电子亚层在相同电子层中电子能量还有微小的差别.doc
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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（=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
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 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 = 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。
（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 ① n 相同，l 不同，则 l↑，E↑ 如：Ens＜Enp＜End＜Enf ② l 相同，n 不同，则n↑，E↑ 如：E1s＜E2s＜E3s…… E2p＜E3p＜E4p…… E3d＜E4d＜E5d…… “（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, 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 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（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 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：能层一二三四五六七…符号KL MNOPQ 最多电子数28183250 2n22、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① 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。
② 泡利不相容原理：一条轨道最多容纳两个自旋相反的电子③ 洪特规则 (Hund’s 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（s２, p６, d10, f14） 全 空（s０, p０。
