核外电子排布规律总结

原子核外电子排布规律 能量最低原理：电子层划分为K<L<M<O<P<Q，对应电子层能量增大;原子核外电子排布按照能 量较低者低优先排布原则. 每个电子层最多只能容纳2n2个电子。 最外层最多只能容纳8个电子(K层为最外层时不能超过2个) 次外层最多只能容纳18个电子(K层为次外层时不能超过2个 倒数第三层最多只能容纳32个电子注意：多条规律必须同时兼顾。简单例子的结构特点:(1) 离子的电子排布:主族元素阳离子跟上一周期稀有气体的电子层排布一样，如钠离子、镁离 子、铝离子和氖的核外电子排布是一样的。阴离子更同一周期稀有气体的电子排布一样：负氧离子，氟离子和氖的核外电子排布是一 样的。(2) 等电子粒子(注意主要元素在周期表中的相对位置) 10 电子粒子:CH、N3-、NH-、NH、NH +、O2一、OH-、H 0、H O +、F-、HF、Ne、Na +、Mg2+、423423Al 3+ 等。 18 电子粒子：SiH、P3-、PH、S2-、HS-、H S、Cl-、HC1、Ar、K +、Ca2+、PH + 等。4324特殊情况：F、H O、C H、CH OH222263 核外电子总数与质子总数均一样的阳离子有：Na +、NH +、H O +等；阴离子有：F-、OH-、43NH- ；HS-、Cl -等。2前18号元素原子结构的特殊性：(1) 原子核中无中子的原子： 1H1(2) 最外层有1个电子的元素：H、Li、Na；最外层有2个电子的元素:Be、Mg、He(3) 最外层电子总数等于次外层电子数的元素：Be、Ar(4) 最外层电子数等于次外层电子数2倍的元素：C ；是次外层电子数3倍的元素：O ；是 次外层电子数4倍的元素： Ne(5) 最外层电子数是层电子数一半的元素:Li、P(6) 电子层数与最外层电子数相等的元素：H、Be、Al(7) 电子总数为最外层电子数2倍的元素： Be(8) 次外层电子数是最外层电子数2倍的元素：Li、Si元素周期表的规律：(1) 最外层电子数大于或等于3而又小于8的元素一定是主族元素，最外层电子数为1或2 的元素可能是主族、副族或0族元素，最外层电子数为8的元素是稀有气体(He例外)(2) 在元素周期表中，同周期的IIA.mA族元素的原子序数差别有：第2、3周期(短周期）元素原子序数都相差1;第4、5周期相差11；第6、7周期相差25（3）同主族、邻周期元素的原子序数差 位于过渡元素左侧的主族元素，即I A、IIA族，同主族、邻周期元素原子序数之差为下一 周期元素所在周期所含元素总数；相差的数分别为2,8,8,18,18,32 位于过渡元素左侧的主族元素，即皿AWA族，同主族、邻周期元素原子序数之差为下一 周期元素所在周期所含元素种数。例如，氯和溴的原子序数之差为35-17=18（溴所在第四周 期所含元素的种数）。相差的数分别为8,18,18,32，32. 同主族非县令的原子序数差为上述连续数的加和，如H和Cs的原子序数为2+8+8+18+18=54（4）元素周期表中除训族元素之外，原子序数为奇数（偶数）的元素，所属所在族的序数与 主要化合价也为奇数（偶数）。如：氯元素的原子序数为17，而其化合价有-1、+1、+3、 +5、 +7，最外层有7个电子，氯元素位于WA族；硫元素的原子序数为16，而其化合价有-2、+4、 +6价，最外层有6个电子，硫元素位于WA族。（5）元素周期表中金属盒非金属元素之间有一分界线，分界线右上方的元素为非金属元素， 分界线左下方的元素为非金属元素（H除外），分界线两边的元素一般既有金属性也有非金属 性。每周期的最右边金属的族序数与周期序数相等，如：Al为第三周期皿A族。