核外電子排布規(guī)律總結(jié)

1、.原子核外電子排布規(guī)律能量最低原理 : 電子層劃分為 K<L<M<O<P<Q,對(duì)應(yīng)電子層能量增大 ; 原子核外電子排布按照能量較低者低優(yōu)先排布原則.每個(gè)電子層最多只能容納2n2 個(gè)電子。 最外層最多只能容納8 個(gè)電子（ K 層為最外層時(shí)不能超過(guò)2 個(gè)）次外層最多只能容納 18 個(gè)電子（ K 層為次外層時(shí)不能超過(guò) 2 個(gè)倒數(shù)第三層最多只能容納 32 個(gè)電子注意：多條規(guī)律必須同時(shí)兼顧。簡(jiǎn)單例子的結(jié)構(gòu)特點(diǎn) :(1) 離子的電子排布 : 主族元素陽(yáng)離子跟上一周期稀有氣體的電子層排布相同 , 如鈉離子、鎂離子、鋁離子和氖的核外電子排布是相同的。陰離子更同一周期稀有氣體的電子

2、排布相同：負(fù)氧離子，氟離子和氖的核外電子排布是相同的。（ 2）等電子粒子（注意主要元素在周期表中的相對(duì)位置）10 電子粒子 :CH4 、N3 、NH2 、 NH3 、NH4 、 O2 、OH 、 H2 O、H3 O 、F 、HF、 Ne、Na 、Mg2 、Al 3 等。18 電子粒子： SiH 4 、P3 、 PH3 、 S2 、HS 、 H2 S、Cl、HCl、Ar、 K 、 Ca2 、 PH4 等。特殊情況： F2 、H2 O2 、 C2 H6 、CH3 OH核外電子總數(shù)及質(zhì)子總數(shù)均相同的陽(yáng)離子有：Na 、NH4 、H3 O 等；陰離子有： F 、OH 、NH2 ；HS、 Cl等。前 18

3、 號(hào)元素原子結(jié)構(gòu)的特殊性：（ 1）原子核中無(wú)中子的原子： 11 H（ 2）最外層有 1 個(gè)電子的元素： H、 Li 、 Na；最外層有 2 個(gè)電子的元素 :Be 、 Mg、 He（ 3）最外層電子總數(shù)等于次外層電子數(shù)的元素： Be、Ar（ 4）最外層電子數(shù)等于次外層電子數(shù) 2 倍的元素： C ；是次外層電子數(shù) 3 倍的元素： O ；是次外層電子數(shù) 4 倍的元素： Ne（ 5）最外層電子數(shù)是內(nèi)層電子數(shù)一半的元素 :Li 、P（ 6）電子層數(shù)與最外層電子數(shù)相等的元素： H、Be、 Al（ 7）電子總數(shù)為最外層電子數(shù) 2 倍的元素： Be（ 8）次外層電子數(shù)是最外層電子數(shù)2 倍的元素： Li 、Si

4、元素周期表的規(guī)律：（ 1）最外層電子數(shù)大于或等于3 而又小于 8 的元素一定是主族元素，最外層電子數(shù)為1 或 2的元素可能是主族、副族或0 族元素，最外層電子數(shù)為8 的元素是稀有氣體（ He 例外）（ 2）在元素周期表中，同周期的A、 A 族元素的原子序數(shù)差別有：第2、3 周期（短周.下載可編輯 .期）元素原子序數(shù)都相差 1；第 4、5 周期相差 11；第 6、7 周期相差 25 （ 3）同主族、鄰周期元素的原子序數(shù)差位于過(guò)渡元素左側(cè)的主族元素，即A、A 族，同主族、鄰周期元素原子序數(shù)之差為下一周期元素所在周期所含元素總數(shù)；相差的數(shù)分別為2,8,8,18,18,32位于過(guò)渡元素左側(cè)的主族元素，

