氢的化学活性很强，不能以原子形式单独存在，而要和其它原子结合成分子才能稳定地存在。单质氢是以氢分子的形态存在的，氢分子由两个氢原

【原创】 化学键的磁本质（中）(2010-07-11 11:18:08)
转载标签： 化学键的磁本质原子的磁结构分子的磁结构杂谈
五、原子的磁结构


原子核外的电子圈，围绕着原子核形成了一定的空间结构；空间结构就是电子圈之间的相对位置。这种空间结构称为原子的电子圈结构或磁结构。原子的磁结构并不是刚性的，它会因外界条件的变化而变形。原子的最外层电子圈结构，决定着原子的化学性质。在元素周期表中，前面三个周期的元素，原子的内层电子圈结构，在化学反应过程中不发生变化，对原子的化学性质也没有影响，而后面的元素，特别是过渡元素，它们的次内层电子圈在化学反应过程中，有时会发生变化，会影响元素的化学性质。分子也有一定的磁结构，分子的磁结构是由原子的磁结构决定的。但分子中的原子的电子圈结构和自由原子的电子圈结构相比，往往都要变形。

不同元素的原子，最外层的电子圈数目不同，排布的方式也不同。最外层电子圈的排布方式，遵循两条最基本的原理：1、最大程度的“磁抵消”和最彻底的“电屏蔽”。就是使原子中的各个电子圈的磁矩的“矢量和”力求最小；对原子核的正电场的屏蔽力求最严。2、最高程度的“力学稳定性”。就是使原子中的电子圈的中心力求排布成空间正三角体结构，也就是正四面体结构。原子的电子圈结构实现了最大程度的磁抵消，就意味着原子具有了最大程度的化学惰性；实现了最大程度的电屏蔽，就意味着原子具有了最大程度的电中性。原子实现了最高程度的力学稳定性，就意味着原子达到了体积最小、能量最低的状态。

下面是元素周期表前三个周期的元素的原子结构和相应的分子结构。

1、氢

氢原子是一个最简单、最基本的原子，它只有一个电子圈，这个电子圈的中心和氢原子核是重合的。这个电子圈具有磁矩，这个磁矩会和另外原子的磁矩相吸引，所以，氢的化学活性很强，不能以原子形式单独存在，而要和其它原子结合成分子才能稳定地存在。单质氢是以氢分子的形态存在的，氢分子由两个氢原子组成，分子中两个电子圈互相吸引，组成一个“电子圈对”（也可以称为“电子圈组” ）。电子圈对居於于两个氢原子核连线的正中间，所以，氢分子没有电偶极矩。在氢分子中，两个电子的运动方向是相同的，两个电子圈的磁矩也是相同的。两个氢原子就像两个小磁棒一样， S极对N极吸合在一起，分子的磁矩是加强的，所以氢分子具有很强的磁矩。按说，氢分子也会在磁矩的吸引下互相连接起来，组成分子串，但事实上却没有发生这种现象，这是为什么呢？原来，氢分子的电子圈组的两侧，是两个原子核，原子核的电斥力，不允许两个氢分子靠近。
2、氦

氦原子有两个电子圈，这两个电子圈是方向相反排列的。这种排列导致两个电子圈的磁矩相互排斥，以致两个电子圈的中心（“电子圈的中心”是一个几何点，从物理上说是虚拟的），不能和原子核重合，而是对称地分布在原子核的两旁。电子圈这样的排列，将电子圈的磁矩互相抵消掉了，使氦原子的磁矩为零，所以氦原子没有化学活性，被称为惰性气体。

需要指出的是：氦原子的这两个电子在轨道上的能量是相等的，原因是这两个电子处在同一壳层上。但这两个电子的电离能却不相等，第一电离能为24.6eV，第二电离能为54.4eV。这是因为同一壳层上的两个电子有静电相斥作用，第一个电子被电离后，剩下的第二个电子不再受其它电子的斥力，所以电离能就大了。

