电子亚层和n=4 s(1)、p(3)、d(5)、f(7)是什么意思?

按照量子数取值规定：
例如：n = 4 时,则：l = 0,1,2,3.用轨道来表示就是4s,4p,4d,4f.这就是同一电子层（第四层）中的四个不同的电子亚层.

杂化轨道理论中有一点：σ键和孤对电子必须占有杂化轨道
水分子中有两对σ键成键电子和两对孤对电子,所以需要四条杂化轨道,sp2只有三条轨道,所以不行,sp3才能满足
一般可以理解为先杂化,形成四条sp3（排布：2,2,1,1）,然后成键

4d主量子数n=4,角量子数l=2,该亚层最多有5种空间取向,分别对应磁量子数m为-2、-1、0、+1、+2的5个轨道（磁量子数取值范围为-l~+l的整数）,每个轨道最多能填充2个自旋反平行的电子,所以该电子亚层最多有2×5=10个电子.

先说电子云
电子云是电子在原子核外空间概率密度分布的形象描述 电子在原子核外空间的某区域内出现 ,好像带负电荷的云笼罩在原子核的周围 人们形象地称它为“电子云”
电子亚层是因为 在相同电子层中电子能量还有微小的差别 电子云形状也不相同 根据这些差别把一个电子层分为几个亚层

形成了大派键(离域派键)
其中一个电子垂直 O- CL-0 平面,与两个O 的4个电子形成 3原子 5电子 大派键(离域派键)]

电子层是粗略的划分,其实每个电子层还包括亚电子层,依次是s,p,d,f .相同电子层但是亚电子层不同,电子也是不同的.
举个例子：如第二电子层最多容纳8个电子,就是因为第二电子层包含s,p两个亚电子层,s亚电子层最多容纳2个电子,p亚电子层最多容纳6个电子,总共8个电子.

第一题：n=5 l=1 2 11
第二题：[Co(NH3)4(H2O)2]3+ 配体有NH3和H2O 配位原子有N和O中心原子是Co 配位是6
第三题：抗酸成分是 NH3 ,抗碱成分NH+4
第四题：NH4；HCl；H2O,H2PO4的共轭碱的化学式分别是NH3、Cl- 0H- HPO4-
第五题：会发生涨破

