氫原子是單電子原子，也就是說，氫原子核外只有一個電子。其餘元素的原子，其電子數都超過一個，例如鈉原子核外有11個電子。在原子核外電子的數目和分布是有一定規律的，各電子層上電子的數目，電子層上的電子數與電子層的關係為2n的平方，通常人們也稱第1層為k層，第2層為L層，第3層為M層，第四層為N層。依此類推。
基本介紹
- 中文名：電子分布
- 外文名：electron distribution
- 學科：無機化學
分布原理,電子能級,分布電子,
分布原理
根據原子光譜實驗的結果和對元素周期系的分析、歸納，總結出核外電子分布的基本原理。
（1）泡利（Pauli）不相容原理
在同—原子中，不可能有四個量子數完全相同的電子存在。每—個軌道內最多只能容納兩個自旋方向相反的電子。
（2）能量最低原理
多電子原子處在基態時，核外電子的分布在不違反泡利原理的前提下，總是儘先分布在能量較低的軌道，以使原子處於能量最低的狀態。
（3）洪特（Hund）規則
原子在同—亞層的等價軌道上分布電子時，將儘可能單獨分布在不同的軌道，而且自旋方向相同（或稱自旋平行）。這樣分布時，原子的能量較低，體系較穩定。
電子能級
原子軌道的能量主要與主量子數（n）有關。對多電子原子來說（除H外其它元素原子的統稱），原子軌道的能量還與副量子數（Z）和原子序數有關。
原子中各原子軌道能級的高低主要根據光譜實驗確定，但也可從理論上去推算。原子軌道能級的相對高低情況，若用圖示法近似表示，就是所謂近似能級圖。在無機化學中比較實用的是鮑林（Pauling）近似能級圖。
某元素只要根據其原子光譜中的譜線所對應的能量，就可以作出該元素原子的原子軌道能級圖。
在圖中每一個小圓圈代表一個原子軌道。每個小圓圈所在的位置的高低就表示這個軌道能量的高低（但並未按真實比例繪出）。圖中還根據各軌道能量大小的相互接近情況，把原子軌道劃分為若干個能級組（圖中實線方框內各原子軌道的能量較接近，構成一個能級組）。“能級組”與元素周期表的周期是相對應的。
從圖可以看出：
（1）各電子層能級相對高低為K<L<M<N<…；
（2）同一原子同一電子層內，對多電子原子來說電子間的相互作用造成同層能級的分裂。
（3）同一電子亞層內，各原子軌道能級相同。
（4）同一原子內，不同類型的亞層之間，有能級交錯現象，例如：4s<3d<4p， 5s<4d<5p，6s<4f<5d<6p。
對於能級圖，需要明確幾點：
（1）它是從周期系中各元素原子軌道能級圖中歸納出來的一般規律，不可能完全反映出每個元素的原子軌道能級的相對高低；所以只有近似意義。
（2）它原意是要反映同一原子內各原子軌道能織之間的相對高低。所以，不能用鮑林近似能級圖來比較不同元素原子軌道能級的相對高低。
（3）經進一步研究發現，鮑林近似能級圖實際上只反映同一原子外電子層中原子軌道能級的相對高低，而不一定能完全反映內電子層中原子軌道能級的相對高低。
（4）電子在某一軌道上的能量，實際上與原子序數（更本質地說與核電荷數）有關。核電荷數越多，對電子的吸引力越大，電子離核越近的結果使其所在軌道能量降得越低。
近似能級圖
近似能級圖分布電子
（1）核外電子填入軌道的順序
核外電子的分布是客觀事實，本來不存在人為地向核外原子軌道填入電子以及填充電子的先後次序問題，但這作為研究原子核外電子運動狀態的一種科學假想，對了解原子電子層的結構，事實證明是有益的。
對多電子原子來說，由於緊靠核的電子層一般都布滿了電子，所以其核外電子的分布宅要看外層電子是怎樣分布的。前面已經提到，鮑林近似能級圖能反映外電子層中原子軌道能級的相對高低，因此也就能反映核外電子填入軌道的最後順序，
套用鮑林近似能級圖，並根據能量最低原理，可以設計出核外電子填入軌道順序圖(圖5—5)。有了核外電子填入軌道順序圖，再根據泡利不相容原理、洪特規則和能量最低原理，就可以準確無誤地寫出91種元素原子的核外電子分散式來。
（2）基態原子的價層電子構型
價電子所在的亞層統稱價層。原子的價層電子構型是指價層的電子分散式，它能反映出該元素原子電子層結構的特徵。但階層中的電子並非一定全是價電子。在書寫原子核外電子分散式寸，為簡便起見，可用該元素前一周期的稀有氣體的元素符號作為原子實（原子實是指原子中除去最高能級組以外的原子實體），代替相應電子分布部分。