氦原子的这种特点，其它原子也都同样具备。也就是说，任何一个原子的同一壳层内的电子的能量都是相等的。

3、锂

从锂原子开始，进入了第二周期。锂原子核外有两个壳层，内层上的两个电子圈已经组成了一个稳定结构，不再具有化学活性。外壳层上只有一个电子圈，这个电子圈具有磁矩，使锂原子具有很强的化学活性，所以，通常情况下锂原子也不能以单原子形态存在。锂原子的这种情况和氢原子类似；气态锂也是以分子Li2形态存在的。气态锂分子在温度降低时，会凝聚在一起，凝聚在一起后就会出现电子胶效应，使锂以金属固体形态存在。

4、铍

铍原子最外壳层上有两个电子圈，这两个电子圈和氦的两个电子圈类似，也是反方向排列的，两个电子圈的磁矩也是抵消的。但是，铍原子和氦原子又不一样，铍原子的两个电子圈是在第二壳层上，两个电子圈和原子核的距离比较远，两个电子圈之间的距离也比较远，电子圈的磁矩抵消效果没有氦那样彻底。这就使其它原子在一定条件下能够和铍原子结合成分子。所谓“一定条件”，就是指能使其它原子的电子圈和铍原子的一个电子圈接近到一定程度，使得其它原子的电子圈和铍原子的一个电子圈之间的磁吸引力，大于其它原子的电子圈和铍原子的另一个电子圈之间的磁推斥力。满足这样的条件后，一个铍原子可以和两个Cl原子结合成BeCl2分子，这种分子呈直线形状，Cl原子分居于Be原子的两侧。如图11所示。

5、硼

硼原子最外层有三个电子圈。三个电子圈的磁矩都指向原子核（或都背向原子核），互成120度，互相推斥，总磁矩也是抵消的。电子圈的结构如图12所示，图中，a为电子圈结构的俯视图，b为电子圈结构的表示方法。这里说的“总磁矩抵消”，是指站在离硼原子较远的地方所感受到的效应。如果离硼原子很近，由于电子圈周围磁场分布的不均匀性，某些地点的磁场并不能完全抵消；特别是非常靠近电子圈的地方，磁场还是很强的。所以，只要把其它原子推进到离硼原子很近的地方，也就是满足了“一定条件”，其它原子的电子圈和硼原子的电子圈就能够迅速吸合。硼原子和三个氟原子就是这样结合的，结合成的三氟化硼分子是一个平面结构，三个磁键互成120°角。如图13所示。两个硼原子和三个氧原子可以结合成B2O3分子。气态的B2O3分子的空间结构是这样的：三个氧原子分布在一个等边三角形的三个顶点上；在这个等边三角形的中心作一条直线和三角形所在的平面相垂直，而两个硼原子就对称地分布在这条直线上，对称中心就是三角形的中心；三个氧原子各以两个电子圈和两个硼原子相结合，B-O键全为单键；三个氧原子之间没有化学键，两个硼原子之间也没有化学键。这就相当于两个硼原子先叠合起来，然后和三个氧原子以结合，形成一个三角双锥结构。

需要指出的是，在硼的二十面体中，原来认为每个硼原子均和周围的五个硼原子成键，并且二十面体和二十面体之间也能够成键。这种认识是错误的。可以肯定地说，硼原子最多只能成三个单键。以前在硼的二十面体中为一个硼原子画出了五个以上的单键，显然是画多了；一个硼原子和周围五个硼原子的距离，也不是完全相等的。在硼二十面体与硼二十面体之间，虽然不排除有键连接的可能，但它们之间主要是靠范德华力连接的。

6、碳

碳原子最外层有四个电子圈。在第二周期中，从碳原子开始，结构上出现了新的特点。这个特点就是碳原子的电子圈开始呈现立体结构；四个电子圈的中心分布在以碳原子核为中心的正四面体的四个顶点上；四个电子圈的磁矩方向，都指向碳原子核（也可以认为都背向碳原子核），碳原子的总体磁矩为零。这种结构是由“力学稳定性”决定的。如果四个电子圈的中心分布在平面四边形的四个顶点上，则在原子核的引力作用下，这种平面结构是不稳定的，它必定会遭到破坏而变成稳定的正四面体结构。这种正四面体结构如图14所示，图中A、B、C、D是正四面体的四个顶点，也是四个电子圈的中心（为了图的简洁，电子圈没有画出）。这种总体磁矩为零的效果，当然也是在较远的地方感受到的效果；在离碳原子很近的地方，由于电子圈磁场分布的不均匀性，电子圈的磁矩并没有完全抵消掉。当其它原子的一个电子圈接近碳原子的一个电子圈时，这两个电子圈就会吸合，产生磁键，使其它原子和碳原子发生化学反应。一个碳原子可以和四个氢原子结合，生成CH4分子。分子中四个氢原子的电子圈分别和碳原子的四个电子圈以磁力吸合成键；四个氢原子的电子圈的中心，也分布在以碳原子核为中心的正四面体的四个顶点上，使CH4分子也呈正四面体结构。如图15所示。

