更新时间：2023-04-26 01:52
氢原子中电子的能量完全由主量子数决定。因此，一个特定能级的所有轨道，在氢和氢类原子中都有相同的能量。例如，2s和2p轨道有相同的能量，能量相等的轨道叫做简并轨道。因此，轨道的能量在氢和所以物种增加如下：ls <2s =2p<3s=3p=3d<4s=4p=4d=4f等等。在多电子原子的情况下，电子的能量不仅依赖于主量子数，还依赖于方位角量子数。
1939年鲍林（L.Pauling）从大量光谱实验数据中，总结出了在多电子原子中原子轨道能量高低的顺序，并得出了鲍林的近似能级图。
鲍林近似能级图中小圆圈代表原子轨道，它是按原子轨道能量高低顺序排列起来的。由下至上，代表原子轨道的能量逐步递增。同一水平位置上的原子轨道为等价轨道。鲍林把能量接近的轨道分为一组，代表一个能级组，这样总共分成7个能级组。这7个能级组的轨道能量是随主量子数增加而增大的，当主量子数n相同时，原子轨道能量按角量子数递增而递增的次序排列，如Ens 近似能级图基本上能简单明了地表达多电子原子中原子轨道的能量分布情况，但它与实验的结果只能大致相符，也有少数元素会出现例外，由于鲍林近似能级图并未考虑到原子轨道能量的高低还与原子序数有关，因而不能反映出不同原子的相同原子轨道的能量高低。故鲍林能级图仅仅是一种近似的能级图。
为了表明原子轨道能量与原子序数间的关系，在1962年科顿（F.A.Cotton）在光谱实验的基础上，提出了科顿原子轨道能级图。科顿通过理论上的计算，得出了多电子原子中各个原子轨道的能量，并以原子轨道能量为纵坐标，原子序数为横坐标，绘出了表示两者关系的能级图。
由图1可以清晰看到以下两点。
1、原子轨道的能量是随着原子序数的增大而降低的加，电子数增加，核对电子的吸引力增强，因而原子中各原子轨道的离核距离减小，轨道能量会降低。然而不同原子轨道能量的下降幅度却不尽相同，如s、p轨道随原子序数增加，轨道能量是平缓地逐步降低的。但d、f轨道能量却出现了跳跃式的降低，开始下降比较缓慢，甚至变化不大，而当原子序数增加至轨道上出现了d、f电子时，d、f轨道的能量急剧下降。
2、图1中显示了有些元素的原子轨道有能级交叉现象。如4S轨道与3d轨道能量有交叉。多电子原子中电子的能量主要由n，l决定，而对于不同原子序数的原子，轨道能量受n、l的影响不尽相同，如原子序数为1~14的原子的轨道能量主要由主量子数（n）决定。n越大，轨道能量越高。
在多电子原子中，电子不仅受核的吸引作用，同时还要受到电子间的排斥作用，以及电子之间交换能的影响。由于不同元素原子的 原子核电荷及电子数不同，所以电子受到的作用和影响也不同，从而使每一种元素原子轨道能量都有各自的数值。
1、屏蔽效应
在中心力场的Slater模型中，核外某一电子受其余电子的排斥作用，可以平均起来看作是这些电子所产生的电子云的作用，并且把这种作用归结为抵消了部分核电荷。我们把一电子对另一电子产生抵消核电荷的影响称为屏蔽效应。
对于l值相同的同一类型轨道来说，随着主量子数n的增大，其径向分布的主峰离核越远，使得核对电子的吸引减弱，同时受到其它电子的屏蔽越多，总的屏蔽常数σ也越大，所以轨道能量也就越高。
2、钻穿效应
由于l不同，轨道电子云径向分市不同，电子云钻到核附近的j几率不同，因而引起轨道能量不同的现象称为钻穿效应。
在多电子原子中，每个电子既被其它电子所屏蔽，同时又对别的电子起屏蔽作用，而这两者的大小决定于考虑的电子在空间出现的几率分布，在原子核附近，电子出现了几率较大的轨道称为钻得较深的轨道，在这种轨道上运动的电子可以较好地避免其它电子的屏蔽，平均受到的有效核电荷较大，因而轨道能量较低，相反它却可以给其它电子造成较大的屏蔽。钻穿效应可使电子所受的屏蔽作用大大降低，起到了增加有效核电荷，降低轨道能量的作用。