原子核外電子排布規(guī)律

1、【精品文檔】如有侵權(quán)，請聯(lián)系網(wǎng)站刪除，僅供學習與交流原子核外電子排布規(guī)律.精品文檔.原子核外電子排布規(guī)律 能量最低原理:電子層劃分為K<L<M<O<P<Q,對應(yīng)電子層能量增大;原子核外電子排布按照能量較低者低優(yōu)先排布原則. 每個電子層最多只能容納2n2個電子。  最外層最多只能容納 8個電子（K層為最外層時不能超過2個）    次外層最多只能容納18個電子（K層為次外層時不能超過2個    倒數(shù)第三層最多只能容納32個電子 注

2、意：多條規(guī)律必須同時兼顧。   簡單例子的結(jié)構(gòu)特點: (1)離子的電子排布:主族元素陽離子跟上一周期稀有氣體的電子層排布相同,如鈉離子、鎂離子、鋁離子和氖的核外電子排布是相同的。    陰離子更同一周期稀有氣體的電子排布相同：負氧離子，氟離子和氖的核外電子排布是相同的。 （2）等電子粒子（注意主要元素在周期表中的相對位置）   10電子粒子:CH4、N-3、NH-2、NH3、NH+4、O2、OH-、H2O、H3O+、F-、HF、Ne、Na+、Mg+2、Al+3等。 

3、  18電子粒子：SiH4、P-3、PH3、S-2、HS-、H2S、Cl-、HCl、Ar、K+、Ca+2、PH+4等。     特殊情況：F2、H2O2、C2H6、CH3OH   核外電子總數(shù)及質(zhì)子總數(shù)均相同的陽離子有：Na+、NH+4、H3O+等；陰離子有：F-、OH-、NH-2；         HS-、Cl-等。 前18號元素原子結(jié)構(gòu)的特殊性： （1）原子核中無中子的原子：11H&

4、#160; （2）最外層有1個電子的元素：H、 Li、Na；最外層有2個電子的元素:Be、Mg、He （3）最外層電子總數(shù)等于次外層電子數(shù)的元素：Be、Ar （4）最外層電子數(shù)等于次外層電子數(shù)2倍的元素：C ；是次外層電子數(shù)3倍的元素：O ；是次外層電子數(shù)4倍的元素：Ne  （5）最外層電子數(shù)是內(nèi)層電子數(shù)一半的元素:Li、P （6）電子層數(shù)與最外層電子數(shù)相等的元素：H、Be、Al （7）電子總數(shù)為最外層電子數(shù)2倍的元素：Be （8）次外層電子數(shù)是最外層電子數(shù)2倍的元素：Li、Si

5、60; 元素周期表的規(guī)律： （1）最外層電子數(shù)大于或等于3而又小于8的元素一定是主族元素，最外層電子數(shù)為1或2的元素可能是主族、副族或0族元素，最外層電子數(shù)為8的元素是稀有氣體（He例外） （2）在元素周期表中，同周期的A、A族元素的原子序數(shù)差別有：第2、3周期（短周期）元素原子序數(shù)都相差1；第4、5周期相差11；第6、7周期相差25 （3）同主族、鄰周期元素的原子序數(shù)差      位于過渡元素左側(cè)的主族元素，即A、A族，同主族、鄰周期元素原子序數(shù)之差為下一周期元素所在周期所含元素總數(shù)；相差的數(shù)

6、分別為2,8,8,18,18,32   位于過渡元素左側(cè)的主族元素，即AA族，同主族、鄰周期元素原子序數(shù)之差為下一周期元素所在周期所含元素種數(shù)。例如，氯和溴的原子序數(shù)之差為35-17=18（溴所在第四周期所含元素的種數(shù)）。相差的數(shù)分別為8,18,18,32，32. 同主族非縣令的原子序數(shù)差為上述連續(xù)數(shù)的加和，如H和Cs的原子序數(shù)為2+8+8+18+18=54 （4）元素周期表中除族元素之外，原子序數(shù)為奇數(shù)（偶數(shù)）的元素，所屬所在族的序數(shù)及主要化合價也為奇數(shù)（偶數(shù)）。如：氯元素的原子序數(shù)為17，而其化合價有-1、+1、+3、 +5、+7