一个碳原子的四个电子圈也可以形成两个双键和两个氧原子相结合，形成直线型的二氧化碳分子CO2，如图16所示。在二氧化碳分子中，氧原子对称地分布在碳原子的两旁；碳原子的四个电子圈都成了键，没有未成键的电子圈，所以，整个分子是稳定的、饱和的，不会再与其它原子结合。而一氧化碳分子CO就不是这样了，一氧化碳分子中的碳原子只用两个电子圈和一个氧原子结合，还余两个电子圈没有配对，这两个电子圈还能吸引其它原子的电子圈，所以，一氧化碳分子还有很强的化学活力。

在金刚石晶体中，碳原子之间也是靠电子圈的磁键结合的。一个碳原子的四面体顶点上的四个电子圈，分别和周围的碳原子的电子圈相结合，形成连接的空间结构。

从碳原子组成金刚石分子的情况我们可以认为：原子的电子圈的磁矩方向，有两种可能的状态：一种可能的状态是电子圈的磁矩方向都背向原子核，我们把这种状态称为“正的磁状态”；另一种可能的状态是电子圈的磁矩方向都指向原子核，我们把这种状态称为“负的磁状态”。只有是两种不同磁状态的原子，它们的电子圈的磁矩才能相互吸引，才能结合成为分子；而相同磁状态的原子，它们的电子圈的磁矩是相斥的，不能结合成分子。在金刚石晶体中，一个碳原子和它相邻的碳原子的磁状态，都是相反的。

碳原子的电子圈结构刚好形成正四面体，而又没有出现下一个元素将要出现的“对消电子圈”。从这个结构特点可知，只有碳原子才最适合连接成纤维状长链。长链中碳原子首尾相连，原子与原子之间均以双键结合；这样的长链既均匀，强度又高。碳族中其它元素的原子也可以连接成均匀的纤维状长链，但长链的强度不会比碳长链的强度更高，因为它们的最外层电子圈距核较远。其它族元素即使能形成长链，其长链的机械性能也根本无法和碳族元素的长链相比。

7、氮

氮原子最外层有五个电子圈。其中前四个电子圈和碳原子的四个电子圈的排列方法一样，即前四个电子圈的中心围绕氮原子核排列在正四面体的四个顶点上。而第五个电子圈的中心却是排列在某一个顶点的正对面，以核为中心和这个顶点相对称；其结果是把这个顶点上的电子圈的磁矩抵消掉了。我们把这样的一对隔核相对称、磁矩相反的电子圈，称为 “对消电子圈”。可以看出，“对消电子圈”的结构就和氦原子的电子圈结构、铍原子最外层的电子圈结构类似。氮原子中出现了“对消电子圈”后，前四个电子圈所形成的磁平衡就被打破了，使氮原子有了磁矩。所以，氮原子具有很强的化学活性，不能单独存在，必需由两个氮原子结合成一个氮分子，以分子形态存在。

通常情况下，氮原子的三个未对消电子圈比较容易成键，能形成三个磁单键。比如在氨分子NH3 中，就是氮的三个未对消电子圈和三个氢原子结合成了三个磁单键。

由于氮原子中对消电子圈的出现，使前四个电子圈形成的正四面体结构发生了畸变。在氨分子中，键角H—N—H不是标准的正四面体角109.5°，而是变小为107.3°。键角变小的原因是这样的：如图17所示，前四个电子圈的中心A、B、C、D已经围绕氮原子核形成了一个正四面体，每个电子圈的磁矩方向都指向氮原子核，正四面体角B-N-C是109.5°。当第五个电子圈E和电子圈A组成“对消电子圈”后，打破了前四个电子圈形成的磁平衡和电平衡，于是将原子核沿EA方向推开，当推开一定距离后又在核力的作用下达成了新的力学平衡。达成的新平衡是电平衡而不是磁平衡，原子的磁矩不再为零。这时的三个未对消电子圈的磁矩方向又指向了新平衡位置上的原子核，键角B—N—C就相应变小了。

