核外電子排布規(guī)律總結

1、原子核外電子排布規(guī)律 能量最低原理：電子層劃分為KvLvMvOvPv對應電子層能量增大；原子核外電子排布按照能 量較低者低優(yōu)先排布原則. 每個電子層最多只能容納2n2個電子。 最外層最多只能容納8個電子（K層為最外層時不能超過2個） 次外層最多只能容納18個電子（K層為次外層時不能超過2個 倒數(shù)第三層最多只能容納32個電子注意：多條規(guī)律必須同時兼顧。簡單例子的結構特點：（1）離子的電子排布：主族元素陽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排布相同：負氧離子，氟離子和氖的核外電子排布是相 同的。（2）等電子粒子（

2、注意主要元素在周期表中的相對位置） 10 電子粒子:CH4、N3-、NHT、NH、NH4、02一、OH、巴 O H3O、HF Ne Na、Mg2、Al3 等。 18 電子粒子：SiH4、P3、Pli、S2、HS、H2S、Cl 一、HCI、Ar、Ca2+、p£等。特殊情況：F2、H2O2、C2H6、CIOH 核外電子總數(shù)及質子總數(shù)均相同的陽離子有：Na+、NHT、H3O+等；陰離子有：F-、OH、NHT；HS一、CI 一等。前18號元素原子結構的特殊性：（1）原子核中無中子的原子：1h（2） 最外層有1個電子的元素：H、Li、Na；最外層有2個電子的元素:Be、Mg He（3） 最外層

3、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U A、川A族元素的

4、原子序數(shù)差別有：第2、3周期（短周 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 位于過渡元素左側的主族元素，即I A、U 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 位于過渡元素左側的主族元素，即川 AA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

5、2+8+8+18+18=54(4) 元素周期表中除毗族元素之外，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,而其化合價有-1、+1、+3、+5、 +7，最外層有7個電子，氯元素位于 A族；硫元素的原子序數(shù)為16，而其化合價有-2、+4、 +6價，最外層有6個電子，硫元素位于W 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為第三周期川A族。元素周期律：(1

6、) 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) 元素化合價的變化規(guī)律：同周期自左向右，最高正價：+1+7,最高正價=主族序數(shù)(O F除外)，負價由-4-1，非金屬負價=-(8-族序數(shù))(3) 元素的金屬性：同周期自左向右逐漸減弱；同主族自上而下逐漸增強。(4) 元素的非金屬性：同周期制作仙游逐漸增強；同主族自上而下逐漸減弱。(5) 最高價化合物對應水化物的酸、堿性：同周期自左向右酸性逐漸增強，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。(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

7、漸增 強；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遵守下列次序：1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p<6s<4f<5d<6p<7s<5f<6d<7p規(guī)律總結：s有1個軌道，最多容納2個電子p有3個軌道，最多容納6個電子d有5個軌道，最多容納10個電子f有7個軌道，最多容納14個電子每一個軌道可以容納兩個自選方向相反的電子s<p<d(N+1) s<N d(N+1)pv(N+2)s<N fv(N+1)d原子核

8、外電子排布規(guī)律1、泡利不相容原理：每個軌道最多只能容納兩個電子，且自旋相反配對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：簡并軌道（能級相同的軌道）只有被電子逐一自旋平行地占據(jù)后，才能容納 第二個電子另外：等價軌道在全充滿、半充滿或全空的狀態(tài)是比較穩(wěn)定的，亦即下列電子結構是比較 穩(wěn)定的：全充滿-p6或d10或f14半充滿-p3 或d5或f7全空-p0 或dO或fO還有少數(shù)元素（如某些原子序數(shù)較大的過渡元素和鑭系、錒系中的某些元素）的電子排布 更為復雜，既不符合鮑林能級圖的排布順序，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驗結構得出的，我們應該尊重

9、光譜實驗事實。對于核外電子排布規(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，在這三條規(guī)則的指導下， 可以推導出元素原子的核外電子排布情況，在中學階段要求的前36號元素里，沒有例外的情況發(fā)生。1 .最低能量原理電子在原子核外排布時，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，我們站在地面上，不會覺得有什么危險；如果我們站在20層樓的頂上，再往下看時我們心理感到害怕。這是因為物體在越高處具有的勢能越高，物體總有從高處往低處的一種趨 勢，就像自由

10、落體一樣，我們從來沒有見過物體會自動從地面上升到空中，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，也具有同樣的性質，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)），也就是能量最低時的狀態(tài)。當有外加作用時，電子也是可以吸收能量到能量較高的狀態(tài)（激發(fā)態(tài)），但是它總有時時刻刻想回到基態(tài)的趨勢。一般來說，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。這兩種作用的總結果可以得出電子在原子核外排布時遵守下列次序：1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p2 .保里不相容原理我們已經(jīng)

