电子排布

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電子排佈，即電子組態，也即電子構型，是指電子在原子、分子或其他物理結構中的每一層電子層上的排序及排列形態。

正如其他基本粒子，電子遵從量子物理學，而不是一般的經典物理學；電子也因此有波粒二象性。而且，根據量子物理學中的《哥本哈根詮釋》，任一特定電子的確實位置是不會知道的(軌域及軌跡放到一旁不計)，直至偵測活動進行使電子比偵測到。在空間中，該測量將會檢測的電子在某一特定點的概率，和在這一點上的波函數的絕對值的平方成正比。

電子能夠由發射或吸收一個量子的能量從一個能級移到另一個能級，其形式是一個光子。由於泡利不相容原理，沒有兩個以上的電子可以存在於某個原子軌域(軌域不等於電子層)；因此，一個電子只可跨越到另有空缺位置的軌域。

知道不同的原子的電子構型有助了解元素週期表中的元素的結構。這個概念也有用於描述約束原子的多個化學鍵。在散裝物料的研究中這一理念可以說明激光器和半導體的奇特性能。

[编辑] 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(m_l)。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(m_s)，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，m_l可以取±l。不论什么轨道，m_s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。

[编辑] 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

電子盡可能的佔據不同軌道，自旋方向相同。

• 泡利不相容原理

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並的，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
2s           2p
3s           3p
4s        3d 4p
5s        4d 5p
6s     4f 5d 6p
7s     5f 6d 7p
8s  5g 6f 7d 8p
...

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：

1. 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
2. 由於半充滿更穩定，排布發生變化：
   • 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s¹3d⁵
3. 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
4. 這裏，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

[编辑] 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。