氮原子的未对消的三个电子圈，不仅可以单独成键，而且还可以联合起来形成一个三重键；在氮分子中就是这样的键。不过，在氮分子中，形成三重键的六个电子圈是否相互平行、方向相同、而且电子圈的中心都在两个原子核的连线上？这是一个未能解决的问题。但在画分子的电子圈的结构图时，我们暂时约定把所有成键电子圈都画成相互平行、方向相同、而且电子圈的中心都在两核的连线上。

在氮分子中，两个氮原子的磁状态是相反的。相反磁状态的原子结合成直线分子后，分子的总磁矩是加强的。按说，这样结合成的氮分子应该具有很强的磁矩，但实验上却没有发现氮分子有磁矩。这可能是因为两个各具有磁N、S极的氮分子，异极互相靠近，最后形成了一个并排而立的“分子偶”，这个分子偶对外不显磁性。如图18所示。

从氮原子开始，出现了“对消电子圈”。对消电子圈一般情况下不能成键，但在“一定条件”下，对消电子圈中的两个电子圈也可以分别和其它原子的电子圈成键而结合成分子。这个“一定条件”，前已述及，就是：能使其它原子的电子圈比一般情况下更进一步地接近对消电子圈，使之和对消电子圈中某一个电子圈的磁吸引力，大于和对消电子圈中另一个电子圈的磁排斥力。一旦对消电子圈中的一个电子圈成了键，另一个电子圈就恢复了化学活力，变得容易成键了。所以，氮原子要么是成三个单键，要么是成五个单键，而不可能是成四个单键。

实验中并未发现氮的五价化合物，这可能是因为氮原子的体积较小，核对电子的引力较大，使对消电子圈中两电子圈间的距离很短，其它原子的电子圈接近不到比这更短的距离。到了下一个周期的磷原子，体积较小的情况就改变了，就能出现磷的五价化合物。

８、氧

氧原子最外层有六个电子圈，前四个电子圈的中心，围绕着氧原子核排成了一个正四面体。余下的两个电子圈，分别和四面体的两个顶点上的电子圈形成对消电子圈；还有两个顶点上的电子圈未对消。所以，一般情况下氧原子内有两个电子圈可以成键。

氧和氢化合时，两个氢原子的电子圈和氧原子的两个未对消电子圈相结合，形成一个水分子H2O。水分子中的键角H-O-H实验测定为104.5°，小于正四面体角109.5°，这是因为两个对消电子圈对它的排挤造成的。

由于氧原子有两个未对消电子圈，这两个电子圈具有化学活性，使得氧不能以单原子形态存在。通常情况下，两个磁状态相反的氧原子以一个二重键结合成一个氧分子O2 。实验证明，氧分子在液体状态下具有顺磁性，这可能是因为氧分子没有结合成分子偶的缘故。

氧在一定条件下，对消电子圈也可以成键。对消电子圈成键时，必然同时形成两个单键，所以，氧原子除了原来的两个未对消电子圈可以形成两个单键外，还有形成四个单键和六个单键的可能；但一般情况下不可能形成三个单键和五个单键。

9、氟

氟原子最外层有七个电子圈，前四个电子圈的中心，已经组成了一个正四面体。剩下的三个电子圈，分别和正四面体中的三个电子圈配成对消电子圈，使这三个电子圈的磁矩抵消。氟原子还余一个电子圈没有被对消，所以氟原子具有磁矩；这个磁矩使氟原子具有很强的化学活力。余下的这一个电子圈，由于没有受到其它电子圈的磁斥力，所以它的中心和原子核重合。

氟和氢可以剧烈反应，生成氟化氢分子HF 。氟和氢相比，氟原子中的电子受氟原子核的引力大，所以电子圈的半径就小，磁矩就大。这使得氢原子的电子圈被吸引到了靠近氟原子的地方，所以，氟化氢分子具有很强的电偶极矩。