11、知道，一個電子的運動狀態(tài)要從 4個方面來進行描述，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。在同一個原子中沒有也不可能有運動狀態(tài)完全 相同的兩個電子存在，這就是保里不相容原理所告訴大家的。根據(jù)這個規(guī)則，如果兩個電子 處于同一軌道，那么，這兩個電子的自旋方向必定相反。也就是說，每一個軌道中只能容納兩個自旋方向相反的電子。這一點好像我們坐電梯，每個人相當于一個電子，每一個電梯相 當于一個軌道，假設電梯足夠小，每一個電梯最多只能同時供兩個人乘坐，而且乘坐時必須 一個人頭朝上，另一個人倒立著（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個軌道，可以容納兩個自旋

12、相反的電子；p亞層有3個軌道，總共可以容納6個電子； f亞層有5個軌道，總共可以容納10個電子。我們還得知：第一電子層（K層）中只有1s亞層， 最多容納兩個電子；第二電子層（L層）中包括2s和2p兩個亞層，總共可以容納8個電子；第 3電子層（M層）中包括3s、3p、3d三個亞層，總共可以容納18個電子第n層總共可以容 納2n2個電子。3 洪特規(guī)則從光譜實驗結果總結出來的洪特規(guī)則有兩方面的含義：一是電子在原子核外排布時，將盡 可能分占不同的軌道，且自旋平行；洪特規(guī)則的第二個含義是對于同一個電子亞層，當電子 排布處于全滿（s2、p6、d10、f14）半滿（s1、p3、d5、f7 ）全空（s0、p0

13、、d0、f0 ）時比較穩(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人，要么電梯里都擠滿了兩個人，大家都覺得比較均等，誰也不抱怨誰； 如果有的電梯里擠滿了兩個人，而有的電梯里只有一個人，或有的電梯里有一個人，而有的 電梯里沒有人，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)、質子數(shù)、 核電荷數(shù)），如24號元素鉻，其原子核外總共有24個電子，然后將這24個電子從能量最低的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 亞層上最多能夠排布的電

14、子數(shù)為：s亞層2個，p亞層6個，d亞層10個, f亞層14個。最外層 電子到底怎樣排布，還要參考洪特規(guī)則，如 24號元素鉻的24個核外電子依次排列為1s22s22p63s23p64s23d4根據(jù)洪特規(guī)則，d亞層處于半充滿時較為穩(wěn)定，故其排布式應為:1s22s22p63s23p64s13d5最后，按照人們的習慣“每一個電子層不分隔開來”，改寫成1s22s22p63s23p63d54s1即可。原子核外電子排布應遵循的三大規(guī)律(一) 泡利不相容原理:1. 在同一個原子里，沒有運動狀態(tài)四個方面完全相同的電子存在，這個結論叫泡利不相 容原理。2. 根據(jù)這個原理，如果有兩個電子處于一個軌道(即電子層 電子

15、亞層 電子云的伸展方 向都相同的軌道)，那么這兩個電子的自旋方向就一定相反。3各個電子層可能有的最多軌道數(shù)為 ，每個軌道只能容納自旋相反的兩個電子，各 電子層可容納的電子總數(shù)為 2個。S3-2 1-4電子層可容納電子的量犬數(shù)目(11)K(1)L (2)M(3)N(4)電子亞層PPsPdf亞層中的軌道數(shù)11313r 513r 5?建層中的電子數(shù)2262610261014毎個電子層中可缺電子的馱數(shù)目211832(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 這些原子軌道占滿后，電子才依次進入能量較高的原子軌道，這個規(guī)律叫能量最低原理。2.能級：就

16、是把原子中不同電子層和亞層按能量高低排布成順序，象臺階一樣叫做能級。(1)同一電子層中各亞層的能級不相同，它們是按 s, p, d，f的次序增高。不同亞層：ns< npv nd< nf(2)在同一個原子中，不同電子層的能級不同。離核越近，n越小的電子層能級越低同中亞層：1s< 2s< 3s ; 1p< 2p< 3p ;(3) 能級交錯現(xiàn)象：多電子原子的各個電子，除去原子核對它們有吸引力外，同時各 個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產(chǎn)生了交錯現(xiàn)象。例如：巳d >E4S, E 4d >E5S, n> 3時有能級交錯現(xiàn)象。3 電子填入原子軌道順序：1s 2s2p 3s3p 4s3d4p 5s4d5p 6s4f5d6p 7s5f6d7p，能級由低漸高。（三）洪特規(guī)則：1. 在同一亞層中的各個軌道上，電子的排布盡可能單獨分占不同的軌道，而且自旋方向相同，這樣排布整個原子能量