电子填入轨道的顺序
原子核外电子排布规律
原子核外电子排布规律 It was last revised on January 2, 2021原子核外电子排布规律①能量最低原理:电子层划分为K<L<M<O<P<Q,对应电子层能量增大;原子核外电子排布按照能量较低者低优先排布原则.②每个电子层最多只能容纳2n2个电子。
③最外层最多只能容纳8个电子（K层为最外层时不能超过2个）次外层最多只能容纳18个电子（K层为次外层时不能超过2个倒数第三层最多只能容纳32个电子注意：多条规律必须同时兼顾。
简单例子的结构特点:(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）①10电子粒子:CH4、N?3、NH?2、NH3、NH?4、O?2、OH?、H2O、H3O?、F?、HF、Ne、Na?、Mg?2、Al?3等。
②18电子粒子：SiH4、P?3、PH3、S?2、HS?、H2S、Cl?、HCl、Ar、K?、Ca?2、PH?4等。
特殊情况：F2、H2O2、C2H6、CH3OH③核外电子总数及质子总数均相同的阳离子有：Na?、NH?4、H3O?等；阴离子有：F?、OH?、NH?2；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：11H （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ⅡA、ⅢA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ⅠA、ⅡA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总数；相差的数分别为2,8,8,18,18,32②位于过渡元素左侧的主族元素，即ⅢA～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。
(完整版)核外电子排布规律总结
原子核外电子排布规律①能量最低原理:电子层划分为K<L<M<O<P<Q,对应电子层能量增大;原子核外电子排布按照能量较低者低优先排布原则.②每个电子层最多只能容纳2n2个电子。
③ 最外层最多只能容纳 8个电子（K 层为最外层时不能超过2个）次外层最多只能容纳18个电子（K 层为次外层时不能超过2个倒数第三层最多只能容纳32个电子注意：多条规律必须同时兼顾。
简单例子的结构特点:(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）①10电子粒子:CH 、N 、NH 、NH 、NH 、O、OH 、H O 、H O 、F 、HF 、Ne 、Na 、Mg 、Al 等。
4-3-23+4-2-23+-++2+3 ②18电子粒子：SiH 、P 、PH 、S 、HS 、H S 、Cl 、HCl 、Ar 、K 、Ca 、PH 等。
4-33-2-2-++2+4 特殊情况：F 、H O 、C H 、CH OH222263 ③核外电子总数及质子总数均相同的阳离子有：Na 、NH 、H O 等；阴离子有：++43+F 、OH 、NH ； HS 、Cl 等。
---2--前18号元素原子结构的特殊性：（1）原子核中无中子的原子：H11（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ⅡA、ⅢA 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ⅠA、ⅡA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总数；相差的数分别为2,8,8,18,18,32②位于过渡元素左侧的主族元素，即ⅢA～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。
电子的分布规律
电子的分布规律电子的分布规律是指电子在原子或分子中的能级分布及其运动轨迹等。
电子是构成物质的基本粒子之一，它的运动状态直接决定了物质的性质和化学反应的进行。
本文将从电子在原子中的分布规律、能级分布模型以及电子云的形状等方面进行探讨。
首先，我们来看电子在原子中的分布规律。
原子由核和核外电子组成，核内的电子占据不同的能级，每个能级最多容纳一定数量的电子，遵循泡利不相容原理和洪特规则。
根据泡利不相容原理，每个能级的电子自旋方向必须相反。
洪特规则则决定了电子填充能级的顺序，即按照能级的能量递增顺序依次填充。
这些规律的存在使得原子电子始终保持着相对稳定的分布状态。
其次，我们来研究电子在原子中的能级分布模型。
著名的玻尔模型和量子力学模型可以解释电子的能级分布。
玻尔模型认为电子围绕原子核以距离很远的轨道进行运动，类似于行星绕太阳运动。