10、氖

氖原子最外层有八个电子圈，前四个电子圈的中心，组成了一个正四面体，这个正四面体的磁矩是抵消的；后四个电子圈分别和前四个电子圈配成对消电子圈，将前四个电子圈的磁矩再次抵消。所以，氖原子的磁矩彻底为零；没有化学活力；氖元素只能以原子形态存在。氖原子的这种由两个正四面体对称地交错组合而成的电子圈结构，恰巧组成了一个正方体；氖原子最外层的八个电子圈的中心，就分布在这个正方体的八个顶点上。

氖原子的电子圈结构，已经实现了最大程度的磁抵消和最大程度的电屏蔽，所以，氖原子具有非常强的化学惰性，并且对外也没有电的影响。

11、钠

从钠开始，进入了第三周期，原子核外开始形成第三壳层。钠的第三壳层，也就是最外壳层，只有一个电子圈。这个电子圈和锂原子的电子圈类似，其中心和原子核重合，电子圈具有磁矩。所以，钠原子具有很强的化学活力，不能单独存在；不是由大量钠原子组成一个巨大的钠分子---金属钠晶体，就是和其它原子结合成化合物分子。钠原子在和其它原子结合时，只能由最外层上的一个电子圈形成一个单键，内层的八个电子圈，不具有成键能力。

12、镁

镁原子最外层有两个电子圈，和铍类似，镁原子的电子圈的磁矩也是相互抵消的，也组成了对消电子圈。镁原子和铍原子不同的地方，是最外层电子离核更远，因此两个电子圈的距离更大，其它原子的电子圈更容易和镁原子的电子圈相互吸引成键。镁的两个电子圈可以分别和两个一价的氯原子结合，生成氯化镁MgCl2分子。氯化镁分子是一个直线型分子，两个氯原子对称地分居於镁原子的两旁；这是由镁原子的最外层电子圈的结构决定的。由于氯原子的半径比镁原子的半径小，所以Cl—Mg之间的电子圈对偏向於氯原子；但又因为氯化镁分子是对称的，所以氯化镁分子没有极性。

镁和氧化合生成氧化镁。过去把氧化镁的分子式写成MgO，现在看来是有问题的。镁原子最外层的两个电子圈是分居於原子核的两旁，和原子核在一条直线上，而氧原子的两个未对消电子圈和原子核呈三角形排列，这使一个氧原子和一个镁原子无法构形。真实的氧化镁分子可能是由两个氧原子和两个镁原子结合而成的，分子式应该写成Mg2O2；其构形是一个菱形，两个氧原子和两个镁原子分居於菱形的四个顶点。

13、铝

铝原子最外层有三个电子圈，三个电子圈的磁矩在一个平面内，对称地指向原子核（或背向原子核）。三个电子圈的磁矩是相互推斥、相互抵消的。每个电子圈的中心都和原子核不重合；三个电子圈的中心组成了一个等边三角形。这种情况和硼原子的外层电子圈结构类似。铝原子可以和三个相同的一价原子结合成一个对称的平面型分子，比如：AlH3，A1F3。铝还可以和氧化合，生成A12O3，其分子结构和B2O3分子相似，也是两个铝原子先叠合起来，然后与周围的三个氧原子以双键结合，三个氧原子排列在正三角形的三个顶点上，形成一个扁平的三角双锥结构。如图19所示。

14、硅

硅原子最外层有四个电子圈，四个电子圈的中心排列在硅原子核的周围，形成一个正四面体。硅原子的电子圈结构和碳原子类似，它的化学性质和碳原子的化学性质也类似。通常情况下，硅是四价的。硅和氧能生成二氧化硅SiO2；这是一个直线型分子，两个氧原子分别以双键连接於硅原子的两旁。

15、磷

磷原子最外层有五个电子圈，前四个电子圈的中心先排成正四面体结构，第五个电子圈和四面体某一顶点的电子圈形成对消电子圈，将该电子圈的磁矩抵消掉，所以，通常情况下磷是三价的。三价的含磷化合物有PCl3和PF3。这些化合物的键角也都小于109.5°，和氮的三价化合物的键角类似。

两个磷原子和三个氧原子可以结合成一个三氧化二磷分子P2O3。三氧化二磷分子应该是一个“三角双锥”结构，双锥的两个顶点是磷原子，三个角上是氧原子。P与P之间不成键，O与O之间也不成键；一个氧原子的两个电子圈分别和两个磷原子的各一个电子圈成键。如图20所示。

