2、3等取代。

编辑本段名字起源

电子层（atomic orbital）的名字起源于玻尔模式中，电子被认为一组一组地围绕着核心以特定的距离旋转，

所以轨迹就形成了一个壳。

电子在原子核外排布时，要尽可能使电子的能量最低。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，5s，

4d，5p，6s，4f，5d，6p，7s，5f，6d.......

排布原理

当原子处在基态时，原子核外电子的排布遵循三个原则：

(1)泡利不相容原理(2)能量最低原理(3)洪特规则

泡利不相容原理

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，

这就是泡利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。

电子层

根据泡利不相容原理，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；d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；

注意： 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(所以8个电子时为稳定状

态)；

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2n^2

个电子。

能量最低原理

在满足泡利原理前提下，电子将按照使体系总能量最低的原则填充。量子化学计算结果表明，当有d电

子填充时（例如第四周期Ni，3d轨道能E3d=-18.7eV，而E4s=-7.53eV），E3d；当没有d电子填充

时（例如第四周期K，有E3d=-0.64eV，而E4s=-4.00eV）E3d>E4s，发生了能级“倒置”现象，其他第五、

六、七周期也有类似情况。所以不能简单地说电子是按轨道能由低到高的次序填入，但总可以说是按

n+0.7l 值由小到大的次序填充。其中n是主量子数，l是角量子数。

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。

如果仔细观察元素周期表,可以发现每个元素下面都有电子亚层的电子排布数量,之所以会有"奇怪的现象

",是因为3d层能量比4s层高,称为"能级交错现象"

编辑本段电子亚层

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，电子的能量还稍有差异，电子云

的形状也不相同。因此电子层仍可进一步分成一个或n个电子亚层。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。

同一电子层不同亚层的能量按s、p、d、f序能量逐渐升高。

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。

编辑本段磁量子数m

磁量子数m决定原子轨道（或电子云）在空间的伸展方向。当l给定时，m的取值为从-l到+l之间的一

切整数（包括0在内），即0，±1，±2，±3，…± l，共有2l+1个取值。即原子轨道（或电子云）在空间

有2l+1个伸展方向。原子轨道（或电子云）在空间的每一个伸展方向称做一个轨道。例如，l=0 时，s

电子云呈球形对称分布，没有方向性。m只能有一个值，即m=0，说明s亚层只有一个轨道为s轨道。

当l=1时，m可有

电子层

-1，0，+1三个取值，说明 p电子云在空间有三种取向，即p亚层中有三个以x,y,z轴为对称轴的px，py，

pz轨道。当l=2时，m可有五个取值，即d电子云在空间有五种取向， d亚层中有五个不同伸展方向的

d轨道.

原子中的电子除绕核作高速运动外，还绕自己的轴作自旋运动。电子的自旋运动用自旋量子数ms表示。

ms 的取值有两个，+1/2和-1/2。说明电子的自旋只有两个方向，即顺时针方向和逆时针方向。通常用“↑”