根据玻尔模型，电子的能量与轨道半径有关，不同轨道对应不同的能级。
然而，这个模型无法解释更准确的电子分布情况，因此量子力学模型被提出。
在量子力学模型中，电子的轨道状态用波函数来描述，即电子云的形状。
根据波动力学的思想，电子在原子中并不是按照经典轨道运动，而是存在一种概率分布，即电子云。
电子云表示了电子在某个特定能级附近的可能位置，它的形状决定了化学键的形成和原子的反应性。
具体来说，不同的轨道形状对应着不同的能级和电子分布图案，如s轨道呈球形分布，p轨道呈双球形分布等。
这些电子云形状的不同影响着原子之间的相互作用方式。
电子的分布规律不仅在原子中起着重要作用，也对分子和固体的性质产生重要影响。
在分子中，电子的分布决定着化学键的形成和分子的形状。
化学键的存在使得分子能够通过共价键或离子键相互连接，形成不同的化合物。
电子的分布规律决定了化合物的稳定性和化学性质。
在固体中，电子的分布规律更加复杂，涉及到多个原子间的相互作用和能带结构等。
电子在固体中的分布规律决定了物质的导电性、光学性质以及磁性等重要特性。
核外电子排布规律总结
原子核外电子排布规律①能量最低原理:电子层划分为Ｋ〈Ｌ＜M＜Ｏ<P〈Q,对应电子层能量增大;原子核外电子排布按照能量较低者低优先排布原则。
②每个电子层最多只能容纳2n2个电子。
③最外层最多只能容纳 8个电子(K层为最外层时不能超过２个)次外层最多只能容纳18个电子(K层为次外层时不能超过2个倒数第三层最多只能容纳32个电子注意:多条规律必须同时兼顾、简单例子得结构特点:(1)离子得电子排布:主族元素阳离子跟上一周期稀有气体得电子层排布相同,如钠离子、镁离子、铝离子与氖得核外电子排布就是相同得。
阴离子更同一周期稀有气体得电子排布相同:负氧离子,氟离子与氖得核外电子排布就是相同得。
(2)等电子粒子(注意主要元素在周期表中得相对位置)①10电子粒子:CH、Ｎ、ＮH、NH、ＮH、O、OH、HO、ＨO、F、HF、Nｅ、Na、Ｍg、Al等。
②1８电子粒子:SiＨ、P、ＰH、S、HS、HS、Ｃl、HＣl、Aｒ、K、Ca、PH等。
特殊情况:F、HＯ、CＨ、CHOH③核外电子总数及质子总数均相同得阳离子有:Nａ、NＨ、HO等;阴离子有:F、OＨ、NＨ; HS、Ｃl等。
前１8号元素原子结构得特殊性:(１)原子核中无中子得原子:Ｈ(2)最外层有1个电子得元素:H、 Lｉ、Nａ;最外层有2个电子得元素:Be、Mg、Hｅ(3)最外层电子总数等于次外层电子数得元素:Be、Ar(４)最外层电子数等于次外层电子数2倍得元素:C ;就是次外层电子数3倍得元素:Ｏ ;就是次外层电子数4倍得元素:Ne(5)最外层电子数就是内层电子数一半得元素:Li、P(６)电子层数与最外层电子数相等得元素:H、Bｅ、Al(7)电子总数为最外层电子数２倍得元素:Ｂｅ(８)次外层电子数就是最外层电子数2倍得元素:Ｌi、Ｓi元素周期表得规律:(1)最外层电子数大于或等于3而又小于8得元素一定就是主族元素,最外层电子数为1或2得元素可能就是主族、副族或0族元素,最外层电子数为８得元素就是稀有气体(He例外)(2)在元素周期表中,同周期得ⅡA、ⅢA族元素得原子序数差别有: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、邻周期元素得原子序数差①位于过渡元素左侧得主族元素,即ⅠA、ⅡＡ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总数;相差得数分别为２,8,8,18,18,32②位于过渡元素左侧得主族元素,即ⅢA~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。
电子层排布
电子层electronic shell电子层，或称电子壳，是原子物理学中，一组拥有相同主量子数n的原子轨道。
电子在原子中处于不同的能级状态，粗略说是分层分布的，故电子层又叫能层。
电子层可用n（n=1、2、3…）表示，n=1表明第一层电子层（K层），n=2表明第二电子层（L层），依次n=3、4、5时表明第三（M层）、第四（N层）、第五（O 层）。
一般随着n值的增加，即按K、L、M、N、O…的顺序，电子的能量逐渐升高、电子离原子核的平均距离也越来越大。
电子层可容纳最多电子的数量为2n^2。
电子层不能理解为电子在核外一薄层空间内运动，而是按电子出现几率最大的区域，离核远近来划分的。
亨利·莫斯莱和巴克拉首次于X-射线吸收研究的实验中发现电子层。
巴克拉把它们称为K、L和、M(以英文子母排列)等电子层（最初K 和L 电子层名为 B 和A，改为K 和L 的原因是预留空位给未发现的电子层）。
这些字母后来被n值1、2、3等取代。
