【波函数】量子力学中表征微观粒子或其体系运动状态的函数。在原子中核外电子的运动状态就是用波函数ψ来描述的。ψ是薛定谔方程的解，是一个函数式。微观粒子（如电子)在空间某点出现的几率密度，跟波函数绝对值的平方│ψ│2成正比。
【原子轨道】在量子力学中是波函数的同义词。是指n、l、m（见主量子数、角量子数、磁量子数)具有一定值的波函数。每一个原子轨道都有一个相应的波函数。原子轨道又称原子轨道函数或原子轨函。
【原子轨函】见原子轨道条。
【几率】在数学上也称为“概率”、“或然率”。用来表示随机事件发生的可能性大小的一个量。必然发生的事件的几率为1，不可能发生的事件的几率为0，而一般随机事件发生的几率是在0与1之间（或0与100％之间)的一个数。因此，几率也可理解为“机会”的百分数。在现代原子结构理论中，常用来说明原子中核外电子在空间某处出现机会的多少。
【几率密度】指空间某处单位体积中出现的几率。在空间某一点，微观粒子（如电子等)出现的几率密度正比于波函数的绝对值的平方。在原子结构理论中，常用来说明原子中的电子在核外空间某处单位体积里出现机会的多少。
【电子云】是电子在核外空间出现几率密度分布的形象化描述法。也就是波函数的绝对值的平方│ψ│2在空间的分布的描述。电子云用小黑点表示，小黑点稠密的地方表示几率密度大，小黑点稀疏的地方表示几率密度小。电子云有时也用界面图表示，电子云的界面是一个等密度面，电子在界面以内的几率很大，而在界面以外的几率可以忽略不计。
【主量子数】表示电子在原子中运动状态的四个量子数之一，符号是n，是确定电子能量的主要量子数。它的取值是1、2、3、……等正整数，一般随着n值的增大，电子的能量随着增加，离核的平均距离也相应增大。在一个原子内，具有相同主量子数的电子，差不多在同样的空间范围内运动，所以，习惯上称主量子数相同的电子为一个电子层（或处于同一电子层)。常用K、L、M、N、O、P等符号分别表示n=1，2，3，4，5，6等电子层。
【电子层】见主量子数条。
【角量子数】表示电子在原子中运动状态的四个量子数之一，符号是l，是代表角动量的量子数，确定电子云的形状。当n值一定时，l只能取0，1，2，3……（n—1)等值。当l=0时，电子云的形状是球形对称的，用符号s表示，也称s亚层；当l=1时，电子云呈哑铃形，用符号p表示，也称p亚层；当l=2时，电子云常呈四瓣形，用符号d表示，也称d亚层；当l=3时，用符号f表示，也称f亚层，电子云形状更为复杂。在n=1的电子层中，l=0，只有一个亚层即1s亚层； n=2时， l=0，1，这时有两个亚层，即2s， 2p亚层；n=3时，l=0，1，2，这时有三个亚层，即3s，3p，3d。依此类推可知各电子层具有的亚层数目和种类。
【电子亚层】见角量子数条。
【磁量子数】表示电子在原子中运动状态的四个量子数之一，符号为m，确定电子云在空间的取向，是代表角动量在磁场方向的分量的量子数。当角量子数l值一定时，磁量子数m的取值为0，±1，±2，±3……±l，即有（2l＋1)个数值。磁量子数有几个取值，就代表电子云在空间有几种取向，或者说有几个不同的轨道。例如，l=0时，m=0，表示s电子云无方向性，在空间只有一种取向，即只有一个轨道；l=1时，m=＋1，0，—1，表示p电子云在空间有三种取向，即有三个轨道；l=2时，m= 2，＋1.0，—1，—2，表示d电子云在空间有五种取向，即有五个轨道；余类推。
【等价轨道】又称简并轨道，指能量相等的原子轨道。例如n=2时的三个p轨道，2px，2py，2pz；其它如在主量子数相同时的五个d轨道，七个f轨道等，都是等价轨道。
【简并轨道】见等价轨道条。
【自旋量子数】表示电子在原子中运动状态的四个量子数之一，符号为ms，确定电子的自旋方向，是代表电子自身相反的两种运动的量子数。它仅