和“↓”表示。

综上所述，原子中每个电子的运动状态可以用n，l，m，ms四个量子数来描述。主量子数n决定电子出

现几率最大的区域离核的远近（或电子层），并且是决定电子能量的主要因素；副量子数l决定原子轨道

（或电子云）的形状，同时也影响电子的能量；磁量子数m决定原子轨道（或电子云）在空间的伸展方

向；自旋量子数ms决定电子自旋的方向。因此四个量子数确定之后，电子在核外空间的运动状态也就

确定了。

量子数，电子层，电子亚层之间的关系

每个电子层最多容纳的电子数 2 8 18 2n^2

主量子数n 1 2 3 4

电子层 K L M N

角量子数l 0 1 2 3

电子亚层 s p d f

每个亚层中轨道数目 1 3 5 7

每个亚层最多容纳电子数 2 6 10 14

编辑本段相关关系

元素周期表特征

在元素周期表上每一横行叫做周期元素在那个周期是元素的电子层数决定的！所以元素周期表只有7个

周期。

在元素周期表上每一纵行叫做族元素在那个族是元素的电子层的最外层电子数决定的！

电子层

但上述规律也并不是完全适用于所有元素，副族元素中就有原子不符合此规律，如第46号元素钯位于第

五周期却只有4个电子层

（化学元素表是门捷列夫的重要成就，我也顺便介绍一下他。

俄罗斯化学家门捷列夫(1834.2.8~1907.2.2)，生在西伯利亚。他从小热爱劳动，喜爱大自然，学习勤奋。

元素周期表产生

1860年门捷列夫在为著作《化学原理》一书考虑写作计划时，深为无机化学的缺乏系统性所困扰。于是，

他开始搜集每一个已知元素的性质资料和有关数据，把前人在实践中所得成果，凡能找到的都收集在一

起。人类关于元素问题的长期实践和认识活动，为他提供了丰富的材料。他在研究前人所得成果的基础

上，发现一些元素除有特性之外还有共性。例如，已知卤素元素的氟、氯、溴、碘，都具有相似的性质；

碱金属元素锂、钠、钾暴露在空气中时，都很快就被氧化，因此都是只能以化合物形式存在于自然界中；

有的金属例铜、银、金都能长久保持在空气中而不被腐蚀，正因为如此它们被称为

电子层

贵金属。

于是，门捷列夫开始试着排列这些元素。他把每个元素都建立了一张长方形纸板卡片。在每一块长方形

纸板上写上了元素符号、原子量、元素性质及其化合物。然后把它们钉在实验室的墙上排了又排。经过

了一系列的排队以后，他发现了元素化学性质的规律性。

因此，当有人将门捷列夫对元素周期律的发现看得很简单，轻松地说他是用玩扑克牌的方法得到这一伟

大发现的，门捷列夫却认真地回答说，从他立志从事这项探索工作起，一直花了大约20年的功夫，才终

于在1869年发表了元素周期律。他把化学元素从杂乱无章的迷宫中分门别类地理出了一个头绪。此外，

因为他具有很大的勇气和信心，不怕名家指责，不怕嘲讽，勇于实践，敢于宣传自己的观点，终于得到

了广泛的承认。为了纪念他的成就，人们将美国化学家希伯格在1955年发现的第101号新元素命名为

Mendelevium，即“钔”。）

原子电子层

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

电子层

。

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。

电子层排布

分布规律

E1s；规则E：np>（n－1）d>（n－2）f>ns

根据这个排电子所在的原子轨道离核越近，电子受原子核吸收力越大，电子的能量越低。反之，离核越

远的轨道，电子的能量越高，这说明电子在不同的原子轨道上运动时其能量可能有所不同。原子中电子

所处的不同能量状态称原子轨道的能级。根据原子轨道能级的相对高低，可划分为若干个电子层，K、L、

M、N、O、P、Q…. 同一电子层又可以划分为若干个电子亚层，如s、p、d、f等。每个电子亚层包含若

干个原子轨道。原子轨道的能级可以通过光谱实验确定，也可以应用薛定谔方程求得

电子层

。原子轨道的能级与其所在电子的电子层及电子亚层有关,还与原子序数有关。

E1s；规则E：np>（n－1）d>（n－2）f>ns；

1、不同电子层能级相对高低K、同一电子层不同亚层：ns、同一亚层内各原

子轨道能级相同，称为简并轨道。4、原子轨道能级随原子序数增大而降低。电子轨道亚层在周期表上也

有，就是那个S、P、D、F、G等就是亚层排布。S亚层最多容纳两个电子，P层最多6个，依次为10

个、14个。另外在分析时候还要考虑能级交错。给你举个例子，铁的亚层在书上标的是3D64S2，这就

是说，铁的第四层只用到S层，有两个电子，而第三层用到D层，D层有六个，这说明第三层的S、P

层都饱和，所以S层有2个，P层有6个，D层有6个（上面分析的）所以铁的第三层有2+6+6=14个电

子。先说说金属。元素周期表的前两个族除了氢之外都是金属元素。由于它们是主族元素，它们的原子

核外的电子层里电子都是饱和的，除了最外层。这样看，它们最外层的电子很容易全部失去，因此它们

的正价很稳定，而且只有一个，等于最外层的电子数。除了前两个族的元素大部分为金属元素外，还有

过渡元素。

排列特征

从过渡元素在周期表中的位置看，很容易判断它们的次外层电子并不饱和，这样使得它们的化合价繁多，

性质也很复杂。通常过渡元素都有亚正价，比如说铁的二价正离子就叫亚铁离子，铜的一价正离子就叫

亚铜离子。这些亚价的正离子都不是很稳定，在有氧化剂的存在下都会被氧化，成为高价金属离子。而

且这些过渡元素几乎都可以成为酸根的主元素

，比如铁酸根，锰酸根和高锰酸根等。在这种高价态过渡元素形成的酸中，由于过渡金属最外层和次外

层的电子全部失去，这些酸大部分都有强氧化性，比如重铬酸高锰酸等。在化学推断题中，经常使用这

些课本中不常见的氧化剂，多了解它们的性质对今后做题很有帮助。在第三主族到第六主族里都有金属

元素存在，它们是因为随着质子数增多，都显示了或多或少的金属性。在元素周期表中非金属元素都是

写在绿框里的，很醒目。非金属元素都一得电子，一般在与金属元素形成的化合物中显正价。但这不代

表它们不显正价。在遇到极强的氧化剂时，也会显正价，比如七氧化二氯。这些正价的氧化物溶于水也

会形成相应的酸。这些以高价非金属元素为主元素的酸一般也都有强氧化性，象氯酸，浓硫酸。但是，

由于氟的非金属性最强，没有氧化剂可以把它氧化，所以氟没有正价。请注意在金属与非金属交界的地

方，有一些元素，它们呈梯形排列，有铝锗锑和硼硅砷碲。它们兼有金属性和非金属性。这是由它们所

在的特殊位置决定的。它们正处在金属与非金属交界处，是元素由金属向非金属过渡的中间元素。仔细

观察镧系和锕系元素。这些元素之所以被排在周期表的同一个格里，是因为它们的性质很相似。它们最

外层电子层电子数相同，电子的变化都发生在次外层或倒数第三层。科学家们为了周期。

电子层能量

如果没有外界能量输入的话，电子会尽可能降低自身能量。能量低的电子在离核较近的区域运动，能量

高的电子在离核较远的区域运动。而电子总是尽先排布在能量最低的电子层里。也就是说，在通常情况

下，低层有了空位，高层的电子会释放光子降低能量填补到低层去（在外面跑大圈是很累的），

主量子数n

n相同的电子为一个电子层，电子近乎在同样的空间范围内运动，故称主量子数。

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2、电子亚层

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。

编辑本段亚层之一

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4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。

编辑本段亚层之二

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。

编辑本段亚层之三

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只要记住其中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。

编辑本段原子轨道

薛定谔方程

薛定谔方程是描述微观粒子运动的基本方程，1927年奥地利物理学家薛定谔将光的波动方程引申来描述

原子中单个电子运动规律建立起来的，是一个二阶偏微分方程。即：

薛定谔方程

式中：x、y、z — 是电子的空间直角坐标

Ψ —波函数（是三维空间坐标x、y、z 的函数）

E — 系统的总能量

V — 系统的势能（核对电子的吸引能）

m、E、V 体现了微粒性，Ψ 体现了波动性。

氢原子体系的 Ψ 和与之对应的 E 可以通过解薛定谔方程得到，解出的每一个合理的Ψ 和E ，就代表

体系中电子运动的一种状态。可见，在量子力学中是波函数来描述微观粒子的运动状态。

为了解的方便，常把直角坐标x、

y、z 换成极坐标r 、θ、υ 表示，

换算关系是：

在解方程时，为了使解出的函数有合理的物理意义，还必须引入一套参数 n、l、m 作为限制条件。这一

套参数在量子化学中称为量子数。其取值规则为：

n = 1，2， 3，… … n 为自然整数

l ≤ n - 1 l = 0,1,2,…, ( n -1)

|m| ≤ l m = 0,±1,±2, … , ±l

每一组轨道量子数n、l、m，可以确定一个函数，即：

波函数Ψ(r,θ,υ ):代表电子运动的一种稳定状态，俗称原子轨道。

径向波函数R(r):由n和l决定，它描述波函数随电子离核远近(r)的变化情况.

角度波函数.Y ( θ，υ ):由l和m决定，描述波函数随电子在核的不同方向的变化情况，

通常将l=0,1,2.3,…的轨道分别称为s轨道、p轨道、d轨道、f轨道、…

角度分布图

(1) 原子轨道的角度分分布图：

Y (θ，υ) ——θ、υ 作图而成。

例如： l s 至 n s 的角度部分函数为：

s 的角度函数与角度无关，是以半径为 r 的球形。

p 轨道的轨道的角度分布函数与方向有关。

如Y 2pz 为：

Y 2pz= ( 3/4π) 1/2 cos θ

（2）电子云的角度分布图

电子云是电子在核外空间各处出现几率密度大小的形象化描述。几率密度= |Ψ |2，|Ψ |2 的图象称为电子

云。

因而用 Y 2( θ，υ ) － θ，υ 作图即得到电子云的角度分布图。其图形与原子轨道角度分布图相似，不

同之处有两点：

① 由于Y ≤1，Y2 ≤Y （更小），所以电子云角度分布图瘦些。

②原子轨道角度分布有+、- 号之分，( Y 有正负号，代表波函数的对称性并不代表电荷)，电子云的角度

分布图没有正负号。

电子云常用小圆点的疏密程度表示。

把占90～95%的几率分布用匡线匡起来，形成电子云的界面图，故也可用电子云的界面图来表示电子出

现的几率分布。

注意：由于微观粒子具有波粒二象性，不仅其物理量是量子化的，而且从电子云概念可知，微观粒子在

空间的分布还具有统计性规律。即电子虽不循着有形的轨道或途径运动但它在空间的分布总有一个几率

或几率密度较大的范围。因此，尽管电子决不像宏观物体运动那样，呈现某种几何形状的轨道或途径。

编辑本段原子能级

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：

主量子数

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 , …

角量子数

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

磁量子数

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, ±1

n =3 l = 0, 1, 2 m = 0, ±1, ±2

m 的取值受l 的限制：如

l = 0 m = 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。

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。

① n 相同，l 不同，则 l↑，E↑

如：Ens

② l 相同，n 不同，则n↑，E↑

如：E1s

E2p

E3d

（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。

编辑本段最大容量

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。

电子排布规律

（1）泡利不相容原理

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, f 14 )，半充满( p3, d 5, f 7 )和全空( p0, d0, f 0 )时，能量最低，结构较

稳定。

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n^2，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2n^2，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。

