電子層:定義,名字起源,排布原理,泡利不相容原理,能量最低原理,洪特規則,電子亞層

電子層，或稱電子殼，是原子物理學中，一組擁有相同主量子數n的原子軌道。電子在原子中處於不同的能級狀態，粗略說是分層分布的，故電子層又叫能層。

基本介紹

中文名：電子層，能層
外文名：electron shells ；orbital
別名：電子殼
學科：原子物理學

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定義

電子層是原子物理學中，一組擁有相同主量子數n的原子軌道。

電子在原子中處於不同的能級狀態，粗略說是分層分布的，故電子層又叫能層。電子層可用n（n=1、2、3…）表示，n=1表明第一層電子層（K層），n=2表明第二電子層（L層），依次n=3、4、5時表明第三（M層）、第四（N層）、第五（O層）。一般隨著n值的增加，即按K、L、M、N、O…的順序，電子的能量逐漸升高、電子離原子核的平均距離也越來越大。電子層可容納最多電子的數量為2n²。

電子層不能理解為電子在核外一薄層空間內運動，而是按電子出現幾率最大的區域，離核遠近來劃分的。

亨利·莫斯萊和巴克拉首次於X-射線吸收研究的實驗中發現電子層。巴克拉把它們稱為K、L和、M(以英文字母排列)等電子層（最初 K 和 L 電子層名為 B 和 A，改為 K 和 L 的原因是預留空位給未發現的電子層）。這些字母后來被n值1、2、3等取代。

名字起源

電子層（atomic orbital）的名字起源於玻爾模式中，電子被認為一組一組地圍繞著核心以特定的距離旋轉，所以軌跡就形成了一個殼。

電子在原子核外排布時，要儘可能使電子的能量最低。一般來說，離核較近的電子具有較低的能量，隨著電子層數的增加，電子的能量越來越大；同一層中，各亞層的能量是按s、p、d、f的次序增高的。這兩種作用的總結果可以得出電子在原子核外排布時遵守下列次序：1s，2s，2p，3s，3p，4s，3d，4p，5s，4d，5p，6s，4f，5d，6p，7s，5f，6d.......

排布原理

當原子處在基態時，原子核外電子的排布遵循三個原則：

(1)泡利不相容原理

(2)能量最低原理

(3)洪特規則

泡利不相容原理

我們已經知道，一個電子的運動狀態要從4個方面來進行描述，即它所處的電子層、電子亞層、電子云的伸展方向以及電子的自旋方向。在同一個原子中沒有也不可能有運動狀態完全相同的兩個電子存在，這就是泡利不相容原理所告訴大家的。根據這個規則，如果兩個電子處於同一軌道，那么，這兩個電子的自旋方向必定相反。也就是說，每一個軌道中只能容納兩個自旋方向相反的電子。根據泡利不相容原理，我們得知：s亞層只有1個軌道，可以容納兩個自旋相反的電子；p亞層有3個軌道，總共可以容納6個電子；d亞層有5個軌道，總共可以容納10個電子。我們還得知：第一電子層（K層）中只有1s亞層，最多容納兩個電子；

注意：第二電子層（L層）中包括2s和2p兩個亞層，總共可以容納8個電子(所以8個電子時為穩定狀態)；

第3電子層（M層）中包括3s、3p、3d三個亞層，總共可以容納18個電子……第n層總共可以容納2n²個電子。

能量最低原理

在滿足泡利原理前提下，電子將按照使體系總能量最低的原則填充。量子化學計算結果表明，當有d電子填充時（例如第四周期Ni，3d軌道能E3d=-18.7eV，而E4s=-7.53eV），E3d<E4s；當沒有d電子填充時（例如第四周期K，有E3d=-0.64eV，而E4s=-4.00eV）E3d>E4s，發生了能級“倒置”現象，其他第五、六、七周期也有類似情況。所以不能簡單地說電子是按軌道能由低到高的次序填入，但總可以說是按n+0.7l 值由小到大的次序填充。其中n是主量子數，l是角量子數。

