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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機率，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雷射器和半導體的奇特性能。



原子軌道的種類

作為薛丁格方程的解，原子軌道的種類取決於主量子數(n)、角量子數(l)和磁量子數(ml)。其中，主量子數就相當於電子層，角量子數相當於亞層，而磁量子數決定了原子軌道的伸展方向。另外，每個原子軌道里都可以填充兩個電子，所以對於電子，需要再加一個自旋量子數(ms)，一共四個量子數。

n可以取任意正整數。在n取一定值時，l可以取小於n的自然數，ml可以取±l。不論什麼軌道，ms都只能取±1/2，兩個電子自旋相反。因此，s軌道（l=0）上只能填充2個電子，p軌道（l=1）上能填充6個，一個亞層填充的電子數為4l+2。

具有角量子數0、1、2、3的軌道分別叫做s軌道、p軌道、d軌道、f軌道。之後的軌道名稱，按字母順序排列，如l=4時叫g軌道。



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



電子構型對性質的影響


電子的排布情況，即電子構型，是元素性質的決定性因素。

為了達到全充滿、半充滿、全空的穩定狀態，不同的原子選擇不同的方式。具有同樣價電子構型的原子，理論上得或失電子的趨勢是相同的，這就是同一族元素性質相近的原因；同一族元素中，由於周期越高，價電子的能量就越高，就越容易失去。

元素周期表中的區塊是根據價電子構型的顯著區別劃分的。不同區的元素性質差別同樣顯著：如s區元素只能形成簡單的離子，而d區的過渡金屬可以形成配合物。