电子排布

它指的是电子在原子核周围的电子层或轨道上的排列或布局。围绕原子核的最外层称为价层，其上的电子称为价电子。

电子排布或电子分布规则

原子核周围有四个能级层或轨道，从最内层到最外层依次命名为 K、L、M、N 或 1、2、3、4。在原子核周围电子在能级层中的分布有三条规则。

第一条规则：一个轨道或能级层中电子的最大数量等于 2n²，其中 n 是能级层的编号。例如，对于第一个轨道（K），n = 1。因此，用“K”表示的第一个能级层（能量级或轨道）最多可以容纳 2 个电子，因为 2n² = 2，其中 n =1。同样，用“L”表示的第二个能级层最多可以容纳 8 个电子（2n² = 8），其中 n =2。同样，用“M”表示的第三个能级层最多可以容纳 18 个电子（2n² = 18），其中 n =3。现在，用“N”表示的第四个能级层最多可以容纳 32 个电子，因为在这种情况下 2n² = 32 且 n =4。

第二条规则：能级层或轨道按顺序一步一步地填充，这意味着外层轨道在内层轨道完全填充或达到其最大容量之前不能被填充。例如，只有当“k”能级层有 2 个电子时，下一个能级层“L”才能有 8 个电子。

第三条规则：最外层轨道不能超过 8 个电子。

让我们举一个例子来理解电子分布的规则；

钙的原子序数是 20。因此，它在原子核中有 20 个质子、20 个中子，在原子核周围有 20 个电子。根据上述电子分布规则，其第一层将有 2 个电子，然后我们剩下 18 个电子。现在，第二层可以有 8 个电子，或者在将 8 个电子分配给第二层后，还剩下 10 个电子。现在，第三层最多可以容纳 18 个电子。

现在，看起来我们可以将剩余的 10 个电子放入第三层。但我们不能这样做，而是将 8 个电子放入第三层，将剩余的 2 个电子放入第四层。原因是有一条规则规定最外层轨道最多可以有八个电子。在这种情况下，如果我们把全部 10 个电子分配给第三层，那么就没有第四轨道了。这会使第三轨道成为最外层轨道，带有 10 个电子，这将与第三条规则（即最外层轨道最多可以有 8 个电子或不能有 10 个电子）相矛盾。因此，根据第三条规则，第三轨道会有 8 个电子，剩余的 2 个电子将分配给第四轨道。

为什么钙的第三层有 8 个电子？为什么在这种情况下电子排列不能是 2,8,6,4？

另一条规则是，除非我们完全填充内部能级层，否则我们不能填充外部能级层。因此，只有当第三轨道有 8 个电子时，我们才能开始填充第四轨道。

什么是亚层？

原子核周围的能级层或轨道包含亚层。亚层是电子在能级层中移动时遵循的路径。它有四种类型，分别是 s、p、d 和 f。第一个能级层（n=1）只包含一个亚层，即“s”；第二个能级层（n=2）包含两个亚层，即“s”和“p”；第三个能级层（n=3）包含三个亚层，“s”、“p”、“d”；第四个能级层（n=4）包含四个亚层，包括“s”、“p”、“d”和“f”。此外，每个亚层包含一个或多个轨道，例如，s 包含 1 个轨道，p 有 2 个轨道，d 有 3 个轨道，f 有 7 个轨道。能级层也称为轨道。因此，轨道与轨道是不同的。

我们可以说，能级层是亚层的集合，或由亚层组成，亚层被命名为 s、p、d 和 f。在能级层中，所有亚层的主量子数 (n) 保持不变。例如，对于第一个能级层，n = 1，因此，其中存在的所有亚层都将具有 n = 1。

说明

电子在不同的能级层中绕原子核旋转。每个能级层包含具有相同主量子数 (n) 的亚层。例如，3s、3p 和 3d 亚层属于同一个能级层，并且具有相同的主量子数 (n) 3。n 的值越大，表示能级层离原子核越远。而 n 的值越小，表示能级层离中心或原子核越近。因此，同一能级层中的电子具有相同的 n 值，并且距离原子核的距离相同。

就像能级层是亚层的集合一样，亚层是具有相同主量子数 'n' 和角量子数 'l' 的轨道的集合或由其组成。亚层用字母 s、p、d、f、g、h 等表示。s 亚层的角量子数 ('l') 等于 0；p 亚层的 'l' = 1；'d' 亚层的 'l' =2。