16、硫

硫原子最外层有六个电子圈，前四个电子圈的中心已经排成正四面体结构。余下的两个电子圈，再分别和正四面体的两个顶点上的电子圈组成两组对消电子圈。四面体上还有两个电子圈的磁矩没有抵消掉，所以通常情况下硫是二价的，可以和其它原子生成二价化合物，比如硫化氢H2S和二氯化硫SCI2。很显然，由于硫的两个未成键电子圈在四面体的两个顶点上，所以，硫化氢和二氯化硫都是极性分子。

在条件达到时，硫的两组对消电子圈也能够成键，使硫达到六价，比如在六氟化硫SF6分子中就是这样。

硫原子可以和元素周期表中右边的氟的六个原子结合，却不可以和左边的氢的六个原子结合，原因是左边的原子体积较大，硫原子周围挤不下六个较大的原子，而右边的原子体积较小，硫原子周围可以挤下六个较小的原子。而硫下面的硒Se和碲Te，体积比硫原子更大，更容易和六个一价的原子结合。

硫上边的氧原子，从理论上说最多也可以达到六价，但却没有发现氧的六价氟化物，这也是因为体积的原因，氧原子的体积没有硫原子的体积大，周围很难挤下六个氟原子。

硫和氧可以结合，通常以双键结合成一个直线型的SO分子。一个硫原子也可以结合两个氧原子，生成SO2分子，但一个氧原子却不可以结合两个硫原子生成S2O分子，这也是因为硫原子比氧原子大的缘故。

17、氯

氯原子最外层有七个电子圈，也是前四个电子圈的中心组成正四面体，后三个电子圈分别和正四面体的三个电子圈形成对消电子圈，磁矩相抵消。四面体中还剩下一个电子圈没有被对消，所以氯原子有磁矩，有很强的化学活力。剩下的这一个电子圈，由于没有其他电子圈的磁矩相抵抗，所以其中心和原子核重合。氯原子通常是一价的，能和碱金属化合，化合后电子圈组严重偏向氯原子，生成强极性分子。

理论上，氯原子的七个电子圈在一定条件下都能成键，和其它原子生成七价化合物，但因为氯原子的体积还不够大，所以，可能与氯原子生成七价化合物的，只有一个氟元素。

与氯同族的其它原子，比如碘原子，就容易生成七价化合物，如IF7分子。碘和氟的化合物，除了IF7之外，还有IF1、IF3、IF5，都是奇数。这其中的原因是：碘原子最外层有七个电子圈，前六个已经结合成了三个对消电子圈，通常情况下不易成键，只有一个未成对的电子圈容易成键，使碘原子呈一价；但在一定条件下，也就是在能够使其它原子的电子圈非常接近碘原子的对消电子圈的条件下，对消电子圈也能够成键；一旦对消电子圈中的一个电子圈成了键，剩下的一个电子圈的化学活力就释放出来，也容易成键。因此，碘原子结合的氟原子的数目，只能是1、3、5、7，而不可能是2、4、6 。

18、氩

氩原子最外层有八个电子圈，前四个电子圈的中心先组成一个正四面体，后四个电子圈依次和前四个电子圈形成四组对消电子圈。这四组对消电子圈，无论是对原子的磁抵消，还是对原子核的电屏蔽，都是最彻底的。所以，氩原子非常稳定，非常缺乏活力，一般情况下不能和其它原子结合。当然，在非常合适的条件下，其它原子的电子圈也能够特别地接近氩原子的对消电子圈，和这个电子圈成键；一旦对消电子圈中的一个电子圈成了键，另一个电子圈也就容易成键，所以，氩原子一旦和其它一价原子结合，结合的一价原子必然是偶数个。

氩族的其它元素，具有和氩相类似的电子圈结构，因此也具有和氩相类似的惰性；但氩下面的元素氪Kr和氙Xe，比氩的活力稍大，比氩容易和其它原子结合。已经知道的有XeF2、XeF4、XeF6，还有XeO3、XeO4。在XeO3中，Xe是六价的，有三对对消电子圈成键。在XeO4中，Xe是八价的，四对对消电子圈全部成了键。

