electronic shell
電子層，或稱電子殼，是原子物理學(xué)中，一組擁有相同主量子數(shù)n的原子軌道。
電子在原子中處于不同的能級狀態(tài)，粗略說是分層分布的，故電子層又叫能層。電子層可用n（n=1、2、3…）表示，n=1表明第一層電子層（K層），n=2表明第二電子層（L層），依次n=3、4、5時表明第三（M層）、第四（N層）、第五（O層）。一般隨著n值的增加，即按K、L、M、N、O…的順序，電子的能量逐漸升高、電子離原子核的平均距離也越來越大。電子層可容納最多電子的數(shù)量為2n^2。
電子層不能理解為電子在核外一薄層空間內(nèi)運(yùn)動，而是按電子出現(xiàn)幾率最大的區(qū)域，離核遠(yuǎn)近來劃分的。
亨利•莫斯萊和巴克拉首次于X-射線吸收研究的實(shí)驗中發(fā)現(xiàn)電子層。巴克拉把它們稱為K、L和、M(以英文子母排列)等電子層（最初 K 和 L 電子層名為 B 和 A，改為 K 和 L 的原因是預(yù)留空位給未發(fā)現(xiàn)的電子層）。這些字母后來被n值1、2、3等取代。
電子層（electronic shell）的名字起源于波爾模式中，電子被認(rèn)為一組一組地圍繞著核心以特定的距離旋轉(zhuǎn)，所以軌跡就形成了一個殼。
電子在原子核外排布時，要盡可能使電子的能量最低。一般來說，離核較近的電子具有較低的能量，隨著電子層數(shù)的增加，電子的能量越來越大；同一層中，各亞層的能量是按s、p、d、f的次序增高的。這兩種作用的總結(jié)果可以得出電子在原子核外排布時遵守下列次序：1s、2s、2p、3s、3p、4s、 3d、4p……
當(dāng)原子處在基態(tài)時，原子核外電子的排布遵循三個原則：
(1)泡利不相容原理
(2)能量最低原理
(3)洪特規(guī)則
泡利不相容原理
我們已經(jīng)知道，一個電子的運(yùn)動狀態(tài)要從4個方面來進(jìn)行描述，即它所處的電子層、電子亞層、電子云的伸展方向以及電子的自旋方向。在同一個原子中沒有也不可能有運(yùn)動狀態(tài)完全相同的兩個電子存在，這就是保里不相容原理所告訴大家的。根據(jù)這個規(guī)則，如果兩個電子處于同一軌道，那么，這兩個電子的自旋方向必定相反。也就是說，每一個軌道中只能容納兩個自旋方向相反的電子。
根據(jù)保里不相容原理，我們得知：s亞層只有1個軌道，可以容納兩個自旋相反的電子；p亞層有3個軌道，總共可以容納6個電子；d亞層有5個軌道，總共可以容納10個電子。我們還得知：第一電子層（K層）中只有1s亞層，最多容納兩個電子；
注意： 第二電子層（L層）中包括2s和2p兩個亞層，總共可以容納8個電子(所以8個電子時為穩(wěn)定狀態(tài))；
第3電子層（M層）中包括3s、3p、3d三個亞層，總共可以容納18個電子……第n層總共可以容納2n^2個電子。
能量最低原理
在滿足泡利原理前提下，電子將按照使體系總能量最低的原則填充。量子化學(xué)計算結(jié)果表明，當(dāng)有d電子填充時（例如第四周期Ni，3d軌道能E3d=-18.7eV，而E4s=-7.53eV），E3d＜E4s；當(dāng)沒有d電子填充時（例如第四周期K，有E3d=-0.64eV，而E4s=-4.00eV）E3d＞E4s，發(fā)生了能級“倒置”現(xiàn)象，其他第五、六、七周期也有類似情況。所以不能簡單地說電子是按軌道能由低到高的次序填入，但總可以說是按n＋0.7l 值由小到大的次序填充。其中n是主量子數(shù)，l是角量子數(shù)。
洪特規(guī)則
從光譜實(shí)驗結(jié)果總結(jié)出來的洪特規(guī)則有兩方面的含義：一是電子在原子核外排布時，將盡可能分占不同的軌道，且自旋平行；洪特規(guī)則的第二個含義是對于同一個電子亞層，當(dāng)電子排布處于
全滿（s2、p6、d10、f14）
半滿（s1、p3、d5、f7）
全空（s0、p0、d0、f0）時比較穩(wěn)定。
如果仔細(xì)觀察元素周期表,可以發(fā)現(xiàn)每個元素下面都有電子亞層的電子排布數(shù)量,之所以會有"奇怪的現(xiàn)象",是因為3d層能量比4s層高,稱為"能級交錯現(xiàn)象"
電子亞層
通過對許多元素的電離能的進(jìn)一步分析，人們發(fā)現(xiàn)，在同一電子層中，電子的能量還稍有差異，電子云的形狀也不相同。因此電子層仍可進(jìn)一步分成一個或n個電子亞層。這一點(diǎn)在研究元素的原子光譜中得到了證實(shí)。
電子亞層分別用s、p、d、f等符號表示。不同亞層的電子云形狀不同。s亞層的電子云是以原子核為中心的球形，p亞層的電子云是紡錘形，d亞層為花瓣形，f亞層的電子云形狀比較復(fù)雜。
同一電子層不同亞層的能量按s、p、d、f序能量逐漸升高。
K層只包含一個s亞層；L層包含s和p兩個亞層；M層包含s、p、d三個亞層；N層包含s、p、d、f四個亞層。
磁量子數(shù)m
磁量子數(shù)m決定原子軌道（或電子云）在空間的伸展方向。當(dāng)l給定時，m的取值為從-l到+l之間的一切整數(shù)（包括0在內(nèi)），即0，±1，±2，±3，…± l，共有2l+1個取值。即原子軌道（或電子云）在空間有2l+1個伸展方向。原子軌道（或電子云）在空間的每一個伸展方向稱做一個軌道。例如，l=0 時，s電子云呈球形對稱分布，沒有方向性。m只能有一個值，即m=0，說明s亞層只有一個軌道為s軌道。當(dāng)l=1時，m可有-1，0，+1三個取值，說明 p電子云在空間有三種取向，即p亞層中有三個以x,y,z軸為對稱軸的px，py，pz軌道。當(dāng)l=2時，m可有五個取值，即d電子云在空間有五種取向， d亞層中有五個不同伸展方向的d軌道.