【能级】微观粒子系统在定态中只能处于一系列不连续的、分立的能量状态。按这些状态的能量由低到高加以排列即组成能级。在原子体系中，能级的高低主要由主量子数决定，但在多电子原子中又会出现能级交错现象（见能级交错)。在分子轨道理论中，认为原子轨道组成分子轨道，分子轨道也按能量分为若干能级。
【屏蔽效应】在多电子原子中，将其它电子对某个指定电子的排斥作用归结为，核电荷吸引电子的作用受到抵消，这种效应叫屏蔽效应。这样，对指定电子来说，它所受到核的作用，可以看成是具有核电荷（Z—σ)的核的作用。Z是核电荷，σ是屏蔽常数，（Z—σ)是有效核电荷。一般说来，内层电子对外层电子的屏蔽效应较大，同一层电子之间屏蔽效应较小；外层电子对内层电子的屏蔽效应很小，可忽略不计。
【有效核电荷】见屏蔽效应条。
【钻穿效应】在多电子原子中，在核附近出现几率较大的电子，可以较好地避免其他电子的屏蔽作用，受到较大的有效核电荷的吸引，因而能量较低。这种现象称为钻穿效应。钻穿效应主要是由于电子出现的几率径向分布不同形成的。钻穿效应不仅能解释n相同，l不同时轨道能量的高低；而且可以解释当n和l都不同时，有的轨道发生的能级顺序交错的现象。
【能级交错】在多电子原子中，当原子处于基态时，主量子数较大的某些轨道的能量反而低于主量子数较小的某些轨道的能量的现象。例如，从第4周期开始，4s轨道能量反比3d轨道能量低，按能量最低原理，电子应先填充4s轨道，然后再填充3d轨道。产生能级交错的原因比较复杂，可能跟屏蔽效应、钻穿效应及其它影响轨道能量的因素有关。
【泡利不相容原理】1925年由奥地利物理学家泡利（Pauli)提出。原理指出，在同一原子中不可能有四个量子数完全相同的电子，即每个原子轨道最多只能容纳两个电子，并且这两个电子的自旋必须相反。从而可得出，第n层电子最多能容纳的电子数是2n2个。
【能量最低原理】在不违背泡利原理的情况下，核外电子总是尽先排布在能量最低的轨道上，只有当这些轨道占满后，电子才依次进入能量较高的轨道。在多电子原子中，电子能量的高低与主量子数n和角量子数l有关。当n≥3时，出现能级交错现象（见能级交错)。
【洪特规则】也称等价轨道原则。由德国物理学家洪特（Hund)提出。在同一亚层的各个轨道上排布的电子，总是尽先分占不同的轨道，并且自旋方向相同。这样，整个原子的能量最低。洪特规则也有特例，等价轨道在全充满（P6、d10、f14)、半充满（p3、d5、f7)、全空（p0、d0、f0)时，原子结构比较稳定。例如，24Cr的电子排布式是1s22s22p63s23p63d54s1；29Cu的电子排布式是1s22s22p63s23p63d104s1。
【电子排布式】表示原子核外电子排布的式子。可清楚地表明各亚层中的电子数目。例如17Cl的电子排布式是1s22s22p63s23p5。
【轨道表示式】表示原子核外电子在各亚层、各轨道中排布的式子。能清楚地反映核外电子排布的规律。例如，7N的轨道表示式是：
【电离能】指从基态的气态原子、离子或分子，失去一个电子所需要的能量叫电离能，以千焦?摩尔-1为度量单位。元素的第一电离能指元素的基态的气态原子失去一个电子变为气态 1价阳离子所需要的能量。元素第一电离能的数值随原子序数的递增呈现周期性的变化。
【电子亲合能】指基态的气态原子、离子或分子得到一个电子所释放的能量。元素的电子亲合能指元素的气态原子得到一个电子变为气态-1价阴离子所释放的能量。从电子亲合能数据可以判断元素的原子得电子的难易。非金属元素一般具有比较大的电子亲合能。因此，非金属元素的原子比金属元素的原子容易得电子。
【电负性】分子中原子对成键电子吸引能力的相对大小的量度。目前有三套电负性数据：鲍林（Linus Pauling)电负性，用xp表示；密立根（Mulliken)电负性，用xM表示；阿莱-罗周（Allred-Rochow)电负性，用xA表示。三套电负性数据，是在不同的基础上计算出来的，因此它们的数值不完全相同，但都能反映元素的原子在化合物中吸引电子的能力。
