原子由原子核和核外電子組成。原子核周圍是一團帶負電的電子雲，它們被簡單的靜電力吸引到原子核上。 單個電子非常小，甚至比原子核小得多，但是電子占據的空間（即電子雲）比原子核大得多。 換一種說法：

• 原子的大小基本上由其電子雲的大小決定；

• 電子雲的絕大部分（因此原子的絕大部分）是空的。

原子的基本結構：原子由電子和原子核組成， 原子核由質子（白色）和中子（灰色）組成。

孤立原子中的電子位于原子軌道中。 我們永遠無法查明電子的确切位置。但是，軌道是找到給定電子的很高可能性的空間區域。更簡單地說，我們可以将軌道視為容納電子的“房間”。

軌道代表空間中可能存在電子的區域。 s軌道為球形，p軌道為啞鈴。

●原子軌道具有不同的形狀。例如，s軌道是一個球體，而p軌道則具有一個帶有兩個瓣的啞鈴形狀，每個軌道都以其原子或離子的原子核為中心。

●原子軌道在殼中（也稱為能級）。殼由主量子數n定義。給定n可以假設從1到無窮大的任何整數值，原子中有無數個殼。

●第一個殼層僅包含一個稱為1s的s軌道。

●第二個殼層包含一個s軌道和三個p軌道，分别稱為2s，2px，2py和2pz。

●第三個殼層包含一個s軌道，三個p軌道和五個d軌道。

●任何軌道上最多允許兩個電子。

●因此，第一個殼最多可以包含兩個電子。

●第二個殼最多可以包含八個電子。

●第三層外殼最多可以包含18個電子。

●随着殼數的增加，原子軌道的大小和能量也會增加。例如，比較前三個殼中的s軌道，其大小和能量按1s，2s，3s的順序增加，類似地，2p軌道比3p軌道尺寸更小，能量更低。

●在給定的殼中，原子軌道的能量按以下順序增加：s，p，d等。例如，在第二個殼中，2s軌道的能量低于2p軌道.

主量子數，軌道大小和軌道能量之間的關系随着軌道的殼數增加，其大小和能量也會增黑色水平線表示每個

電子在原子軌道上排列的方式稱為原子的電子構型。 最穩定（即，最低能量）的電子構型稱為基态構型。建立原子軌道的相對能量後，可以通過應用以下三個規則來獲得原子的基态電子構型：

1.Pauli不相容原理：一個軌道最多隻能有兩個電子（即零個，一個或兩個電子）； 同一軌道上的兩個電子必須具有相反的自旋。

2. Aufbau原理：每個連續的電子必須填充可用的最低能量軌道。

3.Hund定律：第二個電子可以在同一軌道上配對之前，所有其他處于相同能量的軌道必須包含一個電子。

根據這三個規則，前18個電子充滿軌道，如圖1-7所示。 每個箭頭代表一個電子，箭頭的方向（向上或向下）代表電子的自旋。

前18個電子的原子軌道能量圖， 每條水平黑線代表一個軌道。

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