5、即A A 族，同主族、鄰周期元素原子序數(shù)之差為下一周期元素所在周期所含元素種數(shù)。例如，氯和溴的原子序數(shù)之差為35-17=18（溴所在第四周期所含元素的種數(shù)） 。相差的數(shù)分別為8,18,18,32 ，32.同主族非縣令的原子序數(shù)差為上述連續(xù)數(shù)的加和，如H 和Cs 的原子序數(shù)為2+8+8+18+18=54（ 4）元素周期表中除族元素之外，原子序數(shù)為奇數(shù)（偶數(shù)）的元素，所屬所在族的序數(shù)及主要化合價(jià)也為奇數(shù)（偶數(shù)） 。如：氯元素的原子序數(shù)為 17，而其化合價(jià)有 -1 、+1、+3、 +5 、 +7 ，最外層有 7 個(gè)電子，氯元素位于 A 族；硫元素的原子序數(shù)為 16，而其化合價(jià)有 -2 、+4、 +6

6、 價(jià)，最外層有 6 個(gè)電子，硫元素位于 A 族。（ 5）元素周期表中金屬盒非金屬元素之間有一分界線，分界線右上方的元素為非金屬元素，分界線左下方的元素為非金屬元素（ H 除外），分界線兩邊的元素一般既有金屬性也有非金屬性。每周期的最右邊金屬的族序數(shù)與周期序數(shù)相等，如：Al 為第三周期 A 族。元素周期律：（ 1）原子半徑的變化規(guī)律：同周期主族元素自左向右，原子半徑逐漸增大；同主族元素自上而下，原子半徑逐漸增大。（ 2）元素化合價(jià)的變化規(guī)律：同周期自左向右，最高正價(jià)： +1+7, 最高正價(jià) =主族序數(shù)（ O、 F 除外），負(fù)價(jià)由 -4 -1 ，非金屬負(fù)價(jià) =- （8- 族序數(shù)）（ 3）元素的金屬

7、性：同周期自左向右逐漸減弱；同主族自上而下逐漸增強(qiáng)。（ 4）元素的非金屬性：同周期制作仙游逐漸增強(qiáng)；同主族自上而下逐漸減弱。（ 5）最高價(jià)化合物對(duì)應(yīng)水化物的酸、堿性：同周期自左向右酸性逐漸增強(qiáng)，堿性逐漸減弱；同主族自上而下酸性逐漸減弱，堿性逐漸增強(qiáng)。（ 6）非金屬氣態(tài)氫化物的形成難以、穩(wěn)定性：同周期自左向右形成由難到易，穩(wěn)定性逐漸增強(qiáng)；同主族自上而下形成由易到難，穩(wěn)定性逐漸減弱。原子核外電子按照軌道式排布時(shí)遵守下列次序：1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p<6s<4f<5d<6p&l

8、t;7s<5f<6d<7p規(guī)律總結(jié)： s 有1個(gè)軌道，最多容納 2個(gè)電子p 有3個(gè)軌道，最多容納 6個(gè)電子d 有5個(gè)軌道，最多容納 10個(gè)電子f 有 7個(gè)軌道，最多容納 14個(gè)電子每一個(gè)軌道可以容納兩個(gè)自選方向相反的電子s<p<d（ N+1）s<N d(N+1)p<(N+2)s<N f<(N+1)d.下載可編輯 .原子核外電子排布規(guī)律1 、泡利不相容原理：每個(gè)軌道最多只能容納兩個(gè)電子，且自旋相反配對(duì)2 、能量最低原理：電子盡可能占據(jù)能量最低的軌道3 、洪特規(guī)則：簡(jiǎn)并軌道（能級(jí)相同的軌道）只有被電子逐一自旋平行地占據(jù)后，才能容納第二個(gè)電子另外

9、：等價(jià)軌道在全充滿、半充滿或全空的狀態(tài)是比較穩(wěn)定的，亦即下列電子結(jié)構(gòu)是比較穩(wěn)定的：全充滿-p6 或 d10 或 f14半充滿-p3或 d5或 f7全空 -p0或 d0或 f0還有少數(shù)元素（如某些原子序數(shù)較大的過(guò)渡元素和鑭系、錒系中的某些元素）的電子排布更為復(fù)雜，既不符合鮑林能級(jí)圖的排布順序，也不符合全充滿、半充滿及全空的規(guī)律。而這些元素的核外電子排布是由光譜實(shí)驗(yàn)結(jié)構(gòu)得出的，我們應(yīng)該尊重光譜實(shí)驗(yàn)事實(shí)。對(duì)于核外電子排布規(guī)律，只要掌握一般規(guī)律，注意少數(shù)例外即可。處于穩(wěn)定狀態(tài)的原子，核外電子將盡可能地按能量最低原理排布，另外，由于電子不可能都擠在一起，它們還要遵守保里不相容原理和洪特規(guī)則，一般而言，在