n=4时
1s,2s2p,3s3p3d,4s4p4d4f
s是一个轨道,p是三个轨道,d是五个轨道,f是七个轨道,
你把它们加起来就行了

这是大学化学的问题，电子亚层，在高中阶段不用考虑电子亚层问题。
我相信以上的解释你也看不懂！所以就不用考虑了！！

一、原子核外电子排布的原理
处于稳定状态的原子,核外电子将尽可能地按能量最低原理排布,另外,由于电子不可能都挤在一起,它们还要遵守保里不相容原理和洪特规则,一般而言,在这三条规则的指导下,可以推导出元素原子的核外电子排布情况,在中学阶段要求的前36号元素里,没有例外的情况发生.
1．最低能量原理
电子在原子核外排布时,要尽可能使电子的能量最低.怎样才能使电子的能量最低呢?比方说,我们站在地面上,不会觉得有什么危险；如果我们站在20层楼的顶上,再往下看时我们心理感到害怕.这是因为物体在越高处具有的势能越高,物体总有从高处往低处的一种趋势,就像自由落体一样,我们从来没有见过物体会自动从地面上升到空中,物体要从地面到空中,必须要有外加力的作用.电子本身就是一种物质,也具有同样的性质,即它在一般情况下总想处于一种较为安全（或稳定）的一种状态（基态）,也就是能量最低时的状态.当有外加作用时,电子也是可以吸收能量到能量较高的状态（激发态）,但是它总有时时刻刻想回到基态的趋势.一般来说,离核较近的电子具有较低的能量,随着电子层数的增加,电子的能量越来越大；同一层中,各亚层的能量是按s、p、d、f的次序增高的.这两种作用的总结果可以得出电子在原子核外排布时遵守下列次序：1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p……
2．保里不相容原理
我们已经知道,一个电子的运动状态要从4个方面来进行描述,即它所处的电子层、电子亚层、电子云的伸展方向以及电子的自旋方向.在同一个原子中没有也不可能有运动状态完全相同的两个电子存在,这就是保里不相容原理所告诉大家的.根据这个规则,如果两个电子处于同一轨道,那么,这两个电子的自旋方向必定相反.也就是说,每一个轨道中只能容纳两个自旋方向相反的电子.这一点好像我们坐电梯,每个人相当于一个电子,每一个电梯相当于一个轨道,假设电梯足够小,每一个电梯最多只能同时供两个人乘坐,而且乘坐时必须一个人头朝上,另一个人倒立着（为了充分利用空间）.根据保里不相容原理,我们得知：s亚层只有1个轨道,可以容纳两个自旋相反的电子；p亚层有3个轨道,总共可以容纳6个电子；f亚层有5个轨道,总共可以容纳10个电子.我们还得知：第一电子层（K层）中只有1s亚层,最多容纳两个电子；第二电子层（L层）中包括2s和2p两个亚层,总共可以容纳8个电子；第3电子层（M层）中包括3s、3p、3d三个亚层,总共可以容纳18个电子……第n层总共可以容纳2n2个电子.
3．洪特规则
从光谱实验结果总结出来的洪特规则有两方面的含义：一是电子在原子核外排布时,将尽可能分占不同的轨道,且自旋平行；洪特规则的第二个含义是对于同一个电子亚层,当电子排布处于
全满（s2、p6、d10、f14）
半满（s1、p3、d5、f7）
全空（s0、p0、d0、f0）时比较稳定.这类似于我们坐电梯的情况中,要么电梯是空的,要么电梯里都有一个人,要么电梯里都挤满了两个人,大家都觉得比较均等,谁也不抱怨谁；如果有的电梯里挤满了两个人,而有的电梯里只有一个人,或有的电梯里有一个人,而有的电梯里没有人,则必然有人产生抱怨情绪,我们称之为不稳定状态.
二、核外电子排布的方法
对于某元素原子的核外电子排布情况,先确定该原子的核外电子数（即原子序数、质子数、核电荷数）,如24号元素铬,其原子核外总共有24个电子,然后将这24个电子从能量最低的1s亚层依次往能量较高的亚层上排布,只有前面的亚层填满后,才去填充后面的亚层,每一个亚层上最多能够排布的电子数为：s亚层2个,p亚层6个,d亚层10个,f亚层14个.最外层电子到底怎样排布,还要参考洪特规则,如24号元素铬的24个核外电子依次排列为
1s22s22p63s23p64s23d4
根据洪特规则,d亚层处于半充满时较为稳定,故其排布式应为：
1s22s22p63s23p64s13d5
最后,按照人们的习惯“每一个电子层不分隔开来”,改写成
1s22s22p63s23p63d54s1
即可.
三、核外电子排布在中学化学中的应用
1．原子的核外电子排布与轨道表示式、原子结构示意图的关系：原子的核外电子排布式与轨道表示式描述的内容是完全相同的,相对而言,轨道表示式要更加详细一些,它既能明确表示出原子的核外电子排布在哪些电子层、电子亚层上, 还能表示出这些电子是处于自旋相同还是自旋相反的状态,而核外电子排布式不具备后一项功能.原子结构示意图中可以看出电子在原子核外分层排布的情况,但它并没有指明电子分布在哪些亚层上,也没有指明每个电子的自旋情况,其优点在于可以直接看出原子的核电荷数（或核外电子总数）.
2．原子的核外电子排布与元素周期律的关系
在原子里,原子核位于整个原子的中心,电子在核外绕核作高速运动,因为电子在离核不同的区域中运动,我们可以看作电子是在核外分层排布的.按核外电子排布的3条原则将所有原子的核外电子排布在该原子核的周围,发现核外电子排布遵守下列规律：原子核外的电子尽可能分布在能量较低的电子层上（离核较近）；若电子层数是n,这层的电子数目最多是2n2个；无论是第几层,如果作为最外电子层时,那么这层的电子数不能超过8个,如果作为倒数第二层（次外层）,那么这层的电子数便不能超过18个.这一结果决定了元素原子核外电子排布的周期性变化规律,按最外层电子排布相同进行归类,将周期表中同一列的元素划分为一族；按核外电子排布的周期性变化来进行划分周期
如第一周期中含有的元素种类数为2,是由1s1~2决定的
第二周期中含有的元素种类数为8,是由2s1~22p0~6决定的
第三周期中含有的元素种类数为8,是由3s1~23p0~6决定的
第四周期中元素的种类数为18,是由4s1~23d0~104p0~6决定的.
由此可见,元素原子核外电子排布的规律是元素周期表划分的主要依据,是元素性质周期性变化的根本所在.对于同族元素而言,从上至下,随着电子层数增加,原子半径越来越大,原子核对最外层电子的吸引力越来越小,最外层电子越来越容易失去,即金属性越来越强；对于同周期元素而言,随着核电荷数的增加,原子核对外层电子的吸引力越来越强,使原子半径逐渐减小,金属性越来越差,非金属性越来越强.
参考资料：http://kx.pyjy.net/source/czhx/HWDZPB/447_SR.asp