洪特規則

從光譜實驗結果總結出來的洪特規則有兩方面的含義：一是電子在原子核外排布時，將儘可能分占不同的軌道，且自旋平行；洪特規則的第二個含義是對於同一個電子亞層，當電子排布處於

全滿（s2、p6、d10、f14）

半滿（s1、p3、d5、f7）

全空（s0、p0、d0、f0）時比較穩定。

如果仔細觀察元素周期表,可以發現每個元素下面都有電子亞層的電子排布數量,之所以會有"奇怪的現象",是因為3d層能量比4s層高,稱為"能級交錯現象"

電子亞層

通過對許多元素的電離能的進一步分析，人們發現，在同一電子層中，電子的能量還稍有差異，電子云的形狀也不相同。因此電子層仍可進一步分成一個或n個電子亞層。這一點在研究元素的原子光譜中得到了證實。

電子亞層分別用s、p、d、f等符號表示。不同亞層的電子云形狀不同。s亞層的電子云是以原子核為中心的球形，p亞層的電子云是紡錘形，d亞層為花瓣形，f亞層的電子云形狀比較複雜。

同一電子層不同亞層的能量按s、p、d、f序能量逐漸升高。

K層只包含一個s亞層；L層包含s和p兩個亞層；M層包含s、p、d三個亞層；N層包含s、p、d、f四個亞層。

磁量子數m

磁量子數m決定原子軌道（或電子云）在空間的伸展方向。當l給定時，m的取值為從-l到+l之間的一切整數（包括0在內），即0，±1，±2，±3，…± l，共有2l+1個取值。即原子軌道（或電子云）在空間有2l+1個伸展方向。原子軌道（或電子云）在空間的每一個伸展方向稱做一個軌道。例如，l=0 時，s電子云呈球形對稱分布，沒有方向性。m只能有一個值，即m=0，說明s亞層只有一個軌道為s軌道。當l=1時，m可有-1，0，+1三個取值，說明 p電子云在空間有三種取向，即p亞層中有三個以x,y,z軸為對稱軸的px，py，pz軌道。當l=2時，m可有五個取值，即d電子云在空間有五種取向， d亞層中有五個不同伸展方向的d軌道.

原子中的電子除繞核作高速運動外，還繞自己的軸作自旋運動。電子的自旋運動用自旋量子數ms表示。ms 的取值有兩個，+1/2和-1/2。說明電子的自旋只有兩個方向，即順時針方向和逆時針方向。通常用“↑”和“↓”表示。

綜上所述，原子中每個電子的運動狀態可以用n，l，m，ms四個量子數來描述。主量子數n決定電子出現幾率最大的區域離核的遠近（或電子層），並且是決定電子能量的主要因素；角量子數l決定原子軌道（或電子云）的形狀，同時也影響電子的能量；磁量子數m決定原子軌道（或電子云）在空間的伸展方向；自旋量子數ms決定電子自旋的方向。因此四個量子數確定之後，電子在核外空間的運動狀態也就確定了。

