電子組態

電子組態 (Electron configuration)
國立中山大學化學系董騰元教授責任編輯

電子組態 (electron configuration)是指電子在原子、分子或其他物理結構中的每一層電子殼層中的排列順序及排列形態。

簡單地說，就是電子佔有軌域 (orbital)的分布狀況。電子同時具有波動性和粒子性的本質，它必須遵守量子力學(Quantum mechanics)，而不是一般的古典物理學。

電子能夠以一個光子(photon)的形式從一個軌域能階 (energy level)移到另一個軌域能階並且發射 (emission)或吸收 (absorption)一個量子 (quantum)的能量；由於包立不相容原理(Pauli exclusion principle)，沒有兩個以上的電子可以存在於某個原子軌域，因此，一個電子只可激發(excitation)或鬆弛(relaxation)到另一個有空缺位置的軌域。

知道不同的原子的電子組態有助於瞭解元素週期表中的元素的結構。這個概念也有用於描述各種原子的多個化學鍵。若電子未受到激發而處於能量較低的安定狀態，此稱為基態 (ground state)；反之，若電子受到能量的激發而處於能量較高的不安定狀態，則稱為激態(excited state)。

在書寫電子組態時，習慣由數字較小的主層開始寫起，次依主層數逐漸增加，再將各軌域所含的電子數標示於軌域符號的右上角；例如：Be 的電子組態為1s22s2，表示鈹的1s軌域和2s軌域各有2個電子，故其原子序為4，共有4個電子。

基態的原子，其電子組態的形成應遵循以下三個規則：

一、遞建原理 (Aufbau principle)

依軌域能階的高低，電子會循序先進入較低能階的軌域，其次再瑱入能階較高的軌域，即 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。

二、包立不相容原理 (Pauli exclusion principle)

1個軌域至多只能容納2個電子，且此2個電子的自旋方向必須相反，也就是說，在同1個軌域中，沒有兩個電子的四個量子數是完全相同的。如1s1或1s2可存在，但1s3則違反了包立不相容原理。

三、洪德定則 (Hund’s Rule)

當數個電子填入相同能階的數個同型軌域時，電子先以相同的自旋方向，分別進入不同方位的各個軌域，等到各軌域均有1個電子後，才允許自旋方向相反的電子再進入而成對。也就是說，電子盡可能的佔據不同軌道，使自旋方向相同。如p軌域有2個電子時，其組態npx1npx1能量較低，而npx2則違反了洪德定則（激態）。