原子結構示意圖規(guī)則.doc

原子結構示意圖規(guī)則一、原子核外電子排布的原理 處于穩(wěn)定狀態(tài)的原子，核外電子將盡可能地按能量最低原理排布，另外，由于電子不可能都擠在一起，它們還要遵守保里不相容原理和洪特規(guī)則，一般而言，在這三條規(guī)則的指導下，可以推導出元素原子的核外電子排布情況，在中學階段要求的前36號元素里，沒有例外的情況發(fā)生。 1最低能量原理 電子在原子核外排布時，要盡可能使電子的能量最低。怎樣才能使電子的能量最低呢？比方說，我們站在地面上，不會覺得有什么危險；如果我們站在20層樓的頂上，再往下看時我們心理感到害怕。這是因為物體在越高處具有的勢能越高，物體總有從高處往低處的一種趨勢，就像自由落體一樣，我們從來沒有見過物體會自動從地面上升到空中，物體要從地面到空中，必須要有外加力的作用。電子本身就是一種物質，也具有同樣的性質，即它在一般情況下總想處于一種較為安全（或穩(wěn)定）的一種狀態(tài)（基態(tài)），也就是能量最低時的狀態(tài)。當有外加作用時，電子也是可以吸收能量到能量較高的狀態(tài)（激發(fā)態(tài)），但是它總有時時刻刻想回到基態(tài)的趨勢。一般來說，離核較近的電子具有較低的能量，隨著電子層數(shù)的增加，電子的能量越來越大；同一層中，各亞層的能量是按s、p、d、f的次序增高的。這兩種作用的總結果可以得出電子在原子核外排布時遵守下列次序：1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p 2保里不相容原理 我們已經知道，一個電子的運動狀態(tài)要從4個方面來進行描述，即它所處的電子層、電子亞層、電子云的伸展方向以及電子的自旋方向。在同一個原子中沒有也不可能有運動狀態(tài)完全相同的兩個電子存在，這就是保里不相容原理所告訴大家的。根據這個規(guī)則，如果兩個電子處于同一軌道，那么，這兩個電子的自旋方向必定相反。也就是說，每一個軌道中只能容納兩個自旋方向相反的電子。這一點好像我們坐電梯，每個人相當于一個電子，每一個電梯相當于一個軌道，假設電梯足夠小，每一個電梯最多只能同時供兩個人乘坐，而且乘坐時必須一個人頭朝上，另一個人倒立著（為了充分利用空間）。根據保里不相容原理，我們得知：s亞層只有1個軌道，可以容納兩個自旋相反的電子；p亞層有3個軌道，總共可以容納6個電子；f亞層有5個軌道，總共可以容納10個電子。我們還得知：第一電子層（K層）中只有1s亞層，最多容納兩個電子；第二電子層（L層）中包括2s和2p兩個亞層，總共可以容納8個電子；第3電子層（M層）中包括3s、3p、3d三個亞層，總共可以容納18個電子第n層總共可以容納2n2個電子。 3洪特規(guī)則 從光譜實驗結果總結出來的洪特規(guī)則有兩方面的含義：一是電子在原子核外排布時，將盡可能分占不同的軌道，且自旋平行；洪特規(guī)則的第二個含義是對于同一個電子亞層，當電子排布處于 全滿（s2、p6、d10、f14） 半滿（s1、p3、d5、f7） 全空（s0、p0、d0、f0）時比較穩(wěn)定。這類似于我們坐電梯的情況中，要么電梯是空的，要么電梯里都有一個人，要么電梯里都擠滿了兩個人，大家都覺得比較均等，誰也不抱怨誰；如果有的電梯里擠滿了兩個人，而有的電梯里只有一個人，或有的電梯里有一個人，而有的電梯里沒有人，則必然有人產生抱怨情緒，我們稱之為不穩(wěn)定狀態(tài)。 二、核外電子排布的方法 對于某元素原子的核外電子排布情況，先確定該原子的核外電子數(shù)（即原子序數(shù)、質子數(shù)、核電荷數(shù)），如24號元素鉻，其原子核外總共有24個電子，然后將這24個電子從能量最低的1s亞層依次往能量較高的亞層上排布，只有前面的亞層填滿后，才去填充后面的亞層，每一個亞層上最多能夠排布的電子數(shù)為：s亞層2個，p亞層6個，d亞層10個，f亞層14個。最外層電子到底怎樣排布，還要參考洪特規(guī)則，如24號元素鉻的24個核外電子依次排列為 1s22s22p63s23p64s23d4 根據洪特規(guī)則，d亞層處于半充滿時較為穩(wěn)定，故其排布式應為： 1s22s22p63s23p64s13d5 最后，按照人們的習慣“每一個電子層不分隔開來”，改寫成 1s22s22p63s23p63d54s1 即可。 三、核外電子排布在中學化學中的應用 1原子的核外電子排布與軌道表示式、原子結構示意圖的關系：原子的核外電子排布式與軌道表示式描述的內容是完全相同的，相對而言，軌道表示式要更加詳細一些，它既能明確表示出原子的核外電子排布在哪些電子層、電子亞層上， 還能表示出這些電子是處于自旋相同還是自旋相反的狀態(tài)，而核外電子排布式不具備后一項功能。原子結構示意圖中可以看出電子在原子核外分層排布的情況，但它并沒有指明電子分布在哪些亞層上，也沒有指明每個電子的自旋情況，其優(yōu)點在于可以直接看出原子的核電荷數(shù)（或核外電子總數(shù)）。 2原子的核外電子排布與元素周期律的關系 在原子里，原子核位于整個原子的中心，電子在核外繞核作高速運動，因為電子在離核不同的區(qū)域中運動，我們可以看作電子是在核外分層排布的。按核外電子排布的3條原則將所有原子的核外電子排布在該原子核的周圍，發(fā)現(xiàn)核外電子排布遵守下列規(guī)律：原子核外的電子盡可能分布在能量較低的電子層上（離核較近）；若電子層數(shù)是n，這層的電子數(shù)目最多是2n2個；無論是第幾層，如果作為最外電子層時，那么這層的電子數(shù)不能超過8個，如果作為倒數(shù)第二層（次外層），那么這層的電子數(shù)便不能超過18個。這一結果決定了元素原子核外電子排布的周期性變化規(guī)律，按最外層電子排布相同進行歸類，將周期表中同一列的元素劃分為一族；按核外電子排布的周期性變化來進行劃分周期 如第一周期中含有的元素種類數(shù)為2，是由1s12決定的 第二周期中含有的元素種類數(shù)為8，是由2s122p06決定的 第三周期中含有的元素種類數(shù)為8，是由3s123p06決定的 第四周期中元素的種類數(shù)為18，是由4s123d0104p06決定的。 由此可見，元素原子核外電子排布的規(guī)律是元素周期表劃分的主要依據，是元素性質周期性變化的根本所在。對于同族元素而言，從上至下，隨著電子層數(shù)增加，原子半徑越來越大，原子核對最外層電子的吸引力越來越小，最外層電子越來越容易失去，即金屬性越來越強；對于同周期元素而言，隨著核電荷數(shù)的增加，原子核對外層電子的吸引力越來越強，使原子半徑逐漸減小，金屬性越來越差，非金屬性越來越強 總的說 排布規(guī)則： 1，也是最重要的，能量最低原理。所有原則的電子排布應使該原子的能量最低。 2，洪特規(guī)