从以上三个周期的18个元素中，我们可以发现一些规律：

1、在一个原子中，只有最外壳层中的电子圈能够成键；内壳层的电子圈已经形成了最稳定结构，在一般的化学反应中不会再成键。

主壳层内的所有电子的能量都是相等的，所成的键也都具有同等的地位。在化学反应中，主壳层内是否还有次壳层，是一个不需要考虑的问题。

2、每个周期中的元素，其最外层的电子圈，都倾向于实现相互之间的最大程度的磁抵消和对原子核的最大程度的电屏蔽；直到最后达到惰性气体元素的最稳定结构后，再进行下一个周期。

3、从每周期开始，在逐步实现磁抵消和电屏蔽的过程中，电子圈力求尽早实现立体屏。在出现第四个电子圈时就率先构成一个最简单的立体结构——正四面体结构。在初步实现了立体屏蔽后，继续增加的电子圈以组成“对消电子圈”的方式，再对已经形成的正四面体结构进一步实施双重立体屏蔽。直到最后第八个电子圈出现时，双重立体屏蔽才最后完成，才实现了最大程度的磁抵消和最大程度的电屏蔽。

在实现了最大程度的磁抵消和电屏蔽时，八个电子圈的中心恰好都在一个正方体的八个顶点上。

4、原子的电子圈结构并不是刚性结构，一个原子在和其它原子相互结合时，原来的电子圈结构会发生畸变。一个原子在此一分子中的电子圈结构，不完全等同于其在另一分子中的电子圈结构。原子在分子中的电子圈结构，也不完全等同于原子单独存在时的电子圈结构。除第八族元素外，原子都是结合成分子才能稳定存在，所以原子单独存在时的状态只是“暂时状态”；我们以上所说的“原子的电子圈结构”，都是指原子的“暂时结构”，或者说是“理论结构”。

5、原子的电子圈结构有两种相反的磁状态，一种是所有的电子圈的磁矩都指向原子核，另一种是所有的电子圈的磁矩都背向原子核。只有磁状态相反的原子，才能结合成为分子。

6、第一主族的元素，原子核最外层只有一个电子圈，所以原子具有磁矩，并且无法区分它们的磁状态。第七主族的元素，原子核最外层还有一个电子圈的磁矩未被抵消，所以该族的原子都具有磁矩，并且这个电子圈的中心和原子核重合，也无法区分它们的磁状态。所以，这两族元素的原子只要放在一起，就会在各自磁矩的作用下自动接近，很容易形成分子。这两族元素的原子，也很容易和其它族元素的原子化合。

7、第二、第三、第四主族的元素，分别实现了直线型屏蔽、平面型屏蔽和立体型屏蔽，原子的总磁矩为零，化学活力不够强。所以，要使这类原子发生化学反应，就必需提供一定的能量，使不同原子之间的电子圈靠得足够近。

8、第五、第六、第七主族元素的原子，虽然已经实现了初步的正四面体型立体屏蔽，但由于出现了“对消电子圈”，把四面体的某些顶点上的电子圈的磁矩抵消掉了，破坏了原来正四面体的磁平衡，使原子的总磁矩不再为零。所以，这三族元素的原子，也具有很强的化学活性，很容易与其它原子化合；在缺乏其它元素的原子时，则是由同种元素的两个原子结合在一起，形成一个牢固的双原子分子。

9、第七主族元素的单质分子是单键，键能较低，分子容易破裂成原子；从分子中破裂出来的原子具有磁矩，能自动和其它原子结合。所以，第七主族元素和其它元素化合时所需要的反应条件很低。

第六主族元素的单质分子是双键，键能较高，分子不易破裂；所需要的反应条件较高。

第五主族元素的单质分子是叁键，键能更高，分子破裂更难；需要的反应条件更高。

这里所说的“反应条件”，实际上是指打破双原子分子时所需要的条件；一旦分子被打破成原子，原子就会以自身的磁矩相互吸引，自动结合成为分子。在原子结合成分子的过程中，不仅不需要能量，而且还会放出能量。

10、从更深层的意义上说，原子核外的电子圈排布的磁抵消结构，是来源于空间的对称性和能量最低原理。而空间的对称性又来源於空间的均匀性；能量最低原理又来源於原子的中心引力结构。所以，原子核外电子圈排布的磁抵消结构，极终来源是空间的均匀性和原子本身的核式结构。


