对于基础化学课而言，很多基本原理就非常枯燥。对于刚进入大学学习的高中生而言尤其如此，特别是到了原子结构部分尤为艰涩难懂。有时感觉有点不可思议，突如其来的感觉。
高中所学的电子排布，是那种固定轨道式的排布，就像操场上的跑道那样，内外道离开中心的距离不同，所以外道的能量会高一些，内道的能量会低一些。原子的核外电子如同这跑道一样，离开核近的能量低，离开核远的能量低，浅显易懂。这对于元素周期表中前20号元素而言，似乎没啥问题。但到了大学，讲到副族元素时，问题就来了。对于有d轨道的电子排布，就开始晕了，似乎感觉有点不可思议。
从钪开始就要涉及到d电子排布，它同层的兄弟还有3s3p，按照常理带3的是同一层，就像是同一个轨道内的内侧外侧，能量相差不大啊。按照能量最低原理也应该先排3d啊。那为啥要先排4s后排3d呢？钪的外层电子构型是3d14s2而不是3d3呢？按照书上说法有个专有名词叫“钻穿效应”。
其实按照量子化学而言，原子核外那有什么固定的轨道？电子可以出现在原子核外的任意区域，只不过有些区域出现的机会多一些，有些地方出现的机会少一些。把这些电子出现的机会统计一下，似乎得出类似于太阳系行星轨道那样。出现在外面的能量高，在内部出现的能量低。
但对于不同轨道而言，它的轨道形状是不一样的。如s轨道是球形的，从内部到外的1s 2s 3s ，每个轨道像俄罗斯套娃那般，一层套一层。其他的p轨道，d轨道也有这样的特性。但对于同样层数（主量子数）的轨道而言，每回总是s轨道的套娃层数最多。所以对于4s而言它就有四层，而3d而言，它只有可怜的一层。虽然它顶着3的名号，外面看起来离开原子核近一些，但是4s因为有4层，如果电子排在它上面，总有可能利用兄弟之间互帮互助的关系，电子可以出现在离开原子核更近的地方，从而降低能量。所以对于核外电子排布而言，总是先排4s而后排3d。所以，对于常见的铁，钴，镍，它们的外层轨道电子排布分别为3d64s2, 3d74s2, 3d84s2。
但对于失电子而言，虽然排布时我们先排了4s后排3d，但是排布好以后。4s毕竟在外层，能量还是比3d高，所以失电子时总是先失去最外层的4s，而不是3d。所以常见金属离子的排布，Fe3+为3d5,Fe2+的电子排布为3d6。对于这些离子的排布，在以后的学习中（尤其在配位化合物稳定性时）有大用处。
2020.2.28随便写写