编辑本段原子轨道

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

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

编辑本段电子构型

主页面：元素周期律

电子的排布情况，即电子构型，是元素性质的决定性因素。

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。

电子亚层结构能级交错现象记忆公式：ns<(n-2)f<(n-1)d

3、亚电子层

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(m)。

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

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

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。

5、电子层排布

电子在原子核外运动状态是相当复杂的。一个电子的运动状态取决于它所处的电子层、电子亚层、轨道

的空间伸展方向和自旋状况。科学实验还告诉我们，在一个原子里不可能存在着电子层、电子亚层、轨

道的空间伸展方向和自旋状况完全相同的两个电子。这个原理叫泡利不相容原理。根据这个原理，可以

知道每一个轨道中只能容纳两个自旋相反的电子。根据这一点，可以推算出每个电子层中最多可容纳的

电子数。

分布规律

E1s；规则E：np>（n－1）d>（n－2）f>ns

根据这个排电子所在的原子轨道离核越近，电子受原子核吸收力越大，电子的能量越低。反之，离核越

远的轨道，电子的能量越高，这说明电子在不同的原子轨道上运动时其能量可能有所不同。原子中电子

所处的不同能量状态称原子轨道的能级。根据原子轨道能级的相对高低，可划分为若干个电子层，K、L、

M、N、O、P、Q…. 同一电子层又可以划分为若干个电子亚层，如s、p、d、f等。每个电子亚层包含若

干个原子轨道。原子轨道的能级可以通过光谱实验确定，也可以应用薛定谔方程求得 电子层

原子轨道的能级与其所在电子的电子层及电子亚层有关,还与原子序数有关。

E1s；规则E：np>（n－1）d>（n－2）

电子层

f>ns；1、不同电子层能级相对高低K、同一电子层不同亚层：ns、同一亚层

内各原子轨道能级相同，称为简并轨道。4、原子轨道能级随原子序数增大而降低。电子轨道亚层在周期

表上也有，就是那个S、P、D、F、G等就是亚层排布。S亚层最多容纳两个电子，P层最多6个，依次

为10个、14个。另外在分析时候还要考虑能级交错。给你举个例子，铁的亚层在书上标的是3D64S2，

这就是说，铁的第四层只用到S层，有两个电子，而第三层用到D层，D层有六个，这说明第三层的S、

P层都饱和，所以S层有2个，P层有6个，D层有6个（上面分析的）所以铁的第三层有2+6+6=14个

电子。先说说金属。元素周期表的前两个族除了氢之外都是金属元素。由于它们是主族元素，它们的原

子核外的电子层里电子都是饱和的，除了最外层。这样看，它们最外层的电子很容易全部失去，因此它

们的正价很稳定，而且只有一个，等于最外层的电子数。除了前两个族的元素大部分为金属元素外，还

有过渡元素。

从过渡元素在周期表中的位置看，很容易判断它们的次外层电子并不饱和，这样使得它们的化合价繁多，

性质也很复杂。通常过渡元素都有亚正价，比如说铁的二价正离子就叫亚铁离子，铜的一价正离子就叫

亚铜离子。这些亚价的正离子都不是很稳定，在有氧化剂的存在下都会被氧化，成为高价金属离子。而

且这些过渡元素几乎都可以成为酸根的主元素 ，比如铁酸根、锰酸根和高锰酸根等。在这种高价态过渡

元素形成的酸中，由于过渡金属最外层和次外层的电子全部失去，这些酸大部分都有强氧化性，比如重

铬酸、高锰酸等。在化学推断题中，经常使用这些课本中不常见的氧化剂，多了解它们的性质对今后做

题很有帮助。在第三主族到第六主族里都有金属元素存在，它们是因为随着质子数增多，都显示了或多

或少的金属性。在元素周期表中非金属元素都是写在绿框里的，很醒目。非金属元素都一得电子，一般

在与金属元素形成的化合物中显负价。但这不代表它们不显正价。在遇到极强的氧化剂时，也会显正价，

比如七氧化二氯。这些正价的氧化物溶于水也会形成相应的酸。这些以高价非金属元素为主元素的酸一

般也都有强氧化性，如氯酸、浓硫酸。但是，由于氟的非金属性最强，没有氧化剂可以把它氧化，所以

氟没有正价。请注意在金属与非金属交界的地方，有一些元素，它们呈梯形排列，有铝锗锑和硼硅砷碲。

它们兼有金属性和非金属性。这是由它们所在的特殊位置决定的。它们正处在金属与非金属交界处，是

元素由金属向非金属过渡的中间元素。仔细观察镧系和锕系元素。这些元素之所以被排在周期表的同一

个格里，是因为它们的性质很相似。它们最外层电子层电子数相同，电子的变化都发生在次外层或倒数

第三层。科学家们为了周期。

电子层能量

如果没有外界能量输入的话，电子会尽可能降低自身能量。能量低的电子在离核较近的区域运动，能量

高的电子在离核较远的区域运动。而电子总是尽先排布在能量最低的电子层里。也就是说，在通常情况

下，低层有了空位，高层的电子会释放光子降低能量填补到低层去（在外面跑大圈是很累的)。

6、价层电子对互斥理论

价层电子对互斥理论

1940年美国的Sidgwick NV等人相继提出了价层电子对互斥理论，简称VSEPR法，该法适用于主族元

素间形成的ABn型分子或离子。该理论认为，一个共价分子或离子中，中心原子A周围所配置的原子B

（配位原子）的几何构型，主要决定于中心原子的价电子层中各电子对间的相互排斥作用。这些电子对

在中心原子周围按尽可能互相远离的位置排布，以使彼此间的排斥能最小。所谓价层电子对，指的是形

成σ键的电子对和孤对电子。孤对电子的存在，增加了电子对间的排斥力，影响了分子中的键角，会改

变分子构型的基本类型。

理论基础

价层电子对互斥理论的基础是，分子或离子的几何构型主要决定于与中心原子相关的电子对之间的排斥

作用。该电子对既可以是成键的，也可以是没有成键的（叫做孤对电子）。只有中心原子的价层电子才能

够对分子的形状产生有意义的影响。

分子中电子对间的排斥的三种情况为：

孤对电子间的排斥（孤-孤排斥）；孤对电子和成键电子对之间的排斥（孤-成排斥）；成键电子对之间的

排斥（成-成排斥）。分子会尽力避免这些排斥来保持稳定。当排斥不能避免时，整个分子倾向于形成排

斥最弱的结构（与理想形状有最小差异的方式）。

孤对电子间的排斥被认为大于孤对电子和成键电子对之间的排斥，后者又大于成键电子对之间的排斥。

因此，分子更倾向于最弱的成-成排斥。

配体较多的分子中，电子对间甚至无法保持90°的夹角，因此它们的电子对更倾向于分布在多个平面上。

空间构型步骤

价层电子对理论(VSEPR theory)预测分子空间构型步骤为：

1.确定中心原子中价层电子对数

中心原子的价层电子数和配体所提供的共用电子数的总和减去离子带电荷数除以2[价电子对数=1/2(中

心原子的价电子数+配位原子提供的σ电子数-离子电荷代数值）]，即为中心原子的价层电子对数。 规

定：(1)作为配体，卤素原子和H 原子提供1个电子，氧族元素的原子不提供电子；(2)作为中心原子，

卤素原子按提供7个电子计算，氧族元素的原子按提供6个电子计算；(3)对于复杂离子，在计算价层电

子对数时，还应加上负离子的电荷数或减去正离子的电荷数；(4)计算电子对数时，若剩余1个电子，亦

当作 1对电子处理。(5) 双键、叁键等多重键作为1对电子看待。

2．判断分子的空间构型

根据中心原子的价层电子对数，从表9-4中找出相应的价层电子对构型后，再根据价层电子对中的孤对

电子数，确定电子对的排布方式和分子的空间构型。

电子对数电子对空间排布孤电子对数分子类型分子形状（分子空间构型）实例

20AB2BeCl2

3

直线直线

平面三角形

0AB3BF3

1SnCl2

0AB4CH4

4

正四面体

1:AB3NH3

2H2O

0AB5PCL5

1: AB4TeCl4

5

三角双锥

2ClF3

. .

:AB2

. .

:AB2

. .

:AB3

. .

: AB2 3I3-

. .

