并非原子序数越大，能级差越小，而是在同一周期内原子序数越大，能级差越小。
原子核对电子的引力减去电子间斥力，所表现出来的才是正电荷真正对电子的引力，称之为有效电荷，原子序数越大，有效电荷就越大，电子就离原子核越近，所以半径越小，所以能极差越小。
为什么原子序数较高的氧原子其原子轨道能级低于相应碳
按照鲍林原子轨道能级图来看,所有元素的原子轨道能级是一样的.即所有元素的3p轨道能量都是一样的.
但是,随着原子序数的增加,核电荷对电子的吸引力增强,同种的原子轨道轨道能量会降低.
这就是“电负性较高的氧原子的原子轨道能级低于碳原子的相应的轨道能级”的原因.
怎么比较不同原子相同能级的能量高低?
如果不考虑两个原子是相互独立的话，直接比较两个电子的逸出功就好了。逸出所需要的能量大的电子，它能量小。
原子序数越大相同能级的能量越低：
比如：钠(3s)>钾(3s)，钠(2p)>钾(2p)。
学好物理的方法：
1、对物理有兴趣。物理本就是一门很抽象的学科，很多人都不喜欢物理这门课，因为这门课很难，而且很抽象，特别是那些文科生。
2、或者是偏科的学生，更是讨厌物理这门课程，没有兴趣，肯定也就学不好具体的课程，这是毋庸置疑的，所以兴趣是最好的老师，要想学好物理，就必须要培养对物理这门学科的兴趣。
3、善于多观察。物理是一门规律性很强的学科，遇到同样的知识点，遇到同样的题型，只要你做会了一次，在下一次遇到类似的题时。
4、你就不会害怕了，因为你观察到了这其中的规律和奥妙，你知道这是同类型的题，所以你完全有能力把这道题拿下，所以心里不着急。因为这是见过的题型，也就是一双善于观察的眼睛帮助了你。
原子能级交错问题
能级交错，在原子序数较大的原子中普遍存在，但是在原子序数小的原子中不存在，原子序数较高，能级越多，电子层间的相互作用导致了电子岑数较大的某些轨道的能量反而帝玉电子层数较小的某些轨道能量。
你现在应该是高中生吧，不需要深刻理解能级问题，尤其是第五--第七周期不会考到（除了化学竞赛和剑走偏锋的模拟题），牢记第四周期就好，这也是第四周期出现的，该周期的元素都是先填4S轨道，后填3d轨道，但是书写的时候还是按照3d4s这样的顺序写,因为要求是根据主量子数排列先后顺序的。
原子序数越大，能量越大吗
不是原子序数越大，能量越大。1）一般是周期越靠右，既周期越大，能量越大；2）一般中子占的比例越大，能量越大。前者1），比如最右边周期的惰性气体，由于自身平衡，致使抗拒外界作用力最强，之所以最强，就是因为能量最大所为。反过来逆推，越靠左边的能量越小。后者2），中子属于无性别，致使中子同性相斥的力可以忽略不计，而使中子几乎只剩下万有引力，所以中子比例大的也会使能量增加。这里之所以强调一般，是因为不同序数，除了内部电子云不尽相同影响自身能量，再则次外层饱和程度不同，也会影响能量的大小。所以不得不强调“一般”二字。
对原子轨道能级图描述原子轨道的能量随原子序数的增大而降低的理解
电子轨域都是针对最外层电子而言的。然后轨道离核越远，电子越活泼，能量越大的，但是会出现能级突变，因为分子轨域理论，antiobtial energy>obital energy,所以3d>4s，正常都是3s<3p<3d
一个高中化学知识点不太明白？
在化学中，电子在原子内的排列方式会影响元素的性质。主族元素是指原子序数在2到18之间的元素，这些元素在原子内的电子都是分布在同一个能级的电子层中的。
主族元素的电子配置满足规律：随着原子序数的增大，同周期的元素的活泼性依次减弱。这是因为原子序数越大，原子的电子层越多，原子的核电荷也越大，所以电子越难以离开原子核，活泼性越低。
同时，主族元素的电子配置还有另一个规律：随着原子序数的增大，同主族的元素的活泼性依次增强。这是因为同主族的元素的电子层数相同，但原子序数越大，原子核电荷越小，所以电子越容易离开原子核，活泼性越高。
副族元素是指原子序数在2到18之间的元素，但电子不是分布在同一个能级的电子层中的。副族元素的电子配置满足规律：同主族的元素的活泼性依次减弱。这是因为副族元素的电子层数与主族元素相同，但电子分布在能级较低的电子层中，所以电子越难以离开原子核，活泼性越低。
总结一下，主族元素同周期向右活泼性依次减弱，同主族向下活泼性依次增强，副族元素同主族向下活泼性减弱的原因是电子配置的不同。在原子内，电子的配置方式会影响元素的性质，例如活泼性。
希望这对您有帮助。如果您还有其他问题，请继续提问。
主量子数相同时,角量子数增大,能级间隔越小的原因
