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电子层原子中的电子除绕核作高速运动外，还绕自己的轴作自旋运动 。电子的自旋运动用自旋量子数ms表示 。ms 的取值有两个，+1/2和-1/2 。说明电子的自旋只有两个方向，即顺时针方向和逆时针方向 。通常用“↑”和“↓”表示 。综上所述，原子中每个电子的运动状态可以用n，l，m，ms四个量子数来描述 。主量子数n决定电子出现几率最大的区域离核的远近（或电子层），并且是决定电子能量的主要因素；角量子数l决定原子轨道（或电子云）的形状，同时也影响电子的能量；磁量子数m决定原子轨道（或电子云）在空间的伸展方向；自旋量子数ms决定电子自旋的方向 。因此四个量子数确定之后，电子在核外空间的运动状态也就确定了 。量子数，电子层，电子亚层之间的关係每个电子层最多容纳的电子数 2 8 18 2n2主量子数n 1 2 3 4电子层 K L M N角量子数l 0 1 2 3电子亚层 s p d f每个亚层中轨道数目 1 3 5 7每个亚层最多容纳电子数 2 6 10 14 相关关係元素周期表特徵在元素周期表上每一横行叫做周期元素在那个周期是元素的电子层数决定的！所以元素周期表只有7个周期 。在元素周期表上每一纵行叫做族元素在那个族是元素的电子层的最外层电子数决定的！但上述规律也并不是完全适用于所有元素，副族元素中就有原子不符合此规律，如第46号元素钯位于第五周期却只有4个电子层
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电子层（化学元素表是门捷列夫的重要成就，我也顺便介绍一下他 。俄罗斯化学家门捷列夫(1834.2.8~1907.2.2)，生在西伯利亚 。他从小热爱劳动，喜爱大自然，学习勤奋 。元素周期表产生1860年门捷列夫在为着作《化学原理》一书考虑写作计画时，深为无机化学的缺乏系统性所困扰 。于是，他开始蒐集每一个已知元素的性质资料和有关数据，把前人在实践中所得成果，凡能找到的都收集在一起 。人类关于元素问题的长期实践和认识活动，为他提供了丰富的材料 。他在研究前人所得成果的基础上，发现一些元素除有特性之外还有共性 。例如，已知卤素元素的氟、氯、溴、碘，都具有相似的性质；硷金属元素锂、钠、钾暴露在空气中时，都很快就被氧化，因此都是只能以化合物形式存在于自然界中；有的金属例铜、银、金都能长久保持在空气中而不被腐蚀，正因为如此它们被称为贵金属 。
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电子层于是，门捷列夫开始试着排列这些元素 。他把每个元素都建立了一张长方形纸板卡片 。在每一块长方形纸板上写上了元素符号、原子量、元素性质及其化合物 。然后把它们钉在实验室的墙上排了又排 。经过了一系列的排队以后，他发现了元素化学性质的规律性 。因此，当有人将门捷列夫对元素周期律的发现看得很简单，轻鬆地说他是用玩扑克牌的方法得到这一伟大发现的，门捷列夫却认真地回答说，从他立志从事这项探索工作起，一直花了大约20年的功夫，才终于在1869年发表了元素周期律 。他把化学元素从杂乱无章的迷宫中分门别类地理出了一个头绪 。此外，因为他具有很大的勇气和信心，不怕名家指责，不怕嘲讽，勇于实践，敢于宣传自己的观点，终于得到了广泛的承认 。为了纪念他的成就，人们将美国化学家希伯格在1955年发现的第101号新元素命名为Mendelevium，即“钔” 。）其它介绍原子核外的电子总是有规律的排布在各自的轨道上 。原子轨道的种类主页面：原子轨道作为薛丁格方程的解，原子轨道的种类取决于主量子数(n)、角量子数(l)和磁量子数(ml) 。其中，主量子数就相当于电子层，角量子数相当于亚层，而磁量子数决定了原子轨道的伸展方向 。另外，每个原子轨道里都可以填充两个电子，所以对于电子，需要再加一个自旋量子数 (ms)，一共四个量子数 。n可以取任意正整数 。在n取一定值时，l可以取小于n的自然数，ml可以取±l 。不论什幺轨道，ms都只能取±1/2，两个电子自旋相反 。因此，s轨道（l=0）上只能填充2个电子，p轨道（l=1）上能填充6个，一个亚层填充的电子数为4l+2 。具有角量子数0、1、2、3的轨道分别叫做s轨道、p轨道、d轨道、f轨道 。之后的轨道名称，按字母顺序排列，如l=4时叫g轨道 。排布的规则电子的排布遵循以下三个规则：能量最低原理整个体系的能量越低越好 。一般来说，新填入的电子都是填在能量最低的空轨道上的 。Hund规则电子儘可能的占据不同轨道，自旋方向相同 。Pauli不相容原理：在同一体系中，没有两个电子的四个量子数是完全相同的 。同一亚层中的各个轨道是简併的，所以电子一般都是先填满能量较低的亚层，再填能量稍高一点的亚层 。各亚层之间有能级交错现象：1s、2s2p、3s3p、4s3d4p、5s4d5p、6s4f5d6p、7s5f6d7p、8s5g6f7d8p；有几个原子的排布不完全遵守上面的规则，如：Cr：[Ar]3d54s1；这是因为同一亚层中，全充满、半充满、全空的状态是最稳定的 。这种方式的整体能量比3d44s2要低，因为所有亚层均处于稳定状态 。排布示例以铬为例：铬原子核外有24个电子，可以填满1s至4s所有的轨道，还剩余4个填入3d轨道：1s22s22p63s23p64s23d4；由于半充满更稳定，排布发生变化：1s22s22p63s23p64s13d5；除了6个价电子之外，其余的电子一般不发生化学反应，于是简写为： [Ar]4s13d5；这里，具有氩的电子构型的那18个电子称为“原子实” 。一般把主量子数小的写在前面：[Ar]3d54s1电子构型对性质的影响：主页面：元素周期律；电子的排布情况，即电子构型，是元素性质的决定性因素 。为了达到全充满、半充满、全空的稳定状态，不同的原子选择不同的方式 。具有同样价电子构型的原子，理论上得或失电子的趋势是相同的，这就是同一族元素性质相近的原因；同一族元素中，由于周期越高，价电子的能量就越高，就越容易失去 。元素周期表中的区块是根据价电子构型的显着区别划分的 。不同区的元素性质差别同样显着：如s区元素只能形成简单的离子，而d区的过渡金属可以形成配合物 。