电子填充各亚层的顺序是先3s层再3p层,也就是说在3s层已经填满的前提下才会填充3p层.而且所谓的半充满这样的变动是与比其能级高的s层之间的调整,而不是比自己低的s层.半充满全充满的实质是使能量更低,故高能级的电子可以降到低轨道,若氯原子亚层排列变成3s1 3p6,实际上是低轨道的跃迁到了高轨道,能量反而升高了

有的,后面的用g,h等命名,不过现在已经发现的元素还没有填充这几个亚层的.另外,电子亚层,相应于轨道角量子数,只是用于定性描述同一层中不同电子的状态的一个参量,是在对电子的波动方程求解的过程中,为了得到合理解而引进的数值.不是发现的.

基本上理解正确.
一个电子层中,能量低的处于最里面的电子层,处于它的基态,能量高的电子跃迁到电子亚层,处于它自己的基态,只是原子核对它有不段的吸引,当它的能量有变化的时候,变小就会被吸回里面一层,变大就往更高的能层跃迁!

电子亚层之一
在相同电子层中电子能量还有微小的差别,电子云形状也不相同,根据这些差别把一个电子层分为几个亚层.电子亚层可用表示,=0、1、2、3、…（n-1）,n为电子层数.即K层（n=1）有0一个亚层（s）；L层（n=2）有0、1两个亚层,即2s、2p；M层（n=3）有0、1、2三个亚层,即3s、3p、3d.同理N层有4s、4p、4d、4f四个亚层.不同亚层的电子云形状不同,s亚层（=0）的电子云形伏为球形对称；p亚层（=1）的电子云为无柄哑铃形（纺锤形）；d亚层（=2）的电子云为十字花瓣形等.同一电子层不同亚层的能量按s、p、d、f序能量逐渐升高.
电子亚层之二
在同一电子层中,电子的能量还稍有差异,电子云的形状也不相同.因此电子层还可分成一个或n个电子亚层.
通过对许多元素的电离能的进一步分析,人们发现,在同一电子层中的电子能量也不完全相同,仍可进一步分为若干个电子组.这一点在研究元素的原子光谱中得到了证实.
电子亚层分别用s、p、d、f等符号表示.不同亚层的电子云形状不同.s亚层的电子云是以原子核为中心的球形,p亚层的电子云是纺锤形,d亚层为花瓣形,f亚层的电子云形状比较复杂.
电子亚层之三
K层只包含一个s亚层；L层包含s和p两个亚层；M层包含s、p、d三个亚层；N层包含s、p、d、f四个亚层.
受磁量子数的控制,s层有一个轨道,p层有三个轨道,d层有五个轨道,等等,（根据自旋量子数,每个轨道可容纳2个电子）.
由于亚层的存在,使同一个电子层中电子能量出现不同,甚至出现低电子层的高亚层能量大于高电子层的低亚层,即所谓的能级交错现象.各亚层能量由低到高排列如下：
1s,2s,2p,3s,3p,4s,3d,4p,5s,4d,5p,6s,4f,5d,6p,7s,5f,6d.
有一个公式可以方便记忆：ns

主族元素是看最外层电子.金属的话就是失去最外层电子,非金属的话就是最外层电子要达到8（得到或者共有）.比如Cl,一般价态是-1,就是最外层得到一个电子.正价最高是+7,就是最外层的电子数.
副族元素的话,要看亚带层与最外电子层.一般情况下,对于第四周期的元素,失去最外层或者3d54s0直至3d、4s都失去或者共有都有可能是稳定价态.比如Fe,3d64s2,那么可能是失去最外层,价态为+2；也可以是失去最外层及3d的一个,此时即+3.再比如Mn,3d54s2,那么价态就可以从+2~+7.
一般来说,外层电子的排布与原子的稳定性是有关系的.构成惰性气体的电子排布形式（可以成为全饱和）或者是半饱和情况（即f或者d价层半充满,如3d54s0等）都可能是比较稳定的情况.