AB60SF6

:AB51IF5

. .

:AB4

平面三角形

V型

正四面体

三角锥

V型

三角双锥

变形四面体

T型

6

正八面体

2ICl4

直线

正八面体

四方锥

平面正方形

实例分析:试判断PCl5 离子的空间构型。

解：P离子的正电荷数为5，中心原子P有5个价电子，Cl原子各提供1个电子，所以P原子的价层电

子对数为（5+5-0）/2 = 5，其排布方式为三角双锥。因价层电子对中无孤对电子，所以PCl5 为三角双锥

构型。

实例分析：试判断H2O分子的空间构型。

解 ：O是H2O分子的中心原子，它有 6个价电子，与O化合的2个H原子各提供1个电子，所以O

原子价层电子对数为（6+2）/2 = 4，其排布方式为 四面体，因价层电子对中有2对孤对电子，所以H2O

分子的空间构型为V形。

表9-5 理想的价层电子对构型和分子构型

范例

甲烷分子(CH4)是四面体结构，是一个典型的AX4型分子。中心碳原子周围有四个电子对，四个氢原子

位于四面体的顶点，键角(H-C-H)为109°28'。

一个分子的形状不但受配位原子影响，也受孤对电子影响。氨分子(NH3)中心原子杂化类型与甲烷相同

（sp3），分子中有四个电子云密集区，电子云分布依然呈四面体。其中三个是成键电子对，另外一个是

孤对电子。虽然它没有成键，但是它的排斥力影响着整个分子的形状。因此，这是一个AX3E型分子，

整个分子的形状是三角锥形，因为孤对电子是不可“见”的。

事实上，电子对数为七是有可能的，轨道形状是五角双锥。但是它们仅存在于不常见的化合物之中，比

如在六氟化氙中，有一对孤电子，它的构型趋向于八面体结构，因为孤对电子倾向于位于五角形的平面

上。另一个例子为七氟化碘，碘没有孤电子，七个氟原子呈五角双锥状排列。

电子对数为八也是有可能的，这些化合物一般为四方反棱柱体结构，[2] 例子有八氟合氙酸亚硝酰中的

[XeF8]2 离子[3][4] 以及八氰合钼(Ⅳ)阴离子 [Mo(CN)8]4 和八氟合锆(Ⅳ)阴离子 [ZrF8]4。

实例分析

判断HCHO分子和HCN分子的空间构型

解分子中有1个C=O双键，看作1对成键电子，2个C-H单键为2对成键电子，C原子的价层电子对数

为3，且无孤对电子，所以HCHO分子的空间构型为平面三角形。

HCN分子的结构式为H—C≡N∶，含有1个C≡N叁键，看作1对成键电子，1个C-H单键为1对成键

电子，故C原子的价层电子对数为2，且无孤对电子，所以HCN分子的空间构型为直线。

作用

根据此理论，只要知道分子或离子中的中心原子上的价层电子对数，就能比较容易而准确地判断 ABn 型

共价分子或离子的空间构型。

7、电子排布式

表示原子核外电子排布的图式之一。有七个电子层，分别用1、2、3、4、5、6、7等数字表示K、L、M、

N、O、P、Q等电子层，用s、p、d、f等符号分别表示各电子亚层，并在这些符号右上角用数字表示各

亚层上电子的数目。如氧原子的电子排布式为1s2 2s2 2p4。迄今为止，只发现了7个电子层！

用能级的符号及能级中容纳电子数值表达核外电子运动的状态

原理简介

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，

它们还要遵守泡利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。

排布原理

能量原理

（能量要遵循能量最低的原理）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、5s……

能级能量高低排布

原子轨道能量的高低(也称能级)主要由主量子数n和角量子数l决定。当l相同时，n越大，原子轨道能

量E越高，例如E1s；E2p。当n相同时，l越大，能级也越高，如E3s。当

n和l都不同时，情况比较复杂，必须同时考虑原子核对电子的吸引及电子之间的相互排斥力。由于其他

电子的存在往往减弱了原子核对外层电子的吸引力，从而使多电子原子的能级产生交错现象，如

E4s，E5s。Pauling根据光谱实验数据以及理论计算结果，提出了多电子原子轨道的近似能级

图。用小圆圈代表原子轨道，按能量高低顺序排列起来，将轨道能量相近的放在同一个方框中组成一个

能级组，共有7个能级组。电子可按这种能级图从低至高顺序填入。

泡利原理

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，

这就是泡利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，每一个轨道中最多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）。根据泡利

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

最多可以容纳6个电子；d亚层有5个轨道，最多可以容纳10个电子；f亚层有7个轨道，最多可以容

纳14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(2乘以n的平方）个电子。

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：一是对于基态原子，电子在能量相同的轨道排布

时，将尽可能分占不同的轨道并且自旋方向相同；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。

排布方法

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

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d4 (空格为方便阅读)

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：

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d5 (空格为方便阅读)

最后，按照人们的习惯“每一个电子层不分隔开来”，改写成

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s1 (空格为方便阅读)

区别

电子构型是指：电子依照能量高低的能级进行排列，其一般顺序为： ls 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f

5d 6p 7s 5f 6d 7p(空格为方便阅读)

电子排布式则是指：电子依照能层的顺序进行排列，其一般顺序为：

1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p (空格为方便阅读)

应注意区分。

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2n^2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2s1~2 2p0~6决定的

第三周期中含有的元素种类数为8，是由 3s1~2 3p0~6决定的

第四周期中元素的种类数为18，是由4s1~2 3d0-10 4p0~6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。

简化式

电子排布式中的内层电子排布可用相应的稀有气体的元素符号加方括号来表示，以简化电子排布式。以

稀有气体的元素符号加方括号的部分称为“原子实”。如碳、钠、钙原子的电子排布式分别是1s2 2s2 2p2、

1s2 2s2 2p6 3s1、1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 ,其简化的电子排布式可以分别表示为[He]2s2 2p2、[Ne]3s1、

[Ar]4s2。

原子实——[He]:1s2、[Ne]:1s2 2s2 2p6、[Ar]:1s2 2s2 2p6 3s2 3p6、[Kr]:1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6、

[Xe]:1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d10 5s2 5p6、[Rn]:1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d10 4f14 5s2

5p6 5d10 6s2 6p6、[Uuo]:1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d10 4f14 5s2 5p6 5d10 5f14 6s2 6p6 6d10 7s2

