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原子核外电子排布规律
① 能量最低原理 : 电子层划分为 K （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相同 , 如钠离子、镁离子、 铝离子和氖的核外电子排布是相同的。 阴离子更同一周期稀有气体的电子排布相同：负氧离子，氟离子和氖的核外电子排布是相同的。 （2）等电子粒子（注意主要元素在周期表中的相对位置） ① 10电子粒子:CH4、N 、NH2 、NH3 、NH4 、O 、OH、H2O、H3O 、F 、HF、Ne、Na 、Mg 、 3 2 2 Al 等。 ② 18 电子粒子： SiH 4 、 P 、PH3、S 、HS 、H2 S、Cl 、HCl、Ar、K 、Ca 、PH4 等。 特殊情况： F2、H2 O2 、C2 H6 、CH3OH ③ 核外电子总数及质子总数均相同的阳离子有： Na 、NH4、H3O 等；阴离子有： F 、OH 、NH2； 3 2 2 3 HS 、 Cl 等。 前 18 号元素原子结构的特殊性： （1）原子核中无中子的原子： 1H （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）最外层电子数是内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Ⅱ A、Ⅲ A族元素的原子序数差别有：①第 2、3 周期（短周期） 元素原子序数都相差 1；②第 4、5 周期相差 11；③第 6、7周期相差 25 （3）同主族、邻周期元素的原子序数差 ①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 1 - 来源网络 精心整理 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 ②位于过渡元 素左侧的主族元素，即Ⅲ A～ⅦA 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. ③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Ⅷ族元素之外，原子序数为奇数（偶数）的元素，所属所在族的序数及主要 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Ⅶ A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Ⅵ A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Ⅲ 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=主族序数（ O、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 （N+1）s （N+1）p<（N+2）s 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（能级相同的轨道）只有被电子逐一自旋平行地占据后，才能容纳第二个 电子 精心整理 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 p3 或 d5或f7 全空 -- p0 或 d0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 - 来源网络 为复杂， 既不符合鲍林能级图的排布顺序， 也不符合全充满、 半充满及全空的规律。 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、4p?? 2．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 子云的伸展方向以及电子的自旋方向。 在同一个原子中没有也不可能有运动状态完全相同的两个电 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 精心整理 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； - 来源网络
核外电子排布规律总结归纳