元素周期律：（1）原子半径的变化规律：同周期主族元素自左向右，原子半径逐渐增大；同主族元素自上 而下，原子半径逐渐增大。（2）元素化合价的变化规律：同周期自左向右，最高正价：+1+7，最高正价二主族序数（0、 F除外），负价由-4-1,非金属负价=- （8-族序数）（3）元素的金属性：同周期自左向右逐渐减弱；同主族自上而下逐渐增强。（4）元素的非金属性：同周期制作仙游逐渐增强；同主族自上而下逐渐减弱。（5）最高价化合物对应水化物的酸、碱性：同周期自左向右酸性逐渐增强，碱性逐渐减弱； 同主族自上而下酸性逐渐减弱，碱性逐渐增强。（6）非金属气态氢化物的形成难以、稳定性：同周期自左向右形成由难到易，稳定性逐渐增 强；同主族自上而下形成由易到难，稳定性逐渐减弱。原子核外电子按照轨道式排布时遵守下列次序： 1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p<6s<4f<5d<6p<7s<5f<6d<7p规律总结：s有1个轨道，最多容纳2个电子p有3个轨道，最多容纳6个电子d有5个轨道，最多容纳10个电子f有7个轨道，最多容纳14个电子每一个轨道可以容纳两个自选方向相反的电子s<p<d（N+1） s<N d（N+1）p<（N+2）s<N f<（N+1）d原子核外电子排布规律1、泡利不相容原理：每个轨道最多只能容纳两个电子，且自旋相反配对2、能量最低原理：电子尽可能占据能量最低的轨道3、洪特规则：简并轨道（能级一样的轨道）只有被电子逐一自旋平行地占据后，才能容纳 第二个电子另外：等价轨道在全充满、半充满或全空的状态是比较稳定的，亦即下列电子结构是比较 稳定的：全充满-p6或d10或f14半充满-一p3或d5或f7全空p0或dO或f0还有少数元素（如某些原子序数较大的过渡元素和镧系、锕系中的某些元素）的电子排布 更为复杂，既不符合鲍林能级图的排布顺序，也不符合全充满、半充满与全空的规律。而这 些元素的核外电子排布是由光谱实验结构得出的，我们应该尊重光谱实验事实。对于核外电子排布规律，只要掌握一般规律，注意少数例外即可。处于稳定状态的原子，核外电子将尽可能地按能量最低原理排布，另外，由于电子不可能 都挤在一起，它们还要遵守保里不相容原理和洪特规则，一般而言，在这三条规则的指导下， 可以推导出元素原子的核外电子排布情况，在中学阶段要求的前36号元素里，没有例外的情 况发生。1最低能量原理电子在原子核外排布时，要尽可能使电子的能量最低。怎样才能使电子的能量最低呢？比 方说，我们站在地面上，不会觉得有什么危险；如果我们站在20层楼的顶上，再往下看时我 们心理感到害怕。这是因为物体在越高处具有的势能越高，物体总有从高处往低处的一种趋 势，就像自由落体一样，我们从来没有见过物体会自动从地面上升到空中，物体要从地面到 空中，必须要有外加力的作用。电子本身就是一种物质，也具有同样的性质，即它在一般情 况下总想处于一种较为安全（或稳定）的一种状态（基态），也就是能量最低时的状态。当有 外加作用时，电子也是可以吸收能量到能量较高的状态（激发态），但是它总有时时刻刻想回 到基态的趋势。一般来说，离核较近的电子具有较低的能量，随着电子层数的增加，电子的 能量越来越大；同一层中，各亚层的能量是按s、p、d、f的次序增高的。这两种作用的总结 果可以得出电子在原子核外排布时遵守下列次序：1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p2保里不相容原理我们已经知道，一个电子的运动状态要从4个方面来进行描述，即它所处的电子层、电子亚 层、电子云的伸展方向以与电子的自旋方向。在同一个原子中没有也不可能有运动状态完全 一样的两个电子存在，这就是保里不相容原理所告诉大家的。