能级交错是指电子层数较大的某些轨道的能量反低于电子层数较小的某些轨道能量的现象。如4s反而比3d的能量小，填充电子时应先充满4s而后才填入3d轨道。过渡元素
钪的外层电子排布为4s23d1，失去电子时，按能级交错应先失去3d电子，成为4s23d0，而从原子光谱实验得知，却是先失4s上的电子成为4s13d1。这是由于3d电子的存在，削弱了原子核对4s电子的吸引而易失去的。过渡元素离子化时，大体是先失去ns电子，但也有先失去(n-1)d电子的，像钇等。能级交错的顺序不是绝对不变的，在原子序数
大的原子中，3d轨道可能比4s轨道的能量低。
简单的说，屏蔽效应由于电子相互作用引起的，表现为l相同时，n越大，就是电子离核平均距离越大，势能越大，轨道能量越高。
钻穿效应就是波函数
径向有n-l个峰，n相同时，l越小，峰越多，第一峰也钻得越深，势能越低，表现为n相同时，l越大，轨道能量越高。
关于化学中原子核外电子能级的问题
你要后边的也没用，因为第八周期的元素都没发现完。
当然，第八周期排满50个元素的话会涉及建立5g电子层的问题。
角量子数l=0的电子，也就是轨道角动量P=0，轨道呈圆形，这样的电子是s电子；l=1的是p电子，轨道呈无柄哑铃形；l=2的是d电子，轨道是三叶梅花形；l=3的是f电子；l=4的是g电子；l=5的是h电子；l=6的是i电子……
一般来说，就目前的周期表中，s、p、d、f已经足够，g待发现，至于之后的h、i、j……等，则以目前的科技水平，还不足以通过核反应获得原子量那么高的元素。【注：在原子核中，也存在这样的能级分布，且核物理学中大多数概念是引用原子物理的内容，就好比这个角量子数。在原子核里，中子和质子的能级有可能达到h、i……】
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电子是费米子，有4个量子数，分别是：主量子数、角量子数、磁量子数、自旋量子数。
主量子数n，相当于是电子层数，周期表中有K、L、M、N、O、P、Q……就是对电子层的命名，K层表示从最靠近原子核的地方数起的第一层电子，依此类推；
下边，说一下电子亚层的分布：原子中的束缚电子有四个量子数，主量子数已经说过了，还有三个量子数分别是：角量子数l、磁量子数m、自旋量子数ms。
电子围绕原子核转动，并不是所有电子都是作圆周运动，有的电子轨道存在角动量，它们围绕原子核转动的形状有：无柄哑铃形、三叶梅花形……当角量子数l=0的时候，电子做圆周运动，这样的电子叫做s电子，周期表中每个元素下边都写有sp等标注，比如ⅡA族元素，Mg，下边就写有3s²，3是主量子数，表示最外层电子是M层电子，s就是最外层电子的角量子数，说明这些电子绕核做圆周运动，上角标表示这样的电子有2个。
而当l=1时，就是p电子了，它们绕核做无柄哑铃形旋转运动；l=2的是d电子，l=3的是f电子，l=4的是g电子。【注：l≤n-1】
磁量子数决定电子亚层轨道的空间伸展方向，m=2l+1，每个空间伸展方向可命名为：-l、-(l-1)、-(l-2)……-2、-1、0、1、2、3……l-1、l；对于s电子轨道来说，其磁量子数m=1，也就是说每个主量子层中只存在一条s轨道，s轨道是球对称的；而p电子的磁量子数m=2×1+1=3，也就是说有3条P轨道，分别是Px、Py和Pz；d电子就有5条轨道，f电子是7条，g电子是9条……
自旋量子数ms，电子围绕自己的轴自转，有两个方向，顺时针或逆时针，电子自转会在表面形成其“电流”，两个自转相反的电子靠在一起会产生一股吸引力，性质就是电流安培力，这个力的作用使得两个电子之间的势能降低，更稳定。所以，比如基态Mg原子的3s轨道上的两个电子就是自旋相反的！换句话说，每个亚层轨道上只能容纳2个自旋相反的电子。
知道了这个，你就可以自己排布了，电子进驻原子轨道是从能量最低的轨道开始进入，所以，进入顺序是：1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→5s→4d→5p→6s→4f→5d→6p→7s→5f→6d→7p→8s→5g→6f→7d→8p→9s→6g→……
科顿能级图中各种同名轨道的能量为啥全都随原子序数增大而下降？谢谢了
可以从类氢原（离）子的能级来理解。 E = -Z^2Rh/n^2. 这里 n 为主量子数； Rh是李德保常数； Z是核电荷数（原子序数）。对于给定主量子数（同名轨道）能量是随原子序数（增加）的平方数而下降得。
核电荷数高，核子对核外的电子的“引力”就大，（稳定化）能量就低。
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