10、這三條規(guī)則的指導(dǎo)下，可以推導(dǎo)出元素原子的核外電子排布情況，在中學(xué)階段要求的前 36號(hào)元素里，沒(méi)有例外的情況發(fā)生。1 最低能量原理電子在原子核外排布時(shí)，要盡可能使電子的能量最低。怎樣才能使電子的能量最低呢？比方說(shuō)，我們站在地面上，不會(huì)覺(jué)得有什么危險(xiǎn)；如果我們站在 20層樓的頂上，再往下看時(shí)我們心理感到害怕。這是因?yàn)槲矬w在越高處具有的勢(shì)能越高，物體總有從高處往低處的一種趨勢(shì)，就像自由落體一樣，我們從來(lái)沒(méi)有見(jiàn)過(guò)物體會(huì)自動(dòng)從地面上升到空中，物體要從地面到空中，必須要有外加力的作用。電子本身就是一種物質(zhì)，也具有同樣的性質(zhì)，即它在一般情況下總想處于一種較為安全（或穩(wěn)定）的一種狀態(tài)（基態(tài)） ，也就是能量最低

11、時(shí)的狀態(tài)。當(dāng)有外加作用時(shí)，電子也是可以吸收能量到能量較高的狀態(tài)（激發(fā)態(tài)） ，但是它總有時(shí)時(shí)刻刻想回到基態(tài)的趨勢(shì)。一般來(lái)說(shuō)，離核較近的電子具有較低的能量，隨著電子層數(shù)的增加，電子的能量越來(lái)越大；同一層中，各亞層的能量是按 s、p、d、f 的次序增高的。這兩種作用的總結(jié)果可以得出電子在原子核外排布時(shí)遵守下列次序： 1s、2s、 2p、3s、3p、4s 、3d、 4p2 保里不相容原理我們已經(jīng)知道，一個(gè)電子的運(yùn)動(dòng)狀態(tài)要從 4個(gè)方面來(lái)進(jìn)行描述，即它所處的電子層、電子亞層、電子云的伸展方向以及電子的自旋方向。在同一個(gè)原子中沒(méi)有也不可能有運(yùn)動(dòng)狀態(tài)完全相同的兩個(gè)電子存在，這就是保里不相容原理所告訴大家的。根

12、據(jù)這個(gè)規(guī)則，如果兩個(gè)電子處于同一軌道，那么，這兩個(gè)電子的自旋方向必定相反。也就是說(shuō)，每一個(gè)軌道中只能容納.下載可編輯 .兩個(gè)自旋方向相反的電子。這一點(diǎn)好像我們坐電梯，每個(gè)人相當(dāng)于一個(gè)電子，每一個(gè)電梯相當(dāng)于一個(gè)軌道，假設(shè)電梯足夠小，每一個(gè)電梯最多只能同時(shí)供兩個(gè)人乘坐，而且乘坐時(shí)必須一個(gè)人頭朝上，另一個(gè)人倒立著（為了充分利用空間） 。根據(jù)保里不相容原理，我們得知： s 亞層只有 1個(gè)軌道，可以容納兩個(gè)自旋相反的電子； p 亞層有 3個(gè)軌道，總共可以容納 6個(gè)電子； f 亞層有 5個(gè)軌道，總共可以容納 10個(gè)電子。我們還得知：第一電子層（ K 層）中只有 1s 亞層，最多容納兩個(gè)電子；第二電子層（

