核外电子的排布规律

1、核外电子的排布规律一、能量最低原理所谓能量最低原理是，原子核外的电子，总是尽先占有能量最低的原子轨道，只有当能量较低的原子轨道被占满后，电子才依次进入 能量较高的轨道，以使原子处于能量最低的稳定状态。原子轨道能量的高低为：1当n相同，l不同时，轨道的能量次序为spdf。例如，E3SE3PE3d。2当n不同，l相同时，n愈大，各相应的轨道能量愈高。例如，E2SE3SE4S。3当n和l都不相同时，轨道能量有交错现象。即（n1）d轨道能量大于ns轨道的能量，（n-1）f轨道的能量大于np轨道的能量。在同一周期中，各元素随着原子序数递增核外电子的填充次序为ns，（n2）f，（n1）d，np。核外电子填

2、充次序如图1所示。 图1 电子填充的次序 图2 多电子原子电子所处的能级示意图最外层最多能容纳8电子,次外层最多能容纳18电子。每个电子层最多容纳的电子数为2n2个(n为电子层数的数值)如: 各个电子层中电子的最大容纳量电子层(n)K(1)L(2)M(3) N(4) 电子亚层ss p spd spdf 亚层中的轨道数1  1 31 351357 亚层中的电子数 2 2 626 10261014 每个电子层中电子的最大容纳量(2n2)&#

3、160;2 81832 从表可以看出，每个电子层可能有的最多轨道数为n2，而每个轨道又只能容纳2个电子，因此，各电子层可能容纳的电子总数就是2n2。二、鲍利（Pauli）不相容原理鲍利不相容原理的内容 是：在同一原子中没有四个量子数完全相同的电子，或者说在同一原子中没有运动状态完全相同的电子。例如，氦原子的1s轨道中有两个电子，描述其中一个原子中没有运动状态的一组量子数（n，l，m，ms）为1，0，0，+1/2，另一个电子的一组量子数必然是1，0，0，1/2，即两个电子的其他状态相同但自旋方向相反。根据鲍利不相容原理可以得出这样的结论，在每一个原子轨道中，最多只能容纳自旋方

4、 向相反的两个电子。于是，不难推算出各电子层最多容纳的电子数为2n2个。例如，n=2时，电子可以处于四个量子数不同组合的8种状态，即n=2时，最多可容纳8个电子 ，见下表。 n22222222l00111111m0000+1+111ms+1/21/2+1/21/2+1/21/2+1/21/2在等价轨道中，电子尽可能分占不同的轨道，且自旋方向相同，这就叫洪特规则。洪特规则实际上是最低能量原理的补充。因为两个电子同占一个轨道时，电子间的排斥作用会使体系能量升高，只有分占等价轨道，才有利于降低体系的能量。例如，碳原子核外有6个电子，除了有2个电子分布在1s轨道，2个电子分布在2s轨道外，另外2个电子

5、不是占1个2p轨道，而是以自旋相同的方向分占能量相同，但伸展方向不同的两 个2p轨道。碳原子核外6个电子的排布情况如下： 作为洪特规则的特例，等价轨道全充满，半充满或全空的状态是比较稳定的。全充满、半充满和全空的结构分别表示如下：全充满： ；半充满： ；全空： 。 用洪特规则可以解释为什么Cr原子的外层电子排布式为3d54s1而不是3d44s2，Cu原子的外层电子排布为3d104s1而不是3d94s2。应该指出，核外电子排布的原理是从大量事实中概括出来的一般规律，绝大多数原子核外电子的实际排布与这些原理是一致的。但是随着原子序数的增大，核外电子排布变得复杂，用核外电子排布的原理不能满意地解释某

6、些实验的事实。在学习中，我们首先应该尊重事实，不要拿原理去适应事实。也不能因为原理不完善而全盘否定原理。科学的任务是承认矛盾，不断地发展这些原理，使之更加趋于完善。原子的最外层电子数为什么不超过8个?次外层电子数为什么不超过18个? 。 由于能级交错的原因，EndE(n+1)s。当ns和np充满时(共4个轨道，最多容纳8个电子)，多余电子不是填入nd，而是首先形成新电子层，填入(n1)s轨道中，因此最外层电子数不可能超过8个. 。同理可以解释为什么次外层电子数不超过18个。若最外层是第n层，次外层就是第(n1)层。由于E(n-1)fE(n+1)sEnp，在第(n1)层出现前，次外层只有(n1)

