原子核外電子排布的原理

1、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。核外電子排布原理能量最低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

2、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、3d、4s、4p原子軌道能量的高低（也稱能級）主要由主量子數(shù)n和角量

3、子數(shù)l決定。當 l相同時，n越大，原子軌道能量E越高，例如E1sVE2sVE3s； E2pVE3p VE4p。當n相同時，l越大，能級也越高，如E3sVE3pVE3d。當n和l 都不同時，情況比較復雜，必須同時考慮原子核對電子的吸引及電子之間 的相互排斥力。由于其他電子的存在往往減弱了原子核對外層電子的吸引 力，從而使多電子原子的能級產(chǎn)生交錯現(xiàn)象，如E4sVE3d，E5sVE4d。Pauling根據(jù)光譜實驗數(shù)據(jù)以及理論計算結(jié)果，提出了多電子原子軌道的近 似能級圖。用小圓圈代表原子軌道，按能量高低順序排列起來，將軌道能 量相近的放在同一個方框中組成一個能級組，共有7個能級組。電子可按這種能級圖從

4、低至高順序填入。核外電子排布原理二泡利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，每一個軌道中最多只能 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

5、里不相容原理，我們得知： s亞層只有1個 軌道，最多可以容納兩個自旋相反的電子；p亞層有3個軌道，最多可以容 納6個電子；d亞層有5個軌道，最多可以容納10個電子；f亞層有7個 軌道，最多可以容納14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（2乘以n的平方）個電子。核外電子排布原理三洪特規(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

6、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(chǎn)生抱怨情緒，我們稱之為不穩(wěn)定狀態(tài)。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號元素格，其原子核外總共有24個 電子，

7、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號元素格的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電子構(gòu)型與電子排布式的區(qū)別（常錯點）電子構(gòu)型是指：電子依照能量高低的能級進行排

8、列，其一般順序為：Is2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p6s4f5d6p7s5f6d電子排布式則是指：電子依照能層的順序進行排列，其一般順序為:1s2s2p3s3p3d4s4p4d4f.應注意區(qū)分。核外電子排布在中學化學中的應用原子的核外電子排布與軌道表示式、原子結(jié)構(gòu)示意圖的關(guān)系：原子的核外電子排布式與軌道表示式描述的內(nèi)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(jié)構(gòu)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

9、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)）。原子的核外電子排布與元素周期律的關(guān)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

10、數(shù)便不能超過 18個。這一結(jié)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(jù)，是元素性質(zhì)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

11、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。簡化的電子排布式電子排布式中的內(nèi)層電子排布可用相應的稀有氣體的元素符號加方括 號來表示，以簡化電子排布式。以稀有氣體的元素符號加方括號的播放稱 為“原子實”。如碳、鈉、鈣原子的電子排布式分別是1s2 2s2 2p2、1s2 2s2 2p6 3s1、1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 ,其簡化的電子排布式可以分別表示 為He2s2 2p2Ne3s1Ar4s2 。原子實He:1s2Ne:1s2

12、 2s2 2p6 TOC o 1-5 h z Ar:1s2 2s22p63s23p6Kr:1s2 2s22p63s23p63d104s24p6Xe:1s2 2s22p63s23p63d104s24p64d105s25p6Rn:1s2 2s22p63s23p63d104s24p64d104f145s2 5p6 5d10 6s26p6Uuo:1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d10 4f14 5s2 5p6 5d10 5f14 6s2 6p6 6d10 7s2 7p6注：原子軌道類型字母后的數(shù)字為電子個數(shù) 標 * 的元素的電子排列較特殊H 氫1s1He 氦1s2L

13、i 鋰1s2 2s1Be 鈹1s2 2s2B 硼1s2 2s2 2p1C 碳1s2 2s2 2p2N 氮1s2 2s2 2p3O 氧1s2 2s2 2p4F 氟1s2 2s2 2p5Ne 氖1s2 2s2 2p6Na 鈉1s2 2s2 2p6 3s1Mg 鎂1s2 2s2 2p6 3s2Al 鋁1s2 2s2 2p6 3s2 3p1 TOC o 1-5 h z Si 硅1s2 2s2 2p6 3s2 3p2P 磷1s2 2s2 2p6 3s2 3p3S 硫1s2 2s2 2p6 3s2 3p4Cl 氯1s2 2s2 2p6 3s2 3p5Ar 氬1s2 2s2 2p6 3s2K 鉀1s2 2s

14、2 2p6 3s2Ca 鈣1s2 2s2 2p6 3s2Sc 鈧1s2 2s2 2p6 3s2Ti 鈦1s2 2s2 2p6 3s2V 釩1s2 2s2 2p6 3s2*24Cr 銘1s2 2s2 2p6 3s2Mn 錳1s2 2s2 2p6 3s2Fe 鐵1s2 2s2 2p6 3s2Co 鉆1s2 2s2 2p6 3s2Ni 鎳1s2 2s2 2p6 3s2*29Cu 銅1s2 2s2 2p6 3s2Zn 鋅1s2 2s2 2p6 3s2Ga 鎵1s2 2s2 2p6 3s2Ge 錯1s2 2s2 2p6 3s2As 砷1s2 2s2 2p6 3s2Se 硒1s2 2s2 2p6 3s2Br 漠1s2 2s2 2p6 3s2Kr 氪1s2 2s2 2p6 3s23p