电子亚层在相同电子层中电子能量还有微小的差别.doc

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<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。
一、原子轨道和电子云
二、轨道量子数与原子能级
　　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：
（一）主量子数（n）
　　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 , …
　　（二）角量子数（副量子数）( l )
　　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 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
K
L
M
N
O
P
Q

最多电子数
2
8
18
32
50

2n2

2、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
K
L
M
N
O

…
符号
1s
2s
2p
3s
3p
3d
4s
4p
4d
4f
5s
5p
5d
…
最多电子数
2
2
6
2
6
10
2
6
10
14
2
6
10
…

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, d０, f０）
　　　此时体系能量较低，状态较稳定

电子排布顺序：
1s2 <2s2 <2p6< 3s2< 3p6< 4s2< 3d10< 4p6<
5s2< 4d10< 5p6< 6s2< 4f14< 5d10< 6p6<
7s2< 5f14< 6d10< 7p6…

能级（电子亚层）
　　如果用更加精细的光谱仪观察氢原子光谱，就会发现，原来的整条谱线又有裂分，这意味着量子化的两电子层之间存在着更为精细的“层次”，这被称为“能级”，每一电子层都由一个或多个能级组成，同一能级的能量相同。
　　描述能级的量子数称为角量子数（angular quantum number）用“l”表示。对于每一个电子层对应的主量子数n，l的取值可以是0、1、2、n-1，也就是说，总共有n个能级，因为第一电子层K的n＝1，所以它只有一个能级，而n=2的L层就有两个能级，表现在光谱上就是两条非常相近的谱线。
　　从第一到第七周期的所有元素中，人们共发现4个能级，分别命名为s，p，d，f。从理论上说，在第八周期将会出现第五个能级。

主量子数n
1
2
3
4
电子层
K
L
M
N
角量子数（l）取值
0
0,1
0,1,2
0,1,2,3
能级符号
1s
2s,2p
3s,3p,3d
4s,4p,4d,4f
　能级分裂
　　s，p，d，f能级的能量有大小之分，这种现象称为“屏蔽效应”，屏蔽效应产生的主要原因是核外电子间静电力的相互排斥，减弱了原子核对电子的吸引：s能级的电子排斥p能级的电子，把p电子“推”离原子核，p、d、f之间也有类似情况
　　总的屏蔽顺序为
　　ns>np>nd>nf
　　因为离核越远，能量越大，所以能量顺序与屏蔽顺序成反比
　　能量顺序为
　　ns<np<nd<nf
　能级交错
　　同一电子层之间有电子的相互作用，不同电子层之间也有相互作用，这种相互作用称为“钻穿效应”，其原理较为复杂，钻穿效应的直接结果就是上一电子层的d能级的能量高于下一电子层s的能量。即，d层和s层发生交错，f层与d层和s层都会发生交错。
　　我国化学家徐光宪提出了一条能级计算的经验定律：能级的能量近似等于n+0.7l。
　　美国著名化学家莱纳斯·鲍林也通过计算给出了一份近似能级图（见右图）这幅图近似描述了各个能级的能量大小，有着广泛的应用[5]。
轨道
　　在外部磁场存在的情况下，许多原子谱线还是发生了更细的分裂，这个现象被叫做塞曼效应（因电场而产生的裂分被称为斯塔克效应），这种分裂在无磁场和电场时不存在，说明，电子在同一能级虽然能量相同，但运动方向不同，因而会受到方向不同的洛伦兹力的作用。这些电子运动
　　描述轨道的量子数称为磁量子数（magnetic quantum number）符号“m”，对于每一个确定的能级（电子亚层），m有一个确定的值，这个值与电子层无关（任何电子层内的能级的轨道数相同）

能级
s
p
d
f
磁量子数
1
3
5
7
轨道数
1
3
5
7
　轨道的形状可以根据薛定谔方程球座标的Y(θ，φ)推算，s能级为一个简单的球形轨道。p能级轨道为哑铃形，分别占据空间直角坐标系的x,y,z轴，即有三个不同方向的轨道。d的轨道较为复杂，f能级的七个轨道更为复杂。所有轨道的角度分布波函数图像参见a gallery of atomic orbitals and molecular orbitals[6].
自旋
　　高分辨光谱事实揭示核外电子还存在着一种奇特的量子化运动，人们称其为自旋运动，用自旋磁量子数（spin m.q.n）表示，每个轨道最多可以容纳两个自旋相反的电子。记做“↑↓”但需要指出，这里的自旋和地球的自转不同，自旋的实质还是一个等待发现的未解之谜[4]。
　　原子核也可以存在净自旋。由于热平衡，通常这些原子核都是随机朝向的。但对于一些特定元素，例如氙-129，一部分核自旋也是可能被极化的，这个状态被叫做超极化，在核磁共振成像中有很重要的应用。
电子排布
　　电子在原子轨道的运动遵循三个基本定理：能量最低原理、泡利不相容原理、洪德规则。
能量最低原理
　　能量最低原理的意思是：核外电子在运动时，总是优先占据能量更低的轨道，使整个体系处于能量最低的状态。
泡利不相容原理
　　物理学家泡利在总结了众多事实的基础上提出：不可能有完全相同的两个费米子同时拥有样的量子物理态。泡利不相容原理应用在电子排布上，可表述为：同一轨道上最多容纳两个自旋相反的电子。该原理有两个推论：
　　①若两电子处于同一轨道，其自旋方向一定不同；
　　②若两个电子自旋相同，它们一定不在同一轨道；
　　③每个轨道最多容纳两个电子。
洪德规则(Hund's rule)
　　洪德在总结大量光谱和电离势数据的基础上提出：电子在简并轨道上排布时，将尽可能分占不同的轨道，且自旋平行[5]。对于同一个电子亚层，当电子排布处于
　　全满（s^2、p^6、d^10、f^14）
　　半满（s^1、p^3、d^5、f^7）
　　全空（s^0、p^0、d^0、f^0）
　　时比较稳定。
电子排布式
　　最初人们只是用电子结构示意图来表示原子的微观结构，但电子结构示意图只能表示出原子的电子层而不能表示出能级和轨道，电子排布式由此诞生。
　　电子排布式的表示方法为：用能级符号前的数字表示该能级所处的电子层，能级符号后的指数表示该能级的电子数，电子依据“能级交错”后的能级顺序顺序和“能量最低原理”、“泡利不相容原理”和“洪德规则”三个规则进行进行。另外，虽然电子先进入4s轨道，后进入3d轨道（能级交错的顺序），但在书写时仍然按1s ∣ 2s,2p ∣ 3s,3p,3d ∣ 4s的顺序进行。
　　示例
　　H：1s^1
　　F：1s^2 ∣ 2s^2,2p^5
　　S：1s^2 ∣ 2s^2,2p^6 ∣ 3s^2,3p^4
　　Cr：1s^2 ∣ 2s^2,2p^6 ∣ 3s^2,3p^6,3d^5 ∣ 4s^1 （注意加粗数字，是3d^5,4s^1而不是3d^4,4s^2，因为d轨道上，5个电子是半充满状态，这里体现了洪德规则）。
　　简化电子排布式
　　为了书写方便，通常还会将电子排布式进行简化，用稀有气体结构代替已经充满的电子层
　　示例
　　Cr：1s^2 ∣ 2s^2,2p^6 ∣ 3s^2,3p^6,3d^5 ∣ 4s^1
　　简化后：[Ar]3d^5 ∣ 4s^1
　　简化后剩下的电子排布部分是价电子，会参与化学反应，在元素周期表中有标示。