电子层（electronic shell）的名字起源于波尔模式中，电子被认为一组一组地围绕著核心以特定的距离旋转，所以轨迹就形成了一个壳。
电子在原子核外排布时，要尽可能使电子的能量最低。
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……当原子处在基态时，原子核外电子的排布遵循三个原则：(1)泡利不相容原理(2)能量最低原理(3)洪特规则泡利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。
原子核外电子的排布应遵循三大规律
原子核外电子排布应遵循的三大规律（一）泡利不相容原理：
1．在同一个原子里，没有运动状态四个方面完全相同的电子存在，这个结论叫泡利不相容原理。
泡利：奥地利物理学家，1945年获诺贝尔物理学奖。
2．根据这个原理，如果有两个电子处于一个轨道（即电子层电子亚层电子云的伸展方向都相同的轨道），那么这两个电子的自旋方向就一定相反。
3．各个电子层可能有的最多轨道数为，每个轨道只能容纳自旋相反的两个电子，各电子层可容纳的电子总数为2个。
（二）能量最低原理：
1．在核外电子的排布中，通常状况下，电子总是尽先占有能量最低的原子轨道，只有当这些原子轨道占满后，电子才依次进入能量较高的原子轨道，这个规律叫能量最低原理。
2．能级：就是把原子中不同电子层和亚层按能量高低排布成顺序，象台阶一样叫做能级。
（1）同一电子层中各亚层的能级不相同，它们是按，，d，f的次序增高。
不同亚层：nE4S , E4d >E5S，n≥3时有能级交错现象。
3．电子填入原子轨道顺序：1 22 33 43d4 54d5 64f5d6 75f6d7，能级由低渐高。
（三）洪特规则：
1．在同一亚层中的各个轨道上，电子的排布尽可能单独分占不同的轨道，而且自旋方向相同，这样排布整个原子能量最低。
2．轨道表示式和电子排布式：
轨道表示式：一个方框表示一个轨道
电子排布式：亚层符号右上角的数字表示该亚层轨道中电子的数目
3．洪特规则的特例：
同一电子亚层中当电子排布全充满、半充满、全空比较稳定。
核外电子排布规律总结归纳
精心整理原子核外电子排布规律①能量最低原理:电子层划分为K<L<M<O<P<Q,对应电子层能量增大;原子核外电子排布按照能量较低者低优先排布原则.②每个电子层最多只能容纳2n2个电子。
③最外层最多只能容纳8个电子（K层为最外层时不能超过2个）次外层最多只能容纳18个电子（K层为次外层时不能超过2个倒数第三层最多只能容纳32个电子注意：多条规律必须同时兼顾。
简单例子的结构特点:(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）①10电子粒子:CH4、N-3、NH-2、NH3、NH+4、O-2、OH-、H2O、H3O+、F-、HF、Ne、Na+、Mg+2、Al+3等。
②18电子粒子：SiH4、P-3、PH3、S-2、HS-、H2S、Cl-、HCl、Ar、K+、Ca+2、PH+4等。
特殊情况：F2、H2O2、C2H6、CH3OH③核外电子总数及质子总数均相同的阳离子有：Na+、NH+4、H3O+等；阴离子有：F-、OH-、NH-2；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：11H（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ⅡA、ⅢA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ⅠA、ⅡA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总数；相差的数分别为2,8,8,18,18,32②位于过渡元素左侧的主族元素，即ⅢA～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。
原子轨道电子排布规律(一)
这3个sp2杂化轨道中有2个轨道分别与2个H原子形成σ单键，还有1个sp2轨道则与另一个C的sp2轨道形成头对头的σ键，同时位于垂直方向的pz轨道则以肩并肩的方式形成了π键。也就是说碳碳双键是由一个σ键和一个π键组成，即双键中两个键是不等同的。π键原子轨道的重叠程度小于σ键，π键不稳定，容易断裂，所以含有双键的烯烃很容易发生加成反应，如乙烯(H2C=CH2)和氯(Cl2)反应生成氯乙烯(Cl—CH2—CH2—Cl)。
l ≤ n - 1 l = 0,1,2,…, ( n -1)
|m| ≤ l m = 0,±1,±2, … , ±l
每一组轨道量子数n、l、m，可以确定一个函数，即：
波函数Ψ(r,θ,φ ):代表电子运动的一种稳定状态，俗称原子轨道。
径向波函数R(r):由n和l决定，它描述波函数随电子离核远近(r)的变化情况.
