核外電子排布的規(guī)律

根據(jù)光譜實驗數(shù)據(jù)，多電子原子中的核外電子的排布規(guī)律可歸納為以下三條：能量最低原理、泡利不相容原理和洪特規(guī)則?！跋到y(tǒng)的能量愈低，愈穩(wěn)定”，是自然界的普遍規(guī)律。核外電子的排布也遵循這一規(guī)律。量的軌道，以使整個原子能量最低。這就是能量最低原理。在個別情況下，雖然按原子軌道能級由低到高的順序填充了，但并沒有達到使整個原子能量最低。例如第24號鉻，其價層電子按鮑林填電子順序從低到高排布應是3d44s2，但按3d54s1排布才使整個原子能量最低。PauliPauli不相容原理1925年，奧地利物理學家PauliW提出，在同一原子中不可能有四個量子數(shù)完全相同的2個電子同時存在，這就是泡利不相容原理(Pauliexclusionprinciple)。換言之，在一個原子中不容許有兩個電子處于完全相同的運動狀態(tài)。前已提到n，l，m三個量最多只能容納兩個自旋方向相反的電子。HundHund規(guī)則德國科學家HundF根據(jù)光譜實驗指出：“電子在能量相同的軌道（即簡并軌道）上排布時，總是盡可能以自旋相同的方向，分占不同的軌道，因為這樣的排布方式總能量最低”，這就是洪特規(guī)則（Hund’srule）。而若使兩個電子在一個軌道上成對，就要克服它們之間的斥力，要吸收額外的電子成對能(electronpairingenergy)，原子的總能量就會升高。例如，基態(tài)碳原子的電子排布為1s2s22p2,若以方框表示一個原子軌道，則碳原子的核外電子排布的軌道式應表示為而不應表示為光譜實驗結(jié)果和量子力學還指出，簡并軌道全充滿（如p6、d10、f14），半充滿（如p3、d5、f7）或全空（如p0、d0、f0）的這些狀態(tài)都是能量較低的穩(wěn)定狀態(tài)。這就解釋了24號元素鉻價層電子排布為3d54s1（半充滿）而不是3d44s2、也說明了29號元素銅的價層電子排布為解根據(jù)能量最低原理，我們將22個電子從能量最低的1s軌道上排起，每個軌道只能排2個電子，第3、4個電子填入2s軌道，2p能級有三個軌道，可以填6個電子，再以后填入3s、3p填滿后是18個電子。因為4s能量比3d低，所以第19、20個電子應先填入4s軌道。此時已63d24s2。在書寫電子排布式時，為簡化計，通常把內(nèi)層已達到稀有氣體電子層結(jié)構(gòu)的部分，用稀有氣體的元素符號加方括號表示，并稱為原子芯(atomickernel)。例如26號元素鐵的基態(tài)原子電子排布式為1s22s22p63s23p63d64s2可以寫成[Ar]3d64s2。又如47號銀基態(tài)原子的電子排布式為1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s1,可以寫成[kr]4d105s1。該寫法的另一優(yōu)點就是指出了在化學反層電子3d64s2,銀原子的價層電子4d105s1。書寫離子的電子排布式是在基態(tài)原子的電子排布式基礎(chǔ)上加上（負離子）或失去（正離子）電子。但要