7p6

其他信息

注:原子轨道类型字母后的数字为电子个数

标" * "的元素的电子排列较特殊

[1]H氢

1s1

[2]He氦

1s2

[3]Li锂

1s2 2s1

[4]Be铍

1s2 2s2

[5]B硼

1s2 2s2 2p1

[6]C碳

1s2 2s2 2p2

[7]N氮

1s2 2s2 2p3

[8]O氧

1s2 2s2 2p4

[9]F氟

1s2 2s2 2p5

[10]Ne氖

1s2 2s2 2p6

[11]Na钠

1s2 2s2 2p6 3s1

[12]Mg镁

1s2 2s2 2p6 3s2

[13]Al铝

1s2 2s2 2p6 3s2 3p1

[14]Si硅

1s2 2s2 2p6 3s2 3p2

[15]P磷

1s2 2s2 2p6 3s2 3p3

[16]S硫

1s2 2s2 2p6 3s2 3p4

[17]Cl氯

1s2 2s2 2p6 3s2 3p5

[18]Ar氩

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d1 4s2

[22]Ti钛

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d2 4s2

[23]V 钒

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d3 4s2

*[24]Cr铬

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s1

[25]Mn锰

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s2

[26]Fe铁

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 4s2

[27]Co钴

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d7 4s2

[28]Ni镍

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d8 4s2

*[29]Cu铜

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d104s1

[30]Zn锌

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2

[31]Ga镓

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p1

[32]Ge锗

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p2

8、磁层

定义：地球上1 000 km到大气顶界之间的稀薄电离气体层。层内电子和离子的运动受地球

磁场支配。

应用学科：

大气科学（一级学科）；大气（二级学科）

磁层

磁层（magnetosphere） 地球上1 000km到大气顶界之间的稀薄电离气体层。层内电子和离子的运动受地

球磁场支配。

地球磁场

简言之是偶极型的，近似于把一个磁铁棒放到地球中心，使它的N极大体上对着南极而产生的磁场形状。

当然，地球中心并没有磁铁棒，而是通过电流在导电液体核中流动的发电机效应产生磁场的。

地球磁场不是孤立的，它受到外界扰动的影响，宇宙飞船就已经探测到太阳风的存在。太阳风是从太阳

日冕层向行星际空间抛射出的高温高速低密度的粒子流，主要成分是电离氢和电离氦。

因为太阳风是一种等离子体，所以它也有磁场，太阳风磁场对地球磁场施加作用，好像要把地球磁场从

地球上吹走似的。尽管这样，地球磁场仍有效地阻止了太阳风长驱直入。在地球磁场的反抗下，太阳风

绕过地球磁场，继续向前运动，于是形成了一个被太阳风包围的、慧星状的地球磁场区域，这就是磁层。

地球磁层

地球磁层位于地面600～1000公里高处，磁层的外边界叫磁层顶，离地面5～7万公里。在太阳风的压缩

下，地球磁力线向背着太阳一面的空间延伸得很远，形成一条长长的尾巴，称为磁尾。在磁赤道附近，

有一个特殊的界面，在界面两边，磁力线突然改变方向，此界面称为中性片。中性片上的磁场强度微乎

其微，厚度大约有1000公里。中性片将磁尾部分成两部分：北面的磁力线向着地球，南面的磁力线离开

地球。

1967年发现，在中性片两侧约10个地球半径的范围里，充满了密度较大的等离子体，这一区域称作等

离子体片。当太阳活动剧烈时，等离子片中的高能粒子增多，并且快速地沿磁力线向地球极区沉降，于

是便出现了千资百态、绚丽多彩的极光。由于太阳风以高速接近地球磁场的边缘，便形成了一个无碰撞

的地球弓形激波的波阵面。波阵面与磁层顶之间的过渡区叫做磁鞘，厚度为3～4个地球半径。

地球磁层是一个颇为复杂的问题，其中的物理机制有待于深入研究。磁层这一概念近来已从地球扩展到

其他行星。甚至有人认为中子星和活动星系核也具有磁层特征。

概念由来

位于地球周围、被太阳风包围并受地磁场控制的等离子体区域。磁层的概念是英国的S.查普曼于20世纪

30年代首先提出来的。50～60年代，人造地球卫星对地球高带电粒子区域的探测，证实了地球磁层的存

在。

结构

磁层由磁层顶、等离子体幔、磁尾、中性片、等离子体层 、等离子体片等组成 。在磁层顶外还存在磁

鞘和弓激波。地球磁层始于距地面约法三章1000千米处，向外延伸至磁层顶。磁层顶为磁层的外边界，

向阳侧呈一椭球面，地球位于它的一个焦点上；背阳侧是略扁向外略张开的圆筒形，该圆筒所围成的空

腔称磁尾。在平静的太阳风中，磁层顶在向阳侧距地心约为10个地球半径，在两极约为13～14个地球

半径，在背阳侧最远处可达1000个地球半径。太阳激烈扰动时，导致太阳风密度和速度大为增大，磁层

也随之大大被压缩，这时向阳侧的磁层顶可能离地心只有6～7个地球半每项。即使在太阳宁静时，地球

轨道附近的太阳风平均速度也高达300～400千米/秒，当受到磁层阻挡时，在磁层的上游方向约几个地

球半径处，形成一个相对磁层顶静止的弓激波与磁层顶之间的空间，形成磁鞘，其厚度为3～4个地球半

径。在磁尾中存在着一个特殊的界面，在界面丙边，磁力线突然改变方向，此界面称中性片（电流片）。

在向阳侧正子午面上，有两个点叫中性点，南北半球各一个，位于纬度约60°处。在中性点附近，由于

磁场比较弱，磁鞘内的带电粒子可一直深入到地球附近，形成漏斗状的极尖区或称极隙区。地球磁层内

充满着等离子体，比较密集的区域有中性片两侧的等离子体片、磁层顶内侧的等离子体幔、等离子体层

以及由高能带电粒子组成的国辐射带。太阳有时喷发密度和速度都比太阳宁静时大得多的等离子体流，

它引起地球磁层剧烈的扰动，即磁层星期暴 。这时磁层被压缩 ，地磁场也随之发生剧烈的变化，即发

生磁暴或磁层亚暴。磁扰时导致电离层电子密度异常，称电离层暴，此时短波无波无线电通讯受到严重

干扰。与地球磁层类似，在行星周围也会形成磁层，称行星磁层，如木星磁层、土星磁层、金星磁层、

水星磁层、火星磁层等。行星磁层的形成和结构形态，主要取决于行星磁场的强弱、分布及其与太阳风

的相互作用。 在天体周围被空间等离子体包围并受天体磁场控制的区域。许多天体都具有磁场，绝大

部分宇宙物质以等离子体形式存在，所以磁层在宇宙中是很普遍的。磁层一词最早是戈尔德()在

1959年研究太阳风与地球磁场相互作用时提出来的，当时专指地球磁层，随着对其他天体磁层的探测和

研究逐渐增多，磁层一词就泛指所有天体的磁层。

直接探测证明,太阳系中的水星、地球、木星和土星都具有较强的磁场,太阳风流过它们时都形成磁层(见

行星磁层)。太阳及其行星际磁场一同在星际空间运动,排斥星际介质而形成的日球，就是太阳磁层。由于

等离子体的密度和速度以及星体磁矩的大小和方向等不同，磁层的尺度和结构也有很大差异。

磁层研究虽已由地球磁层扩展到行星磁层，但地球磁层还是人类有能力直接探测并详细研究的唯一空间

区域，是研究的重点，地球磁层具有很复杂的磁层结构和密度变化范围很宽的等离子体。研究地球磁层，