电子主层：K L M N O P Q
电子亚层：s p d f

处于同一亚层轨道能量相等

这是意思是第n层的s轨道上电子的能量小于第（n-2）层的f轨道上电子的能量,再小于第（n-1）层的d轨道上电子的能量,再小于第n层p轨道上电子的能量.也可以理解为电子排布时先排ns轨道,再排(n-2)f轨道,再排(n-1)d轨道,最后排np轨道.

电子层,电子亚层即为电子的能级,但是能级的排序肯定会有特殊的地方,出现例外
原因是：
一个电子的运动,必然会受其他电子的影响,其他电子的影响会使得本来的能级顺序发生了变化.比如：
本来是 E4s > E3d,但由于s电子钻得比较深,受核的吸引比较强,这样它受其他电子的作用就要相对弱一些；而对3d来说,由于d比较分散,受其他电子的作用较为明显,所以与核的吸引减弱,能量变得较高.
所以,能级出现交错是很正常的现象,尽管电子理想的情况有能级顺序,但事物是多方面的,能级顺序会发生变化.

7s 7p 7d 7f 7g 7h 7i
6s 6p 6d 6f 6g 6h
5s 5p 5d 5f 5g
4s 4p 4d 4f
3s 3p 3d
2s 2p
1s
通过由右下向左上45°的箭头方向电子进入各个亚层轨道,即1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p
有一个比较简便的方法来记忆,也是根据这个图总结出来的就是122 334 345 456 4567567 这样的一连串的数字,这样来用,当一个数字第一次出现,则在以后面加s,第二次出现加p,第三次出现加d,第四次出现加f,即就很简单的记住了这样图,得到1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p（能量由小到大）这样的结论.

尽管p、d亚层轨道呈纺锤状,但是电子不会“经过”轨道中心.由于电子满足的不确定关系十分显著,所以我们根本不能描述它的运动轨迹（事实上也不存在这样的轨迹）,只能描述它在某地出现的概率.也就是说,它在某时刻处在某个闭合曲面的内部,下一时刻又出现在曲面的外部,但并不能说它一定穿越了曲面.电子可以某时处于p、d亚层轨道一侧,下一时又处于另一侧,并不需要穿过轨道中心.

一般来说相同亚层电子高层电子比低层电子能量高,同能级电子能量s

电子亚层类型决定电子云形状,因此只是限制电子云伸展方向的取值范围而不是决定它的具体的值.例如s电子云球状,中心对称,无所谓取向；而p电子云可可以有沿x/y/z方向伸展,更高的角量子数l对应的电子云更多的伸展方向.而具体方向由磁量子数m决定.

你是大学还是高中?高中不用管这个,因为从薛定谔方程开始你都没学过.
大学的基础无机化学会简单介绍原子外层电子排布规律,要满足Hund规则,Pauli原理和能量最低规则.如果你想充分理解这几条规则,那么你还需要学习结构化学,量子力学基础中会介绍通过解薛定谔方程得到的四个量子数,这四个量子数表征了电子的运动状态.当满足那几条规则之后,能保证电子的能量最低.
简单来说,需要用到的是n+0.7l规则首先判断应该排哪一层电子,因为从第六周期开始又出现了内过渡元素,还要考虑倒数第三层的排列.然后在满足自旋相同的情况下开始排...要注意充满和半充满的时候能量会非常低,此时最外层的电子排布又会受到影响...
非常复杂.

最外层电子层还有其它亚层,亚层数受层数的影响,只是电子在填充轨道时不会填充到最外层的d、f等轨道上,因为要先填满能量低的轨道再填能量高的轨道.

价电子不只是最外层电子数
价电子是外层原子轨道上的电子,与电子亚层的关系：（1）对于主族元素的原子,价电子是最外层电子,只包含s和p亚层,如第IA、IIA价电子是ns1-2,第IIIA-0族是ns2np1-6（2）对于过渡元素,包括次外层的d电子,如Fe价电子：3d64s2