七、分子的磁结构


具有磁矩的原子，必然要结合成分子。在双原子分子中，电子圈的磁矩方向是相同的，磁矩是加强的。这会不会导致分子之间的磁吸引力比原子之间的磁吸引力还要强大呢？不会。因为分子之间的磁力与原子之间的磁力不是同一层次的磁力，它们在数值上相差巨大。原子之间的磁力的本质是电子圈之间的近距离吸引，而分子之间的磁力的本质是电子圈组之间的远距离吸引。以氢分子为例，分子中氢原子之间的两个电子圈的距离是1.72×10-14米，而一个氢分子的成键电子圈组与另一个氢分子的成键电子圈组之间的距离，约在（1.28—4.8）×10-10米以上。由距离的差距可以看出，分子之间的磁力和分子内原子之间的磁力相比，是很小的。

通常情况下，双原子分子有H2、N2、O2、F2、Cl2。在高温情况下，其它一些元素（如S、P）也会出现双原子分子。这些双原子分子，单个存在时是有磁矩的，但是这些分子的群体却没有磁性。这是为什么呢？造成这种情况的原因有多种。

一是在分子群体中，由于各个分子磁矩分布的无序性，使它们的磁矩都抵消掉了。但把它们放在磁场中，各个分子的磁矩就会作有序排列，使群体显出磁性。比如氧分子O2 就是这样。氧分子群体在液态情况下具有顺磁性，就是因为氧分子的磁矩会随着外磁场的方向作有序排列。

二是有些元素的双原子分子两两结合形成了“分子偶”，如图21所示。在分子偶中，两个具有磁矩的分子，异磁极相吸引，非常靠近，成为一体；每个分子的磁场都被约束在了“分子偶”内，整个“分子偶”对外不显磁性或磁性很小。H2、N2、F2、Cl2的分子偶在实验上尚未发现，而气态磷的“分子偶”即P4分子已经是实验事实。P4分子实际上是由两个P2分子组成的。因为P2分子是一个非极性分子，所以两个P2分子之间不能靠极性力连接，只能靠磁性力连接。又因为P2分子的成键电子圈居於两个磷原子核的中间，使 P2分子的两端显正电。所以两个P2 分子的两端既有磁力相吸引，又有电力相排斥，最后的结果是使它们交叉排列，组成了一个四面体。过去认为，四面体形的P4分子中，每个P原子的三根键都分别和其它三个P原子相连接；这种认识是错误的。如果真是这样连接的话，则P4分子将会非常坚固，在高温时也不会变为P2分子，而事实上P4分子在高温时是会变为P2分子的。两个P2分子交叉连接而成的P4分子，仍然具有微弱的磁性，这种微弱的磁性能把P4分子连接成很软的白磷固体。在不同元素的“分子偶”中，分子磁矩交叉的角度不会相同；分子磁矩交叉的角度，一般应在180°—90°之间。

三是有些元素的双原子分子又结合成了“大分子”，每个分子的磁矩都被约束在了“大分子”内。“大分子”的情况，在实验上已见於硫八分子S8 ，S8分子是由4个S2分子组成的。硫八分子是一个环状结构，每个硫分子的磁矩都被封闭在环中了，所以硫八分子没有磁矩。高温时硫可以以S2分子形态单独存在；单独的S2分子是具有磁矩的。

卤族元素的气体分子都是由双原子构成的，都具有磁矩。当温度降低时，气体分子在自身磁矩力的作用下相互凝聚成液体和固体。在已经凝聚成的液体和固体中，分子的磁矩是相互抵消排列的，所以整个凝聚体没有磁性。

金属原子是靠电子圈的磁矩结合成一个特大型分子，这个特大型分子就是金属固体。一旦形成了金属固体，“电子胶效应”就成了主要的结合力。在金属固体中，原子磁矩也是按磁抵消排列的。

在通常情况下，不同物质的存在形态有三种，即气体、液体和固体。同一种物质，在高温时，会以气体形态存在，温度降低后，物质会由气体形态凝聚成液体和固体形态。非极性分子是靠分子的磁矩相互吸引而凝聚在一起的；极性分子不仅靠分子的磁矩、而且还靠分子的电偶极矩使分子凝聚在一起。这几种凝聚力习惯上统称为范德华力。