有助于对其他天体磁层的了解。

10、核内电子

原子核是由质子和中子组成的，中子和质子的组成比必须在一定的范围内才能保持核子的相对稳定，才

不具有放射性。 如果认为原子是由质子和核外电子组成，核内不存在中子，核内的中子由质子和核内电

子组成。则核内质子数即为核子数，核内电子数即为中子数。

核内电子

核内的所有电子不属于某些核子独有，核内电子好像核外电子一样围绕着所有质子运动，核内的电子属

于每一个核子，就好像核外的电子属于整个原子核一样。

因为核子都是质子，都带正电，核内电子带负电，核内电子在电磁力作用下绕核子作环绕运动。由于核

内电子更接近核子，所受到的电磁作用力更强烈，这就是为什么核外电子容易电离而核内电子难以电离、

离核远的电子容易电离而离核近的电子难以电离的原因。

运动原理

同核外电子的情况一样，核内电子也是分层运动的，离核较近的电子受到的约束较强，电离所需的能量

就较大；不同的原子核，核内电子逃逸出来所需的能量大不一样，就像元素周期表中元素的排列顺序，

金属原子核外电子的电离能低，而非金属原子核外电子的电离能高。所以金属原子具有自由电子，是电

的良导体，而非金属原子核外电子束缚的很紧，没有自由电子，是绝缘体。对核内的电子同样也有相似

的规律，不同的是原子核的排列顺序不同于化学元素周期表的顺序。需根据原子核的性质来重新排列，

按原子核的性质周期性变化排列出来的表叫做原子核周期表。

原子核周期表是根据原子核内中子数（或核子数）的多少作为顺序来排列的，因为中子数（或核子数）

的多少决定了核（或核外电子）的性质。

根据以上讨论，得出如下结论。

（1） 质子是中子失去电子后的裸体。

（2） 中子是由质子和电子组成，但要和氢原子区别开来。中子的电子的电离能比氢原子中的电子的电

离能高得多，电子离核的远近也大不一样。中子中的电子一般不参与化学反应，只参与高能量级的核反

应，而氢原子中的电子参与化学反应，电子容易电离成为自由电子。

（3） 超导的产生与核内电子的运动和能级有关。核内电子逃逸能低的核，产生超导所需的温度就高，

可以通过原子核周期表中不同的位置来寻找超导温度高的元素。对应有些核内电子在低温下极易发射出

低能电子，使得该电子成为原子外的束缚电子。这样，原子半径增加了，核外电子束缚力下降了，自由

电子更容易在电场作用下运动，因而出现超导现象。当温度升高，开始发射出的电子又回到核内，该原

子又恢复原来性质。

（4） 多中子原子核，核内电子层的结构较为复杂，根据以前的原子能级图可知，核外电子的跃迁，将

以吸收或发射电磁波的形式表现出来，同样原子核的能级图也是通过原子核内电子的跃迁，同样也以吸

收或发射高能电磁波的形式表现出来。当极高能量的电磁波照射原子核时，与之相同能级的原子核激发

到高能级（亚稳态），处于亚稳态的核子极不稳定，又会跃迁发出高能电磁波。具有放射性的核都处于一

种极不稳定的高能态。 根据不同原子核的结构和不同的高能态，可产生α粒子、β射线、γ射线等等多

种核放射反应。有些处于稳态的核，当受到外界中子辐射等作用后，可使其激发跃迁到亚稳态，核子受

激发的能量必须与核能级的能量相吻合。能量太低只能使核外电子受激跃迁。不能使核内的电子受激跃

迁。对于氢核，核内没有电子，则它的核就不存在能级。核内中子数越多的元素的核能级图就越复杂。

能发射出来的电磁波的种类就越多。

（5） 核内电子数与质子数的数量关系。一般情况下电子数少于质子数。核内电子数达到一定程度就会

饱和，再增加电子，核的半径将增加，质子对核内外层电子的吸引力下降，甚至不足以保持电子在核内

绕核运动而发生跃迁成为β射线。

α粒子（氦原子核）是基本粒子中最稳定的核子之一，稳定的原因是其中的4个基本粒子是类似金刚石

的正四面体结构，它的“硬度”最高，在一般外力作用下难以分裂。类α粒子（核子数为4的倍数）都是

类似金刚石的正四面体结构，因而是相对稳定的粒子

（6） 化学元素周期表

核外电子

一个原子的核内和核外电子的物理空间没有绝对界限。核内的电子和核外的电子一样，只是处于不同的

运动轨道、离核远近不同、能级上有差别，所以很难说哪个能级是核内电子所具有的哪个能级是核外电

子的。对核外有多个电子的原子，很难将最里层的核外电子电离出来。原子核内电子和核外电子没有绝

对界限。原子由质子和绕质子着高速运动的电子组成，原子内部不存在中子。所谓中子，是最简单的原

子。氕也是最简单的原子，它们的组成形式十分相似，是一种同一种物质处于两种不同能级状态。中子

中的电子处于极低的能级状态，离核较近；而氕原子中的电子则处于较高的能级状态，离核较远，电离

能较小，能参与化学反应。如果给中子以极高能量的电磁辐射，核外的电子也可以跃迁到氕的高能级状

态。

11、电子云

电子云

电子是一种微观粒子，在原子如此小的空间（直径约10^-10米）内作高速运动，核外电子的运动与宏观

物体运动不同，没有确定的方向和轨迹，只能用电子云描述它在原子核外空间某处出现机会（几率）的

大小。

简介

电子云是物理学、化学中的一项概念。

电子在原子核外很小的空间内作高速运动，其运动规律跟一般物体不同，它没有明确的轨道。根据量子

力学中的测不准原理，不可能同时准确地测定出电子在某一时刻所处的位置和运动速度，也不能描画出

它的运动轨迹。因此，人们常用一种能够表示电子在一定时间内在核外空间各处出现机会的模型来描述

电子在核外的的运动。在这个模型里，某个点附近的密度表示电子在该处出现的机会的大小。密度大的

地方，表明电子在核外空间单位体积内出现的机会多；反之，则表明电子出现的机会少。电子云是电子

在原子核外空间概率密度分布的形象描述，电子在原子核外空间的某区域内出现，好像带负电荷的云笼

罩在原子核的周围，人们形象地称它为“电子云”。它是 1926年奥地利学者薛定谔在德布罗伊关系式的

基础上，对电子的运动做了适当的数学处理，提出了二阶偏微分的的著名的薛定谔方程式。这个方程式

的解，如果用三维坐标以图形表示的话，就是电子云。

电子云是近代对电子用统计的方法，在核外空间分布方式的形象描绘，它的区别在于行星轨道式模型。

电子有波粒二象性，它不像宏观物体的运动那样有确定的轨道，因此画不出它的运动轨迹。不能预言它

在某一时刻究竟出现在核外空间的哪个地方，只能知道它在某处出现的机会有多少。为此，就以单位体

积内电子出现几率，即几率密度大小，用小白点的疏密来表示。小白点密处表示电子出现的几率密度大，

小白点疏处几率密度小，看上去好像一片带负电的云状物笼罩在原子核周围，因此叫电子云。在量子化

学中，用一个波函数Ψ（x，y，z）表征电子的运动状态，并且用它的模的平方|Ψ|²值表示单位体积

内电子在核外空间某处出现的几率，即几率密度，所以电子云实际上就是|Ψ|2在空间的分布。研究电子

云的空间分布主要包括它的径向分布和角度分布两个方面。径向分布探求电子出现的几率大小和离核远

近的关系，被看作在半径为r，厚度为dr的薄球壳内电子出现的几率。角度分布探究电子出现的几率和

角度的关系。例如s态电子，角度分布呈球形对称，同一球面上不同角度方向上电子出现的几率密度相

同。p态电子呈8字形，不同角度方向上几率密度不等。有了pz的角度分布，再有n=2时2p的径向分

布，就可以综合两者得到2pz的电子云图形。由于2p和3p的径向分布不同，2pz和3pz的电子云图形也

不同。

概念

电子云就是用小黑点疏密来表示空间各电子出现概率大小的一种图形。

电子云出现的几率大小

1、表示电子在核外空间某处出现的机会，不代表电子的运动轨迹；

2、小黑点的疏密表示出现机会的多少，密则机会大，疏则机会小。

性质

原子核周围的空间，由于电子的运动而形成的阴电气氛。描述原子或分子中电子在原子核周围各区域出

现的几率。可以在图像中用电子云密度(阴电气氛的浓厚程度)来表示，以不同的浓淡点代表几率的大小，

其结果像电子在原子核周围形成的云雾。电子云的空间分布也可用等密度面表示。

研究

电子是一种微观粒子，在原子如此小的空间(直径约10^-10米)内作高速运动，核外电子的运动与宏观物