量子數，電子層，電子亞層之間的關係

每個電子層最多容納的電子數 2 8 18 2n²

主量子數n 1 2 3 4

電子層 K L M N

角量子數l 0 1 2 3

電子亞層 s p d f

每個亞層中軌道數目 1 3 5 7

每個亞層最多容納電子數 2 6 10 14

其它

介紹

原子核外的電子總是有規律的排布在各自的軌道上。原子軌道的種類主頁面：原子軌道作為薛丁格方程的解，原子軌道的種類取決於主量子數(n)、角量子數(l)和磁量子數(ml)。其中，主量子數就相當於電子層，角量子數相當於亞層，而磁量子數決定了原子軌道的伸展方向。另外，每個原子軌道里都可以填充兩個電子，所以對於電子，需要再加一個自旋量子數 (ms)，一共四個量子數。n可以取任意正整數。在n取一定值時，l可以取小於n的自然數，ml可以取±l。不論什麼軌道，ms都只能取±1/2，兩個電子自旋相反。因此，s軌道（l=0）上只能填充2個電子，p軌道（l=1）上能填充6個，一個亞層填充的電子數為4l+2。具有角量子數0、1、2、3的軌道分別叫做s軌道、p軌道、d軌道、f軌道。之後的軌道名稱，按字母順序排列，如l=4時叫g軌道。排布的規則電子的排布遵循以下三個規則：能量最低原理整個體系的能量越低越好。一般來說，新填入的電子都是填在能量最低的空軌道上的。Hund規則電子儘可能的占據不同軌道，自旋方向相同。

Pauli不相容原理：在同一體系中，沒有兩個電子的四個量子數是完全相同的。同一亞層中的各個軌道是簡併的，所以電子一般都是先填滿能量較低的亞層，再填能量稍高一點的亞層。各亞層之間有能級交錯現象：1s、2s2p、3s3p、4s3d4p、5s4d5p、6s4f5d6p、7s5f6d7p、8s5g6f7d8p；有幾個原子的排布不完全遵守上面的規則，如：Cr：[Ar]3d54s1；這是因為同一亞層中，全充滿、半充滿、全空的狀態是最穩定的。這種方式的整體能量比3d44s2要低，因為所有亞層均處於穩定狀態。排布示例以鉻為例：鉻原子核外有24個電子，可以填滿1s至4s所有的軌道，還剩餘4個填入3d軌道：1s22s22p63s23p64s23d4；由於半充滿更穩定，排布發生變化：1s22s22p63s23p64s13d5；除了6個價電子之外，其餘的電子一般不發生化學反應，於是簡寫為： [Ar]4s13d5；這裡，具有氬的電子構型的那18個電子稱為“原子實”。一般把主量子數小的寫在前面：[Ar]3d54s1電子構型對性質的影響：主頁面：元素周期律；電子的排布情況，即電子構型，是元素性質的決定性因素。為了達到全充滿、半充滿、全空的穩定狀態，不同的原子選擇不同的方式。具有同樣價電子構型的原子，理論上得或失電子的趨勢是相同的，這就是同一族元素性質相近的原因；同一族元素中，由於周期越高，價電子的能量就越高，就越容易失去。元素周期表中的區塊是根據價電子構型的顯著區別劃分的。不同區的元素性質差別同樣顯著：如s區元素只能形成簡單的離子，而d區的過渡金屬可以形成配合物。

排布規律

E1s<E2s<E2p<E3s<E3p<E4s<E3d<E4p<E5s<E4d<E5p<E6s<E4f<E5d；規則E：np>（n－1）d>（n－2）f>ns根據這個排電子所在的原子軌道離核越近，電子受原子核吸收力越大，電子的能量越低。反之，離核越遠的軌道，電子的能量越高，這說明電子在不同的原子軌道上運動時其能量可能有所不同。原子中電子所處的不同能量狀態稱原子軌道的能級。根據原子軌道能級的相對高低，可劃分為若干個電子層，K、L、M、N、O、P、Q…. 同一電子層又可以劃分為若干個電子亞層，如s、p、d、f等。每個電子亞層包含若干個原子軌道。原子軌道的能級可以通過光譜實驗確定，也可以套用薛丁格方程求得。原子軌道的能級與其所在電子的電子層及電子亞層有關,還與原子序數有關。

