关于原子核外电子的运行方式，很多人仍持有误解。
许多人误认为电子围绕原子核的运动方式类似于地球围绕太阳的轨迹，这是个明显的错误。
你或许听说过波尔的能级跃迁模型和电子云模型，但具体电子如何运动可能还不够清晰。
首先让我们从波尔的能级跃迁说起。电子从一个能级跳到另一个能级是一个非连续的过程，没有中间过渡。
关于原子轨道的误解需要澄清，很多人将原子轨道误认为是围绕核外的电子轨道。
实际上，常说的1，2，3「轨道」并非原子轨道，而是能层，亦称电子层。
高中化学中的K，L，M，N，O，P层，就是电子层，序号分别为1 2 3 4 5 6。
第一能层称为K层，第二层为L层，第三层为M层，以此类推。每个电子层包括数个能级，每层的能级数由该层序号决定。
例如，K层仅有一个能级。L层则有两个能级。M层包含三个能级，后续层次以此类推。
但需注意，L层虽有两个能级，不意味着仅有s和p两个原子轨道。
除了s轨道，其他轨道具备复制功能。s轨道为球形，唯一且不复制。p轨道呈哑铃形，具有三重复制功能，而d轨道则有五重复制功能。
spdf轨道的复制倍数遵循1，3，5，7等奇数规律，代表了电子云可能出现的特定空间形状。如s轨道球形，p轨道哑铃形，d轨道花瓣形。
现在，让我们探讨电子如何占据这些轨道。
电子占据原子轨道的过程主要依据泡利不相容原理和洪特规则。
泡利原理指出，一个原子轨道最多只能容纳两个电子。
例如，K层有一个s轨道，最多容纳两个电子。L层有s轨道和p轨道，共四个原子轨道，最多容纳8个电子。M层有s、p、d三个能级，共9个原子轨道，最多容纳18个电子。
在自然界中，事物总是向稳定状态发展。不稳定的状态会演变至更稳定的状态，因为稳定意味着能量更低。
洪特规则则基于能量最低原理，电子优先占据能量最低的轨道，只有当低能轨道已满时，才会占据更高能轨道。
关于轨道能量，1s是第一电子层的s轨道，2s是第二电子层的s轨道，2p是第二电子层的p轨道。横向比较，1s < 2s < 3s，2p < 3p < 4p。纵向比较，3s < 3p < 3d。
从第四电子层开始，能量关系发生交错，如4s < 3d。更复杂的能量关系可另行查找资料。
对泡利不相容原理的更深入理解是，虽然所有电子看似无异，但实际上存在区别。
在量子力学中，电子的不同由几种量子数标识。
如果两个电子的四种量子数相同，它们就处于相同的量子态，不可能共存于同一轨道。
第四种量子数，自旋量子数，是理解泡利原理的关键。自旋量子数有两种，-1/2和1/2，代表上旋和下旋。
因此，一个原子轨道最多只能有两个电子，它们自旋必须相异。
电子本质为波函数，具有反对称性。当两个电子相遇时，波函数相互抵消，导致电子不存在。
最后，如果不是因为泡利不相容原理，所有电子都会聚集在最低能级的轨道上，如此稳定的状态将不利于化学反应和生命的形成。
因此，泡利不相容原理对于生命的存在具有不可替代的重要性。我们应该对自然法则表达感激之情。