7、s、(n1)p、(n1)d上有电子，这三个亚层共有9个轨道，最多可容纳18个电子，因此次外层电子数不超过18个。例如，原子最外层是第五层，次外层就是第四层，由于E4fE6sE5p，当第六层出现之前，次外层(第四层)只有在4s、4p和4d轨道上有电子，这三个亚层共有9个轨道，最多可容纳18个电子，也就是次外层不超过18个电子. 。原子电子层结构及与元素基本性质的关系1、 随元素核电荷数递增，元素原子外层电子结构呈周期性变化，导致元素性质呈周期性的变化。这就是元素周期律。周期与能级组的关系 周期 能级组 能级组内各原子轨道 能级组内轨道所能容纳的电子数 各周期中元素 1 一 1s 2 2 2 二

8、2s 2p 8 8 3 三 3s 3p 8 8 4 四 4s3d4p 18 18 5 五 5s4d5p 18 18 6 六 6s4f5d6p 32 32 7 七 7s5f6d7p 32 32   (1) 周期数=电子层数=最外电子层的主量子数=相应能级组数n 。 (2) 各周期元素的数目=相应能级组中原子轨道所能容纳的电子总数。（3）主族元素所在族数=原子最外层电子数（ns+np电子数）=最高正价数。副族BB族数=（n-1）d +ns电子数；族（n-1）d +ns电子数为8，9，10；B、B族为（n-1）d10ns1和(n-1)d10ns2；零族的最外电子数为2或8。（4）根据原子电

9、子层结构特点，将周期表分为S区，P区（主族元素）；d区和ds区（过渡元素）；f区（内过渡元素）。元素的分区 s区元素，最外电子层结构是ns1和ns2，包括IA、IIA族元素。 p区元素，最外电子层结构是ns2 np1-6，从第A族到第0族元素。 d区元素，电子层结构是(n-1)d1-9ns1-2, 从第B族到第类元素。 ds区元素，电子层结构是(n-1)d10ns1和(n-1)d10 ns2，包括第IB、IIB族。 f区元素，电子层结构是(n-2)f 0-14 (n-1)d 0-2ns2，包括镧系和锕系元素。2元素基本性质变化的规律性元素原子半径r电离能I及电负性X随原子结构呈周期性递变。（1

10、）同一周期从左至右，Z*逐渐增大 r逐渐减小，I、逐渐增大，因而元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。长周期的过渡元素，其次外层电子数依次增多，Z*依次增加不大，性质递变较缓慢。（2）同一族从上至下，主族元素Z*变化不大，电子层依次增多，r逐渐增大，I、和逐渐减小，因而元素金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱，副族元素从上到下，r增加不大，而Z*增大起了主导作用，除B族外，其它副族从上到下I逐渐增大，金属性逐渐减弱。练习1、画出锂、氧、钠原子的轨道表示式。2、写出碳、氟、硫、钙、铜原子，镁离子、铁离子、Br- 的电子排布式。3、写出下列金属的元素符号、说明在表中位置、写出价电子层排布式：钛、钒、

11、铬、锰、铁、钴、镍、铜、银、金、锌、汞。铁 1s22s22p63s23p63d64s2。439号元素钇的电子排布应是下列各组中的哪一组？A1s22s22p63s23p63d104s24p64d15s2 B1s22s22p63s23p63d104s24p65s25p1C1s22s22p63s23p63d104s24p64f15s2 D1s22s22p63s23p63d104s24p65s25d1A外围电子构型为4d15s25某元素位于周期表中36号元素之前，失去3个电子后，在角量子数为2的轨道上刚好半充满，该元素是什么？A铬      

12、          B钌             C砷             D铁D铁。Fe3+外围电子构型是3s23p63d56下列元素中，哪一个元素外围电子构型中3d全满，4s半充满？A汞      &#

13、160;         B银             C铜               D镍C3d全满为3d10，4s半满为4s1，具有外电子构型为3d104s1的元素是IB族铜。7外围电子构型为4f75d16s2的元素在周期表中应在什么位置？A第四周期B族

14、                 B第五周期B族C第六周期B族                 D第六周期B族D第六周期B族，由于内层4f未填满，该元素必然是镧系元素钆。8下列四种元素的电子构型中，其电子构型的离子状态在水溶液中呈无色的是哪一种？A2，8，18，1 &#

15、160;                          B2，8，14，2C2，8，16，2                     &

16、#160;      D2，8，18，2D最外层具有2（s2），8（s2p6），18（s2p6d10）和18+2等稳定结构类型离子一般都没有颜色，因为在这些结构中，电子所处的状态比较稳定，一般可见光难以激发它们，因而不显颜色。9如果发现 114号元素，该元素应属下列的哪一周期哪一族？A第八周期A族                     

17、  B第六周期A族C第七周期B族                       D第七周期A族D原子序数为114的元素，其电子层结构可能为（Rn）7s25f146d107p2，它属于第七周期第四主族。10第二周期各对元素的第一电离能大小次序如下，其错误的是哪一组？ALiBe            BBC               CNO              DFNeC应NO。周期表中同一周期电离能有些曲折变化。按照洪特规则，等价轨道全满（p6