②泡利原理：(Pauli exclusion principle) 一个原子轨道上最多能排布几个电子的呢？物理学家泡利指出一个原子轨道上最多排布两个电子，且这两个电子必须具有不同的自旋。
按照能量最低原理和泡利不相容原理，硼原子B的电子排布是1s22s22p1。其轨道表示式如图：
③洪特规则：氮原子的电子排布是1s22s22p3，那么2p轨道上的3个电子在3个2p轨道如何排布呢？
洪特在研究了大量原子光谱的实验后总结出了一个规律，即电子在能量相同的轨道上排布时，尽量分占不同的轨道且自旋平行，这样的排布方式使原子的能量最低。可见，洪特规则是能量最低原理的一个特例。因此，氮原子的3个2p电子在3个在2p轨道上的排布为：
2p 。
3p 3s 2p 2s 1s
? ?? ??
经验的补充规则：等价轨道全充满、半充满、全空的状态比较稳定。如24号元素Cr和29号元素Cu的电子排布式分别写为：
Cr： 1s22s22p63s23p63d54s1 Cu：1s22s22p63s23p63d104s1。 电子填入轨道的次序：
注意：具体元素原子的电子排布情况应尊重实验事实。 （3）表示方法：
根据以上电子排布的三条规则，就可以确定各元素原子基态时的排布情况，电子在核外的排布情况简称电子构型，表示的方法通常有两种。
①轨道表示法
1s 2s 2p 如：
C
一个方框表示一个轨道。↑、↓表示不同自旋方向的电子。 ②电子排布式（亦称电子组态） 如：C 1s2 2s2 2p2
式中右上角的数字表示该轨道中电子的数目。
为了简化，常用“原子实”来代替部分内电子层构型。所谓原子实，是指某原子内电子层构型与某一稀有气体原子的电子层构型相同的那一部分实体。如24Fe：2s22p63p23p63d6 s2可表示为[Ar]3d64s2
说明：竟赛要求能够根据原子序数写出元素周期表中所有元素的电子排布式。下面是需要重点记忆的几种特殊情况：
Cr3d54s1 Cu310d4S1 Mo45d5S1 Pd410dRu4d75s1 Rh4d85S1 Pt5d96S1 Nb4d45s1 W5d44s2
La4f05d16S2
5d16s2
稀土 La Ce Gd Lu 其它 4f n5d06s2
铈 钆 镥
6d17s2 6d27s2
锕系 Ac Pa U Np Cm Lr Th 其它 5f n6d 07s2
锕 镤 铀 镎 锔 铹 钍
二、元素周期律
1、原子的电子层结构和周期律
??p逐个增入。 （1）随核电荷增大电子呈周期性分布，每个周期的电子由s?（2）新周期开始出现新电子层。 周期序数= 原子的电子层数n
每周期中元素的数目等于相应能级组中原子轨道所能容纳的电子的总数。 （3）主族元素的族序数 = 原子最外层电子数
副族元素的族序数= 原子次外层d电子数与最外层s电子数之和（ⅧB、ⅠB、ⅡB除外） （4）周期表按电子层结构分五个区（s、p、d、ds、f ），如下图所示。
s区 d区 (n-1)d1～9ns1～2 ds区 (n-1)d10ns1～2 p区 ns2np1～6 ～ ns12
元素金属性和非金属性的递变：从左到右，金属性逐渐减弱；从上到下，金属性逐渐增强。
周期律：元素的性质随元素原子序数的增加而呈周期性变化的规律。 2、元素基本性质的周期性——原子结构与原子参数的关系 （1）有效核电荷：Z*
f 区 (n-2)f 0～14(n-1)d 0～1ns2 Z*= Z－σ 内层电子σ大； 同层电子间σ小； 外层电子σ= 0； 对称结构σ大。
（2）原子半径：两个原子核间距的一半（原子半径通常包括金属半径、共价半径和范德华半径）。
H He 37 122 Li Be B C N O F Ne 123 89 80 77 70 66 64 160 Na Mg Al Si P S Cl Ar
Zr Nb Mo Ru Rh Pd 145 134 129 124 125 128 La Hf Ta W Os Ir Pt 169 144 134 130 126 127 130 部分元素原子半径/pm
