（1）能層(n)：在多電子原子中，核外電子的能量是不同的，按照電子的能量差異將其分成不同能層。通常用K、L、M、N、O、P、Q……表示相應的第一、二、三、四、五、六、七……能層，能量依次升高

（2）能級：同一能層里的電子的能量也可能不同，又將其分成不同的能級，通常用s、p、d、f等表示，同一能層里，各能級的能量按s、p、d、f的順序升高，即E(s)<E(p)<E(d)<E(f)。

（3）原子軌道：表示電子在原子核外的一個空間運動狀態(tài)。電子云輪廓圖給出了電子在核外經常出現的區(qū)域，這種電子云輪廓圖也就是原子軌道的形象化描述。

2、基態(tài)原子的核外電子排布的三原理

（1）能量最低原理：原子的電子排布遵循構造原理能使整個原子的能量處于最低狀態(tài)。

（2）泡利原理：在一個原子軌道中，最多只能容納2個電子，并且這兩個電子的自旋方向相反。

（3）洪特規(guī)則：當電子排布在同一能級的不同軌道時，基態(tài)原子中的電子總是優(yōu)先單獨占據1個軌道，并且自旋方向相同。洪特規(guī)則特例：當能量相同的原子軌道在全滿(p⁶、d¹⁰、f¹⁴)、半滿(p³、d⁵、f⁷)和全空(p⁰、d⁰、f⁰)狀態(tài)時，體系的能量最低，如：24Cr的電子排布式為1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁵4s¹。

3、構造原理：絕大多數元素的原子核外電子的排布將遵循如下圖所示的排布順序，人們把它稱為構造原理。

4、電離能和電負性

（1）電離能

含義：第一電離能：氣態(tài)電中性基態(tài)原子失去一個電子轉化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的最低能量，符號I，單位kJ/mol。

變化規(guī)律：

①同周期：第一種元素的第一電離能最小，最后一種元素的第一電離能最大，總體呈現從左至右逐漸增大的變化趨勢。

②同族元素：從上至下第一電離能逐漸減小。

③同種原子：逐級電離能越來越大(即I₁≤I₂≤I₃…)。

（2）電負性

含義：不同元素的原子在化合物中吸引鍵合電子能力的標度。元素的電負性越大，表示其原子在化合物中吸引鍵合電子能力的能力越強。

標準：以最活潑的非金屬氟的電負性為4.0和鋰的電負性為1.0作為相對標準，計算得出其他元素的電負性(稀有氣體未計)。

變化規(guī)律：

①金屬元素的電負性一般小于1.8，非金屬元素的電負性一般大于1.8，而位于非金屬三角區(qū)邊界的“類金屬”(如鍺、銻等)的電負性則在1.8左右，它們既有金屬性又有非金屬性。

②在元素周期表中，同周期從左至右，元素的電負性逐漸增大，同主族從上至下，元素的電負性逐漸減小。

方法技巧：

1、原子的核外電子排布式(圖)的書寫

（1）核外電子排布式：用數字在能級符號右上角表明該能級上排布的電子數。例如，K：1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s¹。為了簡化，通常把內層已達稀有氣體電子結構的部分稱為“原子實”，用該稀有氣體的元素符號加方括號來表示。例如，K：[Ar]4s¹。

（2）核外電子排布圖：用□表示原子軌道，↑和↓分別表示兩種不同自旋方向的電子。如氧原子的核外電子排布圖可表示為

核外電子排布圖能直觀地反映出原子的核外電子的自旋情況以及成對電子對數和未成對的單電子數。

（3）價電子排布式：如Fe原子的電子排布式為1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁶4s²，價電子排布式為3d⁶4s²。價電子排布式能反映基態(tài)原子的能層數和參與成鍵的電子數以及最外層電子數。

（4）構造原理是書寫基態(tài)原子的電子排布式的依據，也是繪制基態(tài)原子的電子排布圖的主要依據之一。

2、基態(tài)原子的核外電子排布的表示方法（以硫原子為例）

3、電離能的應用：

①判斷金屬性與非金屬性強弱；

②分析原子核外電子層結構，如某元素的I_n＋1?I_n，則該元素的最外層電子數為n；③判斷化學鍵類型。

4、電負性的應用：

①判斷一種元素是金屬元素還是非金屬元素，以及金屬性與非金屬性的強弱；

②判斷元素在化合物中的價態(tài)；

③判斷化學鍵類型。