电子构型

一个原子的电子构型，就是列出它的电子占据了哪些轨道——像一张座位表，一排一排地说明谁坐在哪儿。氧的写法是 1s2 2s2 2p4：1s 轨道里两个电子、2s 里两个、2p 轨道上分布着四个。这一行简写是你能掌握的关于某元素最有用的事实，因为几乎一切化学性质都由它而来。

构建构型的办法是：按能量从低到高的顺序填充轨道，每个轨道两个电子（自旋相反），直到把原子所有电子都安排完。填充顺序大体跟着周期表的行走；这就是构造原理（aufbau，「逐层搭建」）。为了简洁，化学家用方括号里的上一个稀有气体来略写已填满的内层：铁写作 [Ar]3d6 4s2，而不是完整的 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 4s2。最外层的电子——价电子——才是做化学的那些；内层的核心电子大多只是待在那里，并屏蔽原子核。

构型是元素在周期表上的位置与其行为之间的桥梁。钠以 3s1 结尾（一个松动的电子，急于失去——活泼金属）；氯以 3p5 结尾（差一个就填满壳层，急于抓一个——活泼非金属）；氖以填满的 2p6 结尾（心满意足，惰性）。对过渡金属，它解释了可变的氧化态和颜色。一个真实的微妙之处：著名的「4s 先于 3d 填充」规则确有例外（铬是 [Ar]3d5 4s1，铜是 [Ar]3d10 4s1），因为半满和全满的 d 亚层带有额外稳定性——所以这条规则要当作有力的指导，而非不可打破的铁律。