1、不同電子層能級相對高低K<L<M<N…2、同一電子層不同亞層：ns<np<nd<nf…3、同一亞層內各原子軌道能級相同，稱為簡併軌道。4、原子軌道能級隨原子序數增大而降低。電子軌道亞層在周期表上也有，就是那個S、P、D、F、G等就是亞層排布。S亞層最多容納兩個電子，P層最多6個，依次為10個、14個。另外在分析時候還要考慮能級交錯。給你舉個例子，鐵的亞層在書上標的是3D64S2，這就是說，鐵的第四層只用到S層，有兩個電子，而第三層用到D層，D層有六個，這說明第三層的S、P層都飽和，所以S層有2個，P層有6個，D層有6個（上面分析的）所以鐵的第三層有2+6+6=14個電子。先說說金屬。元素周期表的前兩個族除了氫之外都是金屬元素。由於它們是主族元素，它們的原子核外的電子層里電子都是飽和的，除了最外層。這樣看，它們最外層的電子很容易全部失去，因此它們的正價很穩定，而且只有一個，等於最外層的電子數。除了前兩個族的元素大部分為金屬元素外，還有過渡元素。

排列特徵

從過渡元素在周期表中的位置看，很容易判斷它們的次外層電子並不飽和，這樣使得它們的化合價繁多，性質也很複雜。通常過渡元素都有亞正價，比如說鐵的二價正離子就叫亞鐵離子，銅的一價正離子就叫亞銅離子。這些亞價的正離子都不是很穩定，在有氧化劑的存在下都會被氧化，成為高價金屬離子。而且這些過渡元素幾乎都可以成為酸根的主元素

，比如鐵酸根，錳酸根和高錳酸根等。在這種高價態過渡元素形成的酸中，由於過渡金屬最外層和次外層的電子全部失去，這些酸大部分都有強氧化性，比如重鉻酸高錳酸等。在化學推斷題中，經常使用這些課本中不常見的氧化劑，多了解它們的性質對今後做題很有幫助。在第三主族到第六主族裡都有金屬元素存在，它們是因為隨著質子數增多，都顯示了或多或少的金屬性。在元素周期表中非金屬元素都是寫在綠框裡的，很醒目。非金屬元素都一得電子，一般在與金屬元素形成的化合物中顯負價。但這不代表它們不顯正價。在遇到極強的氧化劑時，也會顯正價，比如七氧化二氯。這些正價的氧化物溶於水也會形成相應的酸。這些以高價非金屬元素為主元素的酸一般也都有強氧化性，象氯酸，濃硫酸。但是，由於氟的非金屬性最強，沒有氧化劑可以把它氧化，所以氟沒有正價。請注意在金屬與非金屬交界的地方，有一些元素，它們呈梯形排列，有鋁鍺銻和硼矽砷碲。它們兼有金屬性和非金屬性。這是由它們所在的特殊位置決定的。它們正處在金屬與非金屬交界處，是元素由金屬向非金屬過渡的中間元素。仔細觀察鑭系和錒系元素。這些元素之所以被排在周期表的同一個格里，是因為它們的性質很相似。它們最外層電子層電子數相同，電子的變化都發生在次外層或倒數第三層。科學家們為了周期。

能量

如果沒有外界能量輸入的話，電子會儘可能降低自身能量。能量低的電子在離核較近的區域運動，能量高的電子在離核較遠的區域運動。而電子總是儘先排布在能量最低的電子層里。也就是說，在通常情況下，低層有了空位，高層的電子會釋放光子降低能量填補到低層去（在外面跑大圈是很累的），

主量子數n

n相同的電子為一個電子層，電子近乎在同樣的空間範圍內運動，故稱主量子數。

原子核外電子的排布

原子核外電子的運動特徵

①速度：速度非常快，接近光速；

②沒有固定的軌跡

電子云：

意義：用來表示電子在一定時間內在核外空間各處出現機會的模型。

電子云密度大的地方表示電子出現的幾率大。

核外電子的排布規律

電子層的劃分

電子層（用n表示）：1、2、3、4、5、6……

電子層的符號：K、L、M、N、O、P ……

各電子層最多容納的電子數是2n²個（表示電子層）。最外層電子數不超過8個（K 層是最外層時，最多不超過2個），次外層電子數目不超過18個，倒數第三層不超過32個。

核外電子總是先排布在能量最低的電子層，然後由里向外從能量低的電子層逐步向能量高的電子層排布。

電子層