157 136 125 117 110 104 99 191
K Ca 203 174
La系收缩结果使镧系以后的元素原子半径与下一周期相应的同族元素原子半径非常接近。故性质相似，难分离，自然界共生。
（3）电离能（势）I
定义：元素的气态原子在基态时失去一个电子成为一价气态正离子所需要的能量，称元素的第一电离能。
基态M（g）???M+(g) ???M2+(g) ??? M3+(g)
?e?e?e??Al+(g)…… 例如：Al(g) ?第一电离能I1= 578 kJ·mol-1；第二电离能I2=1823 kJ·mol-1； 第三电离能 I3=2751 kJ·mol-1
?e
I大，难失电子；I小，易失电子，金属性强。
规律：①同周期Z* 增大，半径减小，稍有起伏（半充满、全充满结构稳定）。
②同族元素Z*增加不多，半径增大起主导作用。 ③长周期中也有起伏，I增大不如短周期明显。 （4）电子亲合能
定义：一个基态的气态原子得到一个电子形成一价气态负离子所放出的能量。称该原子的第一电子亲合能。
习惯上把放出能量的电子亲合能EA用正号表示。
??O(g) EA=141.8 kJ·mol1 O(g)+e?－
－
EA反映原子得电子难易程度。EA大，易得电子，非金属性强。
H 72.8 Li 59.6 Na 59.6 K 48.4 Rb 46.9 Cs 45.5
B 26.7
Ga 28.9 Ge 119 In 28.9 Sn 107 Al 42.5
Si 134
Tl 19.3
Pb 35.1
C 122 N -7 P 72.0
As 78.2 Sb 103 Bi 91.3
O 141 S 200
Se 195 Te 190 Po 183
－
F 328 Cl 349 Br 325 I 295 At 270
部分元素的第一电子亲合能(kJ·mol1)
规律：①自左向右Z*核电荷大，半径减小，易与电子形成8电子稳定结构。
②半充满，全充满时EA小，例如：氮族，稀有气体。
③同一主族自上而下EA变小，但第二周期例外，如：F、O、N比Cl、S、P小。 （5）电负性：原子在分子中吸引电子的能力。
1932年化学家鲍林(L. Pauling)指出:“电负性是元素的原子在化合物中吸引电子能力的标度。”并提出：F的负电性为4.0，其它原子的负电性均为相对值，以Xp表示。Xp的数值越大, 表示该元素的原子吸引电子的能力就越强; 反之, Xp的数值越小, 表示该元素的原子吸引电子的能力就越弱。。
从上表可以看出：
①周期表中从左到右电负性逐渐增大，从上到下电负性逐渐减小。电负性可用于区分金属和非金属。金属的电负性一般小于1.9，而非金属元素的电负性一般大于2.2，处于1.9与2.2之间的元素人们把它们称为“类金属”，它们既有金属性又有非金属性。
②周期表中左上角与右下角的相邻元素，如锂和镁、铍和铝、硼和硅等，有许多相似的性质。例如，锂和镁都能在空气中燃烧，除生成氧化物外同时生成氮化物；铍和铝的氢氧化物都具有两性；硼和硅都是“类金属”等等。人们把这种现象称为对角线规则。
H
2.3Li 0.9Na 0.87
Be 1.58 Mg 1.29 Ca 1.03 Sr 0.96 Ba 0.88
B 2.05 Al 1.61 Ga 1.76
C 2.54 Si 1.92 Ge 1.99 Sn 1.82 Pb 1.85
N 3.07 P 2.25 As 2.21 Sb 1.98
O 3.61 S 2.59 Se 2.42 Te 2.16 Po (2.19)
F 4.19 Cl 2.87 Br 2.68 I 2.36 At (2.39)
He4.16Ne 4.79
Ar 3.24 Kr 2.97
K 0.73 Rb 0.7Cs 0.6
In 1.66 Tl 1.79
Xe 2.58 Rn (2.6)
Bi (2.01)
部分元素的电负性
【典型例题】
例1、氢原子的核外电子在第四轨道上运动时的能量比它在第一轨道上运动时的能量多
高中化学奥林匹克竞赛辅导讲座：第4讲《原子结构与元素周期律》
