電子配置

原子を構成している電子の振舞いは原子核による静電ポテンシャル中の3次元シュレーディンガー方程式を解くことで得られる。特に水素原子におけるシュレーディンガー方程式の解は解析的に解ける。電子のとり得る軌道は、主量子数 n、方位量子数 l、磁気量子数 m の3つによって規定される。

• 主量子数 n は、軌道の大きさとエネルギーを決定している。1, 2, 3, ... と整数値をとり、これは電子殻 K殻、L殻、M殻……、に対応している。
• 方位量子数 l は、軌道の形を決定している。0, 1, 2, ..., n−1 の整数値をとる。これはs軌道、p軌道、d軌道、f軌道、g軌道……、に対応している。
• 磁気量子数mは、各軌道を決定している。−l, −l+1, ..., 0, ..., l−1, l の整数値をとる。

例えば、主量子数2、方位量子数1の軌道を総称して、2p軌道と呼ぶ。2p軌道は −1, 0, 1 の3つの磁気量子数をとり得るが、これらに対応して、2p_x, 2p_y, 2p_z の異なる配位の3つの軌道が存在する。

このように電子の配置は軌道と対応付けられる。そして電子の属する軌道の種類に応じて、電子も分類されて呼称される。

• s電子 - s軌道上の電子。基底状態で、1s電子、2s電子、3s電子、4s電子、5s電子、6s電子、7s電子の存在が確認された。
• p電子 - p軌道上の電子。基底状態で、2p電子、3p電子、4p電子、5p電子、6p電子、7p電子の存在が確認された。
• d電子 - d軌道上の電子。基底状態で、3d電子、4d電子、5d電子、6d電子の存在が確認された。
• f電子 - f軌道上の電子。基底状態で、4f電子、5f電子の存在が確認された。

なお、電子はフェルミ粒子なので1つの軌道には、お互いに逆向きのスピンを持った2個の電子しか収容できない（パウリの排他原理）。このように軌道が2つの電子によって占有された状態を電子対と呼ぶ。

言い換えると、p軌道には最大6個の電子が収容される。同様にd軌道には最大10個、f軌道には最大14個の電子が収容され得る。

以上をまとめたのが下表である。

水素のような1電子系では電子の持つエネルギーは主量子数 n によってのみ決まるが、一般に原子は多電子系であり、電子同士の反発により各軌道のエネルギーに差が生じる。すなわち、方位量子数 l が大きくなるほど軌道は原子核から遠くに分布するため、電子間相互作用の影響が大きくなる。したがって、多電子系の電子軌道は 1s → 2s → 2p → 3s → 3p → 4s → 3d → 4p → 5s → 4d → 5p → 6s → 4f → …… の順にエネルギーが高くなり、この順に電子が配置されてゆく（各軌道内での配置については「フントの規則」を参照）。ただし、d電子の充填などではスピン間相互作用も寄与するため、この規則に従わない場合もある。

各元素の物理的・化学的な性質は、主に外側の軌道にどのように電子が充填されているかで決まる。例えば、貴ガスは最外殻の電子がいっぱいで安定な電子殻であるため、価電子による結合力が無く、いわゆるファンデルワールス力しか結合力が無いことが、その性質を決めている。

アルカリ金属は、貴ガスに電子を1個追加した配置である。電子を1個取り出して、貴ガスと同じ電子配置になった方が、中性でいるよりも安定である。このため、1価の陽イオンになり易い。同様の理由でアルカリ土類金属は2価の陽イオンに、ハロゲンは1価の陰イオンになり易い。

最外殻電子（価電子）の軌道より内側の軌道に有る電子は、内殻電子 (Core electron) と呼ばれる。

通常は、原子間の化学結合や、物性に影響を与えることは少ないが、比較的浅い軌道の内殻電子（例：ガリウムの3d電子）や、内殻励起のような現象では、内殻電子が重要な寄与をする場合がある。

• 水素原子におけるシュレーディンガー方程式の解
• ランタノイド収縮

• 1s軌道から7g軌道までの原子軌道の図 （英語）