13、L 層）中包括 2s 和2p 兩個(gè)亞層，總共可以容納 8個(gè)電子；第3電子層（ M層）中包括 3s、3p、3d 三個(gè)亞層，總共可以容納 18個(gè)電子 第 n 層總共可以容納 2n2個(gè)電子。3 洪特規(guī)則從光譜實(shí)驗(yàn)結(jié)果總結(jié)出來(lái)的洪特規(guī)則有兩方面的含義：一是電子在原子核外排布時(shí)，將盡可能分占不同的軌道，且自旋平行；洪特規(guī)則的第二個(gè)含義是對(duì)于同一個(gè)電子亞層，當(dāng)電子排布處于全滿（ s2、p6、d10、 f14 ）半滿（ s1、p3、d5、 f7 ）全空（ s0、p0、d0、 f0 ）時(shí)比較穩(wěn)定。這類似于我們坐電梯的情況中，要么電梯是空的，要么電梯里都有一個(gè)人，要么電梯里都擠滿了兩個(gè)人，大家都覺(jué)得比較均等，誰(shuí)

14、也不抱怨誰(shuí)；如果有的電梯里擠滿了兩個(gè)人，而有的電梯里只有一個(gè)人，或有的電梯里有一個(gè)人，而有的電梯里沒(méi)有人，則必然有人產(chǎn)生抱怨情緒，我們稱之為不穩(wěn)定狀態(tài)。二、核外電子排布的方法對(duì)于某元素原子的核外電子排布情況，先確定該原子的核外電子數(shù)（即原子序數(shù)、質(zhì)子數(shù)、核電荷數(shù)），如 24號(hào)元素鉻，其原子核外總共有 24個(gè)電子，然后將這 24個(gè)電子從能量最低的 1s 亞層依次往能量較高的亞層上排布，只有前面的亞層填滿后，才去填充后面的亞層，每一個(gè)亞層上最多能夠排布的電子數(shù)為： s 亞層 2個(gè)， p 亞層 6個(gè)， d 亞層 10個(gè)， f 亞層 14個(gè)。最外層電子到底怎樣排布，還要參考洪特規(guī)則，如 24號(hào)元素鉻的

15、 24個(gè)核外電子依次排列為1s22s22p63s23p64s23d4根據(jù)洪特規(guī)則， d 亞層處于半充滿時(shí)較為穩(wěn)定，故其排布式應(yīng)為：1s22s22p63s23p64s13d5最后，按照人們的習(xí)慣“每一個(gè)電子層不分隔開(kāi)來(lái)”，改寫成1s22s22p63s23p63d54s1即可。原子核外電子排布應(yīng)遵循的三大規(guī)律.下載可編輯 .（一）泡利不相容原理：1在同一個(gè)原子里， 沒(méi)有運(yùn)動(dòng)狀態(tài)四個(gè)方面完全相同的電子存在，這個(gè)結(jié)論叫泡利不相容原理。2根據(jù)這個(gè)原理， 如果有兩個(gè)電子處于一個(gè)軌道（即電子層電子亞層電子云的伸展方向都相同的軌道），那么這兩個(gè)電子的自旋方向就一定相反。3各個(gè)電子層可能有的最多軌道數(shù)為，每個(gè)軌

16、道只能容納自旋相反的兩個(gè)電子，各電子層可容納的電子總數(shù)為2個(gè)。.下載可編輯 .（二） 能量最低原理：1在核外電子的排布中，通常狀況下，電子總是盡先占有能量最低的原子軌道，只有當(dāng)這些原子軌道占滿后，電子才依次進(jìn)入能量較高的原子軌道，這個(gè)規(guī)律叫能量最低原理。2能級(jí)：就是把原子中不同電子層和亞層按能量高低排布成順序，象臺(tái)階一樣叫做能級(jí)。（1） 同一電子層中各亞層的能級(jí)不相同，它們是按s， p， d，f 的次序增高。不同亞層： ns< np< nd< nf（2） 在同一個(gè)原子中，不同電子層的能級(jí)不同。離核越近，n 越小的電子層能級(jí)越低。同中亞層： 1s< 2s< 3s ；1p< 2p< 3p ；（3） 能級(jí)交錯(cuò)現(xiàn)象：多電子原子的各個(gè)電子，除去原子核對(duì)它們有吸引力外，同時(shí)各個(gè)電子之間還存在著排斥力，因而使多電子原子的電子所處的能級(jí)產(chǎn)生了交錯(cuò)現(xiàn)象。例如： E3d >E4S , E 4d &g