原子中的電子除繞核作高速運(yùn)動外，還繞自己的軸作自旋運(yùn)動。電子的自旋運(yùn)動用自旋量子數(shù)ms表示。ms 的取值有兩個，+1/2和-1/2。說明電子的自旋只有兩個方向，即順時針方向和逆時針方向。通常用“↑”和“↓”表示。
綜上所述，原子中每個電子的運(yùn)動狀態(tài)可以用n，l，m，ms四個量子數(shù)來描述。主量子數(shù)n決定電子出現(xiàn)幾率最大的區(qū)域離核的遠(yuǎn)近（或電子層），并且是決定電子能量的主要因素；副量子數(shù)l決定原子軌道（或電子云）的形狀，同時也影響電子的能量；磁量子數(shù)m決定原子軌道（或電子云）在空間的伸展方向；自旋量子數(shù)ms決定電子自旋的方向。因此四個量子數(shù)確定之后，電子在核外空間的運(yùn)動狀態(tài)也就確定了。
量子數(shù)，電子層，電子亞層之間的關(guān)系
每個電子層最多容納的電子數(shù) 2 8 18 2n^2
主量子數(shù)n 1 2 3 4
電子層 K L M N
角量子數(shù)l 0 1 2 3
電子亞層 s p d f
每個亞層中軌道數(shù)目 1 3 5 7
每個亞層最多容納電子數(shù) 2 6 10 14
電子層與元素周期表的關(guān)系
在元素周期表上每一橫行叫做周期元素在那個周期是元素的電子層數(shù)決定的！所以元素周期表只有7個周期。
在元素周期表上每一縱行叫做族元素在那個族是元素的電子層的最外層電子數(shù)決定的！
但上述規(guī)律也并不是完全適用于所有元素，副族元素中就有原子不符合此規(guī)律，如第46號元素鈀位于第五周期卻只有4個電子層
原理
一個原子是由原子核和核外高速運(yùn)動的電子所組成的。原子核又是由質(zhì)子和中子組成的（不是分兩層）每一個質(zhì)子帶一個單位正電荷,中子不帶電，有多少個質(zhì)子就帶多少單位正電荷，質(zhì)子所帶的正電荷數(shù)就叫核電荷數(shù)，核電荷數(shù)=質(zhì)子數(shù)=核外電子數(shù)。
核電荷數(shù)=核內(nèi)質(zhì)子數(shù)=核外電子數(shù) 原子相對質(zhì)量 約= 質(zhì)子數(shù)量+中子數(shù)量
一個電子所帶的電荷量為一個基元電荷e，核電荷數(shù)即某個原子核電荷量Q與e的比值n(為整數(shù)）。原子核有質(zhì)子和中子組成，中子不帶電，每個質(zhì)子電荷量為基元電荷e，所以核電荷數(shù)就等于質(zhì)子數(shù)。核電荷數(shù)也是原子序數(shù)，即該元素為幾號元素。荷音同賀
核電荷數(shù)=質(zhì)子數(shù)=核外電子數(shù)
中子數(shù)不一定和質(zhì)子數(shù)相同，一般來說粒子有幾個質(zhì)子，就有幾個電子。然而，一個質(zhì)子帶一個單位正電荷，一個電子又帶一個單位負(fù)電荷，所以一個原子不顯電性。如果是離子的話就要看粒子的化合價，一般來說物質(zhì)的化合價是多少它就帶幾個單位正或負(fù)電荷。
原子核中的質(zhì)子數(shù)，也叫核電荷數(shù)。電荷是物質(zhì)、原子或電子等所帶的電的量。電荷可分為正電荷與負(fù)電荷，電子則帶有負(fù)電。質(zhì)子帶的是正電荷。
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