体运动不同，没有确定的方向和轨迹，只能用电子云描述它在原子核外空间某处出现机会的大小。电子

电子云

云图像中每一个小黑点表示电子出现在核外空间中的一次概率（不表示一个电子！）概率密度越大电子云

图像中的小黑点越密，离核近处，黑点密度大，电子出现机会多，离核远处，电子出现机会少。电子云

有不同的形状，分别用符s、p、d、f表示，s电子云呈球形，在半径相同的球面上。描述原子或分子中

电子的概率密度在核外空间中分布的图象．原子由原子核和核外壳层电子组成，原子的质量集中于原子

核的极小体积中，因此原子的壳层电子可在一个相当广阔的空间绕核运动，原子核带有Z个正电荷，那

么Z个电子绕核运动，形成电子云，从量子力学观点看，由玻尔或索末菲用旧量子论假设的壳层电子运

行的经典轨道只不过是电子在这些地方出现的几率较大而已，因此电子云是一种几率云，它们“模糊”地

笼罩在原子核周围并“被弥散”在整个原子空间，成为云状。在电子的振动图案中，电子云的疏密对应于

一种振动的能量空间的每一点上的几率密度，在离核非常远的地方，电子云非常稀疏，几乎不存在这意

味着非常不可能在那里找到电子，在非常邻近核的区域，电子出现的几率也为零，则说明电子无法到达

此区域。所以，人们根据核外电子波粒二象性及测不准原理，用统计的方法来判断电子在核外空间某区

域里出现机会（几率）的大小。

|ψ|2表示电子在核外空间某处出现的几率密度。几率密度与该区域总体积的乘积就是几率。电子云和核

外空间某处电子出现的几率有关，即与几率密度有关。

核外电子各有自己的运动状态，每种运动状态都有相应的波函数ψ1S、ψ2S、…和几率密度|ψ1S|2、

|ψ2S|2、…，这些波函数和几率密度各不相同，所以不同状态下的电子都有其各自的电子云分布。

分布状态

①s电子云，是球形对称的，在核外半径相同处任一方向上电子出现的几率相同。

仿真模拟3D电子云图

[1]

②p电子云，主量子数n≥2时出现。n=2，l=1的p电子云沿着某一方向出现的几率密度最大，而在另外

两个方向出现的几率密度为零。2p电子云是无把哑铃形的，它有三种取向，即2px、2py、2pz。

③d电子云，n≥3时出现。

④f电子云，n≥4时出现。现以1s电子为例，说明电子云几率分布的几种表示法：①用ψ1S和|ψ1S|2随r

的变化表示，图形表明它们随r增大（离核远）而减小。②电子云图,以小黑点疏密表示电子在核外空间

出现的几率的大小。在核附近，电子出现的几率密度最大，离核远处电子几率密度小。

③等密度图,把|ψ|2相同的点连接起来即等密度图。对氢原子而言，等密度面是许多同心的球面。图中数

值表示几率密度的相对大小。

④电子云界面图，在核的周围作一界面,在界面内出现该电子的几率大于90%，界面外出现该电子的几率

不足10%。对氢原子而言，界面本身就是一个等密度面

把以直角坐标表示的波函数转换为以球坐标ψ(r,θ,υ)表示。电子在任一点的运动状态可用一组ψ(r,θ,υ)表

示(图3)。ψ有三个变数，不易用空间图象表示,但可从ψ或|ψ|2与半径r和角度θ、υ两个方面的关系来

讨论，即：

ψ(r,θ,υ)=D(r)Y(θ,υ)

①径向分布函数 作离核距离为r，厚度为dr的薄层球壳(图4a)，作4πr2|ψ|2【以D(r)表示】和半径r的

对画图（图4b）。D(r)是r的函数,称为径向分布函数,它表示在离核半径为r的球面上单位厚度球壳中电

子出现的几率。对于氢原子，在53pm处D(r)有一极大值。这是因为r<53pm时，4πr2小；r>53pm时，|ψ1S|2

小；所以4πr2|ψ1S|2都小于极大值。

②角度分布函数 从坐标原点出发，引出方向为(θ,υ)的直线,取Y值，作Y2随θ、υ变化的图，得电子

云的角度分布图。

模型

1s态下电子云呈球形对称分布，原子附近电子出现的几率密度最大，由里向外几率密度渐小；2pz态下

电子云模型

的电子云对XY平面呈上下对称，对Z轴呈圆柱形对称，在XY平面的上下各有一块“馒头形”的电子云，

每块电子云也是从里到外几率密度渐小。2Px和2Py态的电子云与2Pz形状完全相同，仅取向分别为沿

X轴和Y轴呈圆柱形对称。

能量

同一能级，各电子云能量相同

新发现

在美国普渡大学相干与量子光学实验室，我旅美科学家汪正民博士在激光与原子体系相互作用领域发展

了一项新的实验技术，在国际上首次获得原子体系连续态不同电子云影像，直接验证了量子力学的理论；

通过分析实验上得到的与理论上计算的影像，首次完整地获得了连续态波函数的相对相位等三个微观原

子参数，所得到的结果同时验证了量子亏损理论。汪正民与丹·埃里奥特博士合作的两篇有关论文已在《物

理评论快报》和《物理评论a辑》上发表。

电子云(8张)

随着原子物理学研究的深化，到了20世纪70年代一个重要的研究领域是通过激光与原子相互作用，使

原子多光子离化来进行光电角分布的研究。这是研究原子和分子结构以及光与物质相互作用的有力工具。

与此同时，人们也开始用这一方法研究多光子离化过程中激发到连续态的各离化通道的相对离化截面和

不同波函数间的相对相位等三个原子参数。长期以来，国际上都是用线偏振光进行传统方法光电子角分

布的测量。但这一方法尚需借助其他实验结果或有关假设， 因此使用线偏振光这种传统的测量方法难以

得到可靠而确定的参数。

汪正民发展了一项独特的实验技术成功地解决了这一难题。其试验装置的主要部分是用一特制的光电子

成像系统，收集在原子多光子离化过程中在激光与原子相互作用区向全空间发射的光电子。并通过改变

激光的偏振态，在光电子成像系统的荧光屏上得到不同电子云的平面影像。这些影像包含了原子跃迁的

全部信息。这是该项研究在实验技术上的关键性工作。为了从实验得到的电子云影像中获得这些原子参

数，他们根据量子力学的原理建立了任意偏振态激光双光子离化的光电子角分布理论。按照这一理论，

可计算出椭圆偏振光与铷原子相互作用产生的光电子所得到的电子云影像。再通过对由实验得到的电子

云影像与理论计算得到的电子云影像的数据处理，同时获得了原子在双光子离化过程中的三个原子参数：

连续态波函数s波和d波的相对相位：连续s态和d态的相对光离化截面和连续d态的两个精细态之间

相对离化截面。在相当宽阔的激光波长范围内，该工作得到的波函数的相位与根据量子亏损理论计算的

结果极为符合，从而直接验证了量子亏损理论。

这项研究工作被国际同行称为“发展了一个完整确定原子参数，颇为有趣有前途的新方法”，“提出了研究

原子多光子离化细节的新的途径”。诺贝尔化学奖获得者赫伯特.查尔斯.布朗(Herbert C..Brown)教授称赞

这些成果为“激动人心的发现”。

形状

电子电子云有不同的形状，分别用符s、 p、 d、 f、g、h表示，s电子云呈球形，在半径相同的

波动方程百万点次模拟下的电子云图.gif

球面上，电子出现的机会相同，p电子云呈纺锤形(或哑铃形)，d电子云是花瓣形，f电子云更为复杂，g、

h的电子云形状就极为复杂了。

概率密度

成为云状．在电子的振动图案中，对应于一种振动的能量空间的每一点上的几率密度，代表电子在该点

的或然率，在

氢原子电子云

距离原子很远的地方，几率密度为零，这意味着非常不可能在那里找到电子，在非常邻近核的区域，电

子出现的几率也为零，则说明电子无法到达此区域．

现已经证明电子在核外空间所处的位置及其运动速度不能同时准确地确定，也就是不能描绘出它的运动

轨迹。在量子力学中采用统计的方法，即对一个电子多次的行为或许多电子的一次行为进行总的研究，

可以统计出电子在核外空间某单位体积中出现机会的多少，这个机会在数学上称为概率密度。例如氢原

子核外有一个电子，这个电子在核外好像是毫无规则地运动，一会儿在这里出现，一会儿在那里出现，

但是对千百万个电子的运动状态统计而言，电子在核外空间的运动是有规律的，在一个球形区域里经常

出现，如一团带负电荷的云雾，笼罩在原子核的周围，人们称之为电子云。这团“电子云雾”呈球形对称，

如下图所示。电子云是电子在核外空间出现概率密度分布的一种形象描述。原子核位于中心，小黑点的

密疏表示核外电子概率密度的大小。

s、p、d、f电子云示意图

s轨道电子云示意图

p层轨道电子云示意图

[2]