根据这个规则，如果两个电子 处于同一轨道，那么，这两个电子的自旋方向必定相反。也就是说，每一个轨道中只能容纳 两个自旋方向相反的电子。这一点好像我们坐电梯，每个人相当于一个电子，每一个电梯相 当于一个轨道，假设电梯足够小，每一个电梯最多只能同时供两个人乘坐，而且乘坐时必须 一个人头朝上，另一个人倒立着（为了充分利用空间）。根据保里不相容原理，我们得知： s 亚层只有1个轨道，可以容纳两个自旋相反的电子；p亚层有3个轨道，总共可以容纳6个电子;f亚层有5个轨道，总共可以容纳10个电子。我们还得知：第一电子层（K层）中只有1s亚层, 最多容纳两个电子；第二电子层（L层）中包括2s和2p两个亚层，总共可以容纳8个电子；第 3电子层（M层）中包括3s、3p、3d三个亚层，总共可以容纳18个电子第n层总共可以容 纳2n2个电子。3洪特规则从光谱实验结果总结出来的洪特规则有两方面的含义：一是电子在原子核外排布时，将尽 可能分占不同的轨道，且自旋平行；洪特规则的第二个含义是对于同一个电子亚层，当电子 排布处于全满（s2、p6、d10、f14）半满（s1、p3、d5、f7）全空（s0、p0、d0、f0）时比较稳定。这类似于我们坐电梯的情况中，要么电梯是空的， 要么电梯里都有一个人，要么电梯里都挤满了两个人，大家都觉得比较均等，谁也不抱怨谁； 如果有的电梯里挤满了两个人，而有的电梯里只有一个人，或有的电梯里有一个人，而有的 电梯里没有人，则必然有人产生抱怨情绪，我们称之为不稳定状态。二、核外电子排布的方法对于某元素原子的核外电子排布情况，先确定该原子的核外电子数（即原子序数、质子数、 核电荷数），如24号元素铬，其原子核外总共有24个电子，然后将这24个电子从能量最低的1s 亚层依次往能量较高的亚层上排布，只有前面的亚层填满后，才去填充后面的亚层，每一个 亚层上最多能够排布的电子数为：s亚层2个，p亚层6个，d亚层10个，f亚层14个。最外层 电子到底怎样排布，还要参考洪特规则，如24号元素铬的24个核外电子依次排列为1s22s22p63s23p64s23d4根据洪特规则，d亚层处于半充满时较为稳定，故其排布式应为：1s22s22p63s23p64s13d5最后，按照人们的习惯“每一个电子层不分隔开来”，改写成1s22s22p63s23p63d54s1即可。原子核外电子排布应遵循的三大规律（一）泡利不相容原理：1在同一个原子里，没有运动状态四个方面完全一样的电子存在，这个结论叫泡利不相 容原理。2根据这个原理，如果有两个电子处于一个轨道（即电子层电子亚层电子云的伸展方 向都一样的轨道），那么这两个电子的自旋方向就一定相反。3各个电子层可能有的最多轨道数为，每个轨道只能容纳自旋相反的两个电子，各电 子层可容纳的电子总数为2个。表社2 1-4电子层可容抽电子的呈大数目电子层（11）K(1)L(2)M(4)电子亚层SSPSPdSPdf匝中的轨道数1131351357匝中的軒数2262610261014毎牛軒层中可容納 电子的馱数目281832（二）能量最低原理：1在核外电子的排布中，通常状况下，电子总是尽先占有能量最低的原子轨道，只有当 这些原子轨道占满后，电子才依次进入能量较高的原子轨道，这个规律叫能量最低原理。2能级：就是把原子中不同电子层和亚层按能量高低排布成顺序，象台阶一样叫做能级。（1）同一电子层中各亚层的能级不一样，它们是按s, p，d，f的次序增高。不同亚层：ns< np< nd< nf（2）在同一个原子中，不同电子层的能级不同。离核越近，n越小的电子层能级越低。同中亚层：1s< 2s< 3s； 1p< 2p< 3p；（3）能级交错现象：多电子原子的各个电子，除去原子核对