- 中文名
- 电子亚层
- 外文名
- Subshell
- 来 源
- 化学元素周期表
- 原子轨道
- 薛定谔方程
- 性 质
- 点支撑分类
亚层之一
播报编辑
电子的亚层所具有的层级编号可用这个公式表示：x=0、1、2、3、…（n-1），n为电子层数。即K辩棵糊层（n=1）有一个亚层（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，担谜院s亚层（x=舟和棕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）的协承电子云为十字花瓣形请甩等。同一电子层达狱赠组不同亚层的能量按碑钻s、p、d、乎组欢f序能量逐渐升高。 [1]
亚层之二
播报编辑
亚层之三
播报编辑
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<np 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。
原子轨道
播报编辑
薛定谔方程
方程式E — 系统的总能量
V — 系统的势能（核对电子的吸引能）
换算关系是：
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,φ ):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.
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，φ) ——θ、φ 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]
（2）电子云的角度分布图
因而用 Y 2( θ，φ ) － θ，φ 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。
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。
原子能级
播报编辑
主量子数
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)
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
原子能级
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。
最大容量
播报编辑
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，1921年，德国施特恩（Otto Stern，1888—1969）和格拉赫（Walter Gerlach，1889—1979）在实验中将碱金属原子束经过一不均匀磁场射到屏幕上时，发现射线束分裂成两束，并向不同方向偏转。这暗示人们，电子除了有轨道运动外，还有自旋运动，是自旋磁矩顺着或逆着磁场方向取向的结果。于是1925年荷兰物理学家乌仑贝克（George Uhlenbeck，1900—）和哥希密特（Goudsmit，1902—1978）提出电子有不依赖于轨道运动的、固有磁矩（即自旋磁矩）的假设。自旋量子数s≡1/2，它是表征自旋角动量的量子数，相应于轨道角动量量子数。自旋磁量子数ms才是描述自旋方向的量子数。ms= 1/2，表示电子顺着磁场方向取向，用↑表示，说成顺时针自旋；ms=-1/2表示逆着磁场方向取向，用↓表示，说成逆时针自旋。当两个电子处于相同自旋状态时叫做自旋平行，用符号↑↑或↓↓表示。当两个电子处于不同自旋状态时，叫做自旋反平行，用符号↑↓或↓↑表示。 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。
电子排布规律
（1）泡利不相容原理
（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
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：
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
播报编辑
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。
排布的规则
电子的排布遵循以下三个规则：
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
1s
2s 2p
3s 3p
4s 3d 4p
5s 4d 5p
6s 4f 5d 6p
7s 5f 6d 7p
8s 5g 6f 7d 8p
...
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：
1s22s22p63s23p64s23d4
由于半充满更稳定，排布发生变化：
1s22s22p63s23p64s13d5
[Ar]4s13d5
[Ar]3d54s1
电子构型
播报编辑
主页面：元素周期律
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。