7、 ，最外層有7個電子，氯元素位于A族；硫元素的原子序數(shù)為16，而其化合價有-2、+4、+6價，最外層有6個電子，硫元素位于A族。 （5）元素周期表中金屬盒非金屬元素之間有一分界線，分界線右上方的元素為非金屬元素，分界線左下方的元素為非金屬元素（H除外），分界線兩邊的元素一般既有金屬性也有非金屬性。每周期的最右邊金屬的族序數(shù)與周期序數(shù)相等，如：Al為第三周期A族。  元素周期律： （1）原子半徑的變化規(guī)律：同周期主族元素自左向右，原子半徑逐漸增大；同主族元素自上而下，原子半徑逐漸增大。 （2）元素化合價的變化規(guī)律：同周期自左向右，最高正

8、價：+1+7,最高正價=主族序數(shù)（O、F除外），負價由-4-1，非金屬負價=-（8-族序數(shù)） （3）元素的金屬性：同周期自左向右逐漸減弱；同主族自上而下逐漸增強。 （4）元素的非金屬性：同周期制作仙游逐漸增強；同主族自上而下逐漸減弱。 （5）最高價化合物對應(yīng)水化物的酸、堿性：同周期自左向右酸性逐漸增強，堿性逐漸減弱；同主族自上而下酸性逐漸減弱，堿性逐漸增強。 （6）非金屬氣態(tài)氫化物的形成難以、穩(wěn)定性：同周期自左向右形成由難到易，穩(wěn)定性逐漸增強；同主族自上而下形成由易到難，穩(wěn)定性逐漸減弱。  原子核外電子按照軌道式排布時遵守下列次序：1

9、s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p<6s<4f<5d<6p<7s<5f<6d<7p 規(guī)律總結(jié)：s有1個軌道，最多容納2個電子           p有3個軌道，最多容納6個電子           d有5個軌道，最多容納10個電子&#

10、160;          f 有7個軌道，最多容納14個電子 每一個軌道可以容納兩個自選方向相反的電子 s<p<d（N+1）s<N d (N+1)p<(N+2)s<N f<(N+1)d原子核外電子排布規(guī)律     1、泡利不相容原理：每個軌道最多只能容納兩個電子，且自旋相反配對    2、能量最低原理：電子盡可

11、能占據(jù)能量最低的軌道    3、洪特規(guī)則：簡并軌道（能級相同的軌道）只有被電子逐一自旋平行地占據(jù)后，才能容納第二個電子   另外：等價軌道在全充滿、半充滿或全空的狀態(tài)是比較穩(wěn)定的，亦即下列電子結(jié)構(gòu)是比較穩(wěn)定的：   全充滿-p6或d10 或f14   半充滿-p3或d5或f7   全空-p0 或d0或 f0   還有少數(shù)元素（如某些原子序數(shù)較大的過渡元素和鑭系、錒系中的某些元素

12、）的電子排布更為復雜，既不符合鮑林能級圖的排布順序，也不符合全充滿、半充滿及全空的規(guī)律。而這些元素的核外電子排布是由光譜實驗結(jié)構(gòu)得出的，我們應(yīng)該尊重光譜實驗事實。   對于核外電子排布規(guī)律，只要掌握一般規(guī)律，注意少數(shù)例外即可。   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

13、0;   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(zhì)，也具有同樣的性質(zhì)，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

14、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(jié)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(jīng)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(jù)這個規(guī)則，如

15、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(shè)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(jù)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

16、（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(jié)果總結(jié)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

17、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(chǎn)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(zhì)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

18、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(jù)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(yīng)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    

19、1s22s22p63s23p63d54s1    即可原子核外電子排布應(yīng)遵循的三大規(guī)律一） 泡利不相容原理：    1在同一個原子里，沒有運動狀態(tài)四個方面完全相同的電子存在，這個結(jié)論叫泡利不相容原理。    2根據(jù)這個原理，如果有兩個電子處于一個軌道（即電子層 電子亞層 電子云的伸展方向都相同的軌道），那么這兩個電子的自旋方向就一定相反。     3各個電子層可能有的最多軌道數(shù)為 ，每個軌道只能容納自旋相反的兩個電子，各電子層可容納的電子總數(shù)為 2 個。（二） 能量最低原理：    1在核外電子的排布中，通常狀況下，電子總是盡先占有能量最低的原子軌道，只有當這些原子軌道占滿后，電子才依次進入能量較高的原子軌道，這個規(guī)律叫能量最低原理 。   2能級：就是把原子中不同電子層和亞層按能量高低排布成順序，象臺階一樣叫做能級。   （1） 同一電子層中各亞層的能級不相同，它們是按s，p，d，f的次序增高。  不同亞層：ns< np< nd<