决定核外电子运动状态的四个量是什么

量子力学对核外电子运动状态的描述引出四个量子数，即电子的运动状态可以用四个量子数来规定。主量子数n，角量子数l，磁量子数m和自旋量子数ms。其中n，l和m三个量子数确定电于在空间运动的轨道，称为原子轨道。当然电子运动并不是真有确定的轨道，量子力学理论认为电子在整个原子空间都有可能出现，只是在各处出现的概率密度不同，因而运动状态也不同。电子不仅在核外空间不停地运动，而且还做自旋运动，自旋量子数ms规定电子自旋运动状态。所以，电子的运动状态通常由n，l，m三个量子数决定轨道运动，由ms决定自旋运动。这四个量的具体含义和取值大致如下。

主量子数n 它规定了核外电子离核的远近和电子能量的高低。由近及远，由低至高，n可取正整数1，2，3，4…n值越大，表示电子离原子核越远，能量越高。反之，n越小，则电子离核越近，能量越低。由于n只能取正整数，所以电子的能量是分立的不连续的，或者说能量是量子化的。这也相当于把核外电子分为不同的电子层，凡n相同的电子属于同一层。习惯用K，L，M，N，O，P来代表n=1，2，3，4，5，6的电子层。

角量子数l 它规定电子在原子核外出现的概率密度随空间角度的变化，即决定原子轨道或电子云的形状。l可取小于n的正整数，即0，1，2，…，n-1，如n=4，l可以是0，1，2，3，相应的符号是s，P，d，f，…例如l=0，就用s表示，l=1用p表示等等。对含有多于l个电子的原子(或称多电子原子)，当n相同时，l越大，电子的能量越高。因此，常把n相同，l不同的状态称为电子亚层，一个电子尽可以分为几个亚层。如 n=2(L层)，有两个亚层，即l=0和1，相应的原子轨道符号为2s和2p；当n=3(M层)时，有l=0，1，2三个亚层，可分别用3s，3p和3d表示。以此类推。

磁量子数m 它规定电子运动状态在空间伸展的取向。m的数值可取0，±1，±2，…，±l。对某个运动状态可有21+1个伸展方向。s轨道的l=0，所以只有一种取向，它是球对称的。P轨道l=1，m=-1，0，+1，所以有三种取向，用px，py和pz表示。图1－2为s和p原子轨道轮廓图。s轨道在空间伸展取向呈球对称，而px轨道伸展取向垂直于yz平面，py取向垂直于xz平面，而pz取向则垂直于xy平面。

（1）主量子数（n）—描述各电子层能量的高低和离核的远近。
原子核外电子按能级的高低分层分布，这种不同能级的层次习惯上称为电子层。用统计观点来说，电子层是按电子出现几率较大的区域离核的远近来划分的。
主量子数的取值范围：n=1,2,3,4,5,6……（除零以外的正整数）。在光谱学上另用一套拉丁字母表示电子层，其对应关系为：
主量子数（n） 1 2 3 4 5 6……
电子层 K L M N O P……

（2）副（角）量子数（l）
某一电子层内还存在着能量差别很小的若干个亚层，用 l 来描述。
副量子数的取值范围： l=0,1,2……（n-1）的正整数。L 的每一个数值表示一个亚层，也表示一种原子轨道或电子云的形状。l与光谱学规定的亚层符号之间的对应关系为：
副量子数（l） 0 1 2 3 4 5……
亚层符号 s p d f g h……

（3）磁量子数（m）
同一亚层中有时还包含着若干个空间伸展方向不同的原子轨道。磁量子数用来描述原子轨道或电子云在空间的伸展方向。
磁量子数的取值范围：m=0,±1,±2……±l的整数。
如：l=1，m=0,±1；表示p亚层有三个分别以y、z、x轴为对称轴的py、pz、px原子轨道，三个轨道的伸展方向互相垂直。

（4）自旋量子数（ms）：
电子除绕核运动外，还有绕自身的轴旋转的运动，称自旋。
ms=+1/2和-1/2。其中每一个数值表示电子的一种自旋方向，即顺时针和逆时针方向。
研究表明：同一原子中，各个电子的四个量子数不可能完全相同，即不可能有运动状态完全相同的电子。
由此可知：每一个轨道只能容纳两个自旋方向相反的电子。

主量子数n
角量子数l
磁量子数m
自旋量子数ms 答案补充 这是最简洁的答案

电子原子核外电子的排布应遵循以下三个原理：

①能量最低原理：核外电子总是首先占据能量最低的轨道。按照近似能级图，电子由低到高进入轨道的顺序为1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p。因能级交错，其中E4s>E3d，电子先排满4s后再进入3d。例如：钪元素核外21个电子依次填充的轨道为1s22s22p63s23p64s23d1。

②保里不相容原理：在同一原子中没有运动状态完全相同的电子，即同一个原子中的电子描述其运动状态的四个方面不可能完全相同。在同一轨道上的电子必须自旋方向相反，每个轨道只能容纳2个电子。根据保里不相容原理，各电子层最多容纳的电子总数为2n2。周期表中各周期含有元素的数目以及填充的能级如下：

周期数
元素数
所填充的能级

一
2
1s

二
8
2s、2p

三
8
3s、3p

四
18
4s、3d、4p

五
18
5s、4d、5p

六
32
6s、4f、5d、6p

七（未填满）
32（理论预测）
7s、5f、6d、7p（理论预测）

③洪特规则：电子进入同一亚层的各个轨道(也称等价轨道)时，总是尽先分占不同轨道而且自旋方向相同。例如氮原子核外电子排布的轨道表示式为：

N原子的价电子中有3个未成对电子，这与N原子的成键情况和化合物的组成结构有密切的关系。洪特还指出等价轨道上的电子排布处于以下状态比较稳定：a.全充满（p6、d10、f14）、b.半充满（p3、d5、f7）、c.全空（p0、d0，f0）。 这是由原子核外电子排列的所遵循的能量最低原理决定的。在各层中，离原子核远，电子的能量越大，电子都首先排满能量低的运行轨道，这样排列到到最外层时，能量最低的轨道只有八个，如果电子多于八个，还有比此能量要求低的轨道（同一层也因轨道不同而能量不同）可以排布电子。因此，就造成了最外层电子最多只能有八个。

若最外层是第n层，次外层就是第(n－1)层。由于E(n-1)f＞E(n+1)s＞Enp，在第(n＋1)层出现前，次外层只有(n－1)s、(n－1)p、(n－1)d上有电子，这三个亚层共有9个轨道，最多可容纳18个电子，因此次外层电子数不超过18个。例如，原子最外层是第五层，次外层就是第四层，由于E4f＞E6s＞E5p，当第六层出现之前，次外层(第四层)只有在4s、4p和4d轨道上有电子，这三个亚层共有9个轨道，最多可容纳18个电子，ä¹