主量子數n是用來描述原子中電子出現幾率最大區域離核的遠近，或者說它是決定電子層數的。n相同的電子為一個電子層，電子近乎在同樣的空間范圍內運動，故稱主量子數。主量子數的n的取值為1，2，3...等正整數，對應的電子層符號分別為K、L、M、N等。例如，n=1代表電子離核的平均距離最近的一層，即第一電子層（K層）；n=2代表電子離核的平均距離比第一層稍遠的一層，即第二電子層（L層）。余此類推。可見n愈大電子離核的平均距離愈遠。主量子數n是決定電子能量高低的主要因素，在原子軌道形狀相同的情況下，n值越大電子能量越高，且這些能量值呈離散分布，任兩階之間沒有過度變化，故電子在不同能量間跳躍轉換時，其能量變化不連續。
定義
主量子數只能取正整數的值。當主量子數增加時，原子軌道變大，原子的散逸層電子將處于更高的能量值（能量值只能取確定的、分離的值，這些能量值稱為能級），因此受到原子核的束縛更小。這是波爾模型引入的唯一一個量子數。主量子數n是用來描述原子中電子出現幾率最大區域離核的遠近，或者說它是決定電子層組數的。因為電子排布遵循最低能量原理排布順序為ns→(n-2)f→(n-1)d→np，故當主量子數等于3時能級排到1s2s2p3s3p3d。
在光譜學上常用大寫拉丁字母K，L，M，N，O，P，Q代表電子層數。
主量子數（n）1 2 3 4 5 6 7
電子層符號K L M N O P Q
對單電子原子來說：
n值愈大，電子的能量愈高。例如氫原子中電子的能量完全由主量子數n決定。
對多電子原子來說：
核外電子的能量除了同主量子數n有關以外還同原子軌道（或電子云）的形狀有關。
因此，n值愈大，電子的能量愈高這句話，只有在原子軌道（或電子云）的形狀相同的條件下，才是正確的。
主要作用
決定原子中電子的能量及與核的平均距離（一般能量低的趨向近軌道,r較小，反之則反），即表示電子所處的量子殼層。如K、L、M…，n=1,2,3。主量子數n代表每個軌道上電子的相對總能量（因為勢能是相對的）以及距離原子核不同距離的能量差值。相同n值所對應的軌道經常被稱作原子殼層，對應能量值稱為能級。
泡利不相容原理
有一系列量子數涉及原子的能態。四種量子數：主量子數n、角量子數?、磁量子數m以及自旋量子數s共同確定了原子的某個電子所具有的唯一量子態。一個原子中兩個電子的四個量子數不可能完全相同，這個規律即泡利不相容原理。
參考資料 >