d层轨道电子云示意图

f层电子云示意图

12、电子云模型

电子云是1926年奥地利学者薛定谔在德布罗伊关系式的基础上,对电子的运动做了适当的数学处理,提出

了二阶偏微分的的著名的薛定谔方程式。这个方程式的解,如果用三维坐标以图形表示的话,就是电子云。

请参考《无机化学》.北师大无机教研室编.1981年版.人民教育出版社出版.

电子云模型中的电子在原子核外很小的空间内做高速运动，其运行没有固定的规律，接近近代人类对原

子结构的认识，属于分层排布。

电子云是近代对电子用统计的方法，在核外空间分布方式的形象描绘，它的区别在于行星轨道式模型。

电子有波粒二象性，它不像宏观物体的运动那样有确定的轨道，因此画不出它的运动轨迹。我们不能预

言它在某一时刻究竟出现在核外空间的哪个地方，只能知道它在某处出现的机会有多少。为此，就以单

位体积内电子出现几率，即几率密度大小，用小白点的疏密来表示。小白点密处表示电子出现的几率密

度大，小白点疏处几率密度小，看上去好像一片带负电的云状物笼罩在原子核周围，因此叫电子云。

在量子化学中，用一个波函数Ψ（x，y，z）表征电子的运动状态，并且用它的模的平方|Ψ|2值表示单位

体积内电子在核外空间某处出现的几率，即几率密度，所以电子云实际上就是|Ψ|2在空间的分布。研究

电子云的空间分布主要包括它的径向分布和角度分布两个方面。径向分布探求电子出现的几率大小和离

核远近的关系，被看作在半径为r，厚度为dr的薄球壳内电子出现的几率。角度分布探究电子出现的几

率和角度的关系。

例如s态电子，角度分布呈球形对称，同一球面上不同角度方向上电子出现的几率密度相同。p态电子

呈8字形纺锤形，不同角度方向上几率密度不等。有了pz的角度分布，再有n=2时2p的径向分布，就

可以综合两者得到2pz的电子云图形。由于2p和3p的径向分布不同，2pz和3pz的电子云图形也不同。

电子云是物理学中的一项概念。

电子在原子核外很小的空间内作高速运动，其运动规律跟一般物体不同，它没有明确的轨道。根据量子力学中的测不准原

理，我们不可能同时准确地测定出电子在某一时刻所处的位置和运动速度，也不能描画出它的运动轨迹。因此，人们常用

一种能够表示电子在一定时间内在核外空间各处出现机会的模型来描述电子在核外的的运动。在这个模型里，某个点附近

的密度表示电子在该处出现的机会的大小。密度大的地方，表明电子在核外空间单位体积内出现的机会多；反之，则表明

电子出现的机会少。由于这个模型很像在原子核外有一层疏密不等的“云”，所以，人们形象地称之为“电子云”。

电子云对应的是原子电子轨道，是解薛定谔方程的结果。 薛定谔方程的解称为“波函数”，又称“轨道”，表示的是电

子在该空间范围出现的概率，而不应该理解为电子在空间中的运动轨迹。 其中有四个量子数： 主量子数n n=1，2，3，

4，5„„ 在原子轨道理论中称“能层”

角量子数l l=s，p，d，f，g，h，i„„ 在原子轨道理论中称“能级”

磁量子数m m=2l+1 （s=0,p=1,d=2„„） 在原子轨道理论中称“电子云伸展方向”，同一亚层的轨道称简并轨道。

自旋量子数ms ms= +（1/2）或-（1/2）

我们用 的方式表示原子外电子的轨道排布状况，如： H n=1 l=s m=1 故表示为 H Be n=1，2 l=s，s m=2，2 故

表示为 Be

只要我们知道某电子的│ψ│，就可以知道该电子在核外空间各处的几率密度。为了描述

核外电子运动几率密度的分布，我们习惯上用小黑点分布的疏密来表示电子在某处出现几

率密度的相对大小，用这种方法得到的空间图象就像天空的云雾一样，我们形象地称为电

子云(electron cloud)。图5-6为氢原子1 电子云示意图，氢原子核外只有一个电子运动，

s

它是通过千百万张在不同瞬间拍摄的电子空间位置照片叠加而成的图象，而每一个黑点表

示一张照片上电子的空间位置，具有明显的统计规律性。

从图5-6中可以看出，氢原子1 电子云是球形对称的，离核越近，小黑点越密，表示

s

电子在该处的几率密度越大。离核越远，小黑点越稀，该处的几率密度越小。图5-7为氢

原子1 电子几率密度与离核半径（）的关系。

sr

对于不同状态运动的电子，因其波函数ψ不相同，故它们的│ψ│图象──电子云

图各不相同，图5-8列出了氢原子、、 电子各种状态电子云示意图。

spd

为了形象地表示电子云的形状，常用等几率密度剖面界面图表示。对于氢原子1 电子

s

云，实际上离核300pm外的区域，电子出现的几率已经极小了，可以忽略不计。我们通常

将电子出现几率密度相等的点连接成曲面（图5-9）。1 电子的等几率密度面是一系列的

s

同心球面，再用数值在球面上标出几率密度的相对大小，以曲面内电子云出现的几率达95％

作为界面，再将黑点除去来表示电子云的形状，这样的图象即为剖面界面图（图5-10） 。

1 电子云的界面是一个球面。

s

13、国际单位制基本单位

国际单位制基本单位

▪ 米 ( 长度) ▪ 千克 ( 质量) ▪ 秒 ( 时间) ▪ 安培 ( 电流)

▪ 开尔文 ( 热力学温度) ▪ 摩尔 ( 物质的量) ▪ 坎德拉 ( 发光强度)

相关内容：国际单位制导出单位 国际单位制

国际单位制基本单位是一系列由物理学家订定的基本标准单位。缩写为SI. 国际单位制共有七个基本

单位。

量常用符号单位名称单位符号

长度米（又称“公尺”）

质量千克（又称“公斤”）

时间秒

电流安[培]

lm

mkg

ts

IA

开[尔文]热力学温度

摩[尔]物质的量

坎[德拉]发光强度

KT

moln

cdIv

基本单位

基本单位历史沿革

物理量之间通过各种物理定律和有关的定义彼此建立联系。人们往往取其中的一些作为基本物理量，以

它们的单位作为基本单位，形成配套的单位体系，其他的单位可以由此推出，这就是单位制。

由于历史的原因，世界各国一直通过有各种不同的单位体制，混乱复杂。不同行业采用的单位也不尽相

同，例如：法国曾通用米-吨-秒制，英美曾通用英尺-磅-秒制，技术领域中采用工程单位制，即米-千克