不同亚层中轨道的形状不同。具有相同 'l' 的亚层中的电子在形状相似的区域绕原子核旋转。

每个轨道容纳两个电子。同一个轨道中的电子具有相同的主量子数、角量子数和磁量子数 'm'，是 'm' 区分了亚层中不同的轨道。

同一亚层中的轨道具有相同的 'l' 和 'n'，而具有相同 'n' 值的亚层属于同一个能级层。

从上表可以看出，第一个能级层有一个 1s 亚层，第二个能级层由 2s 和 2p 亚层组成。因此，亚层是能级层的细分，并进一步细分为或由轨道组成。

• 一个能级层中的亚层数量等于能级层编号 (n)。例如，当能级层编号 (n) 为 2 时，亚层数量将等于两个（s 和 p）。
• 第一个亚层 (s) 有 1 个轨道，之后每个连续亚层中的轨道数量增加 2（1、3、5 和 7）。
• 每个轨道最多只能容纳 2 个具有相反自旋的电子。因此，s 亚层最多包含 2 个电子，因为它只有一个轨道；p 亚层最多可以包含 6 个电子，因为它有 3 个轨道；同样，具有 5 个轨道的 d 亚层最多可以包含 10 个电子，而 'f' 亚层具有 7 个轨道最多可以包含 14 个电子。
• 如果 n=3，原子也包括 n < 3 的所有亚层和轨道，例如 1s、2s、2p、3s、Sp、3d。

能级层、亚层和轨道之间的区别

如何书写电子排布/洪特规则

洪特规则（Aufbau principle）是指当原子处于基态时，电子在原子轨道或价层中填充的方式。根据此规则，电子按轨道能量的升序填充到轨道中。因此，根据洪特规则，低能量的轨道应首先填充，然后才填充高能量的轨道。请看下图，箭头显示了电子按能量升序填充亚层的顺序。

Aufbau 是一个德语单词，意思是“建造”或“构建”。该原理也有助于理解电子的位置及其相应的能量层。例如，碳有 6 个电子，所以它的电子排布是 1s² 2s² 2p²。

根据泡利不相容原理，同一个轨道最多可以容纳两个电子，并且它们必须具有相反的或反平行的自旋。除此之外，根据洪特规则，在电子成对之前，轨道应先单独占据。

洪特规则的主要特点

• 首先，电子应该占据能量最低的轨道。这意味着电子只有在低能量轨道完全填充后才会进入高能量轨道。
• 轨道能量升序的顺序由 (n+1) 规则确定，其中主量子数和角量子数（方位量子数）之和决定了轨道的能量水平。
• 较低的 (n+1) 值对应于较低的轨道能量。如果两个轨道具有相同的 (n+1) 值，则 n 值较低的轨道能量较低。
• 电子填充轨道的顺序是 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p，依此类推。

根据洪特规则的电子排布；

硫：其原子序数是 16，因此它有 16 个电子。现在，根据洪特规则，两个电子将占据 1s 亚层，八个电子将存在于 2s 和 2p 亚层中，剩余的电子将占据 3s 和 3p 亚层。例如，1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁴。

氮：它的原子序数是 7，所以它有 7 个电子。它的 7 个电子将占据 1s、2s 和 2p 轨道，因为根据洪特规则，电子被填充到 1s、2s 和 2p 轨道中。所以，它的电子排布写为 1s² 2s² 2p³。

异常

铬的电子排布是 (Ar) 3d⁵ 4s¹，而不是 (Ar) 3d⁴ 4s²，尽管根据洪特规则应该是这样。这种异常与各种原因有关，包括半填充亚层（d 亚层中的所有 5 个轨道各获得 1 个电子）提供的稳定性增加，以及 3d 和 4s 亚层之间的能量差异很小。

半填充亚层中的电子之间的排斥力很小，这会增加稳定性。同样，全填充亚层也增加了原子的稳定性。因此，一些原子的电子排布不遵循洪特规则，因为轨道之间的能量差距不同。

铜也是该原理的一个例外，因为它的电子排布是 (Ar) 3d¹⁰ 4s¹。这可能是由于全填充的 3d 亚层提供的稳定性。