能级交错:由于屏蔽效应和钻穿效应，使不同轨道上的电子能级发生变化，从而引起能级上的交错。———————————————————————————————————————————————
一、原子轨道和电子云
1. 薛定谔方程
薛定谔方程是描述微观粒子运动的基本方程，1927年奥地利物理学家薛定锷将光的波动方程引申来描述原子中单个电子运动规律建立起来的，是一个二阶偏微分方程。即：
另外：
核外电子排布遵循泡利不相容原理、能量最低原理和洪特规则．能量最低原理就是在不违背泡利不相容原理的前提下，核外电子总是尽先占有能量最低的轨道，只有当能量最低的轨道占满后，电子才依次进入能量较高的轨道，也就是尽可能使体系能量最低．洪特规则是在等价轨道(相同电子层、电子亚层上的各个轨道)上排布的电子将尽可能分占不同的轨道，且自旋方向相同．后来量子力学证明，电子这样排布可使能量最低，所以洪特规则可以包括在能量最低原理中，作为能量最低原理的一个补充．能级交错是指电子层数较大的某些轨道的能量反低于电子层数较小的某些轨道能量的现象。如4s反而比3d的能量小，填充电子时应先充满4s而后才填入3d轨道。过渡元素钪的外层电子排布为4s23d1，失去电子时，按能级交错应先失去3d电子，成为4s23d0，而从原子光谱实验得知，却是先失4s上的电子成为4s13d1。这是由于3d电子的存在，削弱了原子核对4s电子的吸引而易失去的。过渡元素离子化时，大体是先失去ns电子，但也有先失去(n-1)d电子的，像钇等。能级交错的顺序不是绝对不变的，在原子序数大的原子中，3d轨道可能比4s轨道的能量低。）
电子排布原理
电子排布原理
在原子结构的描述中，电子排布原理是指电子在原子核周围的不同能级中的分布规律。
根据电子排布原理，每个能级可以容纳一定数量的电子，并且一个原子的电子首先填充最低能级。
电子首先填充最低能级是因为低能级的轨道离原子核较近，与原子核的吸引力较强，因此电子更容易稳定地存在在低能级。
在填充电子时，按照能级的顺序，从低能级到高能级依次填充。
Pauli不相容原理是电子排布原理的重要内容之一。
Pauli不相
容原理指出，每个原子轨道最多只能容纳两个自旋方向相反的电子。
也就是说，每个能级中的电子要尽量分配自旋相反的配对电子。
这样做可以使电子之间的排斥力最小，保持原子的稳定性。
Hund规则是电子排布原理的另一个重要方面。
Hund规则描述
了在同一能级中，电子填充原子轨道时的规律。
根据Hund规则，电子会首先尽可能地填充空轨道，然后再进行配对。
这样做可以使电子之间的排斥力最小，保持原子的稳定性。
通过电子排布原理，可以推断出一个元素的电子排布方式，并进一步了解元素的化学性质。
电子排布原理为化学研究提供了重要的理论基础，并为元素的周期性性质提供了解释。
价电子轨道排布式
周 期
原 子 序 数
元 素 名 称
元 素 符 号
质 子 数
K
L
电子层 M
1s 2s 2p 3s 3p
3d
4s 4p
N 4d
4f
5硼B
基态电子 排布式
1s2
2s2
2p1
5 基态电子 ↑↓ ↑↓ ↑ 轨道排布 式 1s 2s 2p
基态电子 排布式
1s2
2s2
2p2
6 碳 C 6 基态电子 ↑↓ ↑↓ ↑ ↑ 轨道排布 式 1s 2s 2p
式 1s 2s 2p 3s 3p
3d
4s
基态电子 排布式
1s2
2s2
2p6
3s2
3p6
3d2
4s2
22
钛
Ti
22
基态电子 轨道排布
式
↑↓ ↑↓↑↓↑↓↑↓↑↓↑↓↑↓↑↓ ↑ 1s 2s 2p 3s 3p
↑
3d
↑↓
4s
4
基态电子 排布式
1s2
2s2
2p6
3s2
3p6
3d3
4s2
23 钒 V 23 基态电子 ↑↓ ↑↓↑↓↑↓↑↓↑↓↑↓↑↓↑↓ ↑ ↑ ↑
元 素 符 号
质 子 数
K
L
电子层
M
N
1s 2s 2p 3s 3p
3d
4s 4p
4d
4f
基态电子 排布式
1s22s2
2p5
9 氟 F 9 基态电子 ↑↓↑↓↑↓↑↓ ↑ 轨道排布 式 1s 2s 2p
2
基态电子 排布式
1s22s2
2p6
10 氖 Ne 10 基态电子 ↑↓↑↓↑↓↑↓↑↓
原子轨道能级和电子填充次序的关系
（一）构造原理的科学表达构造原理指的是：设想从氢原子开始，随着原子核电荷数的递增，原子核每增加一个质子，原子核外便增加一个电子，这个电子大多数是按照图1-2所示的规律填充的，填满一个能级再填一个能级，这种规律叫做构造原理。
这是人教课本对于构造原理的描述。
说人话就是：电子填入轨道的顺序规则。
（二）能量最低原理的科学表达能量最低原理在人教课本上的描述是：现代物质结构理论证实，原子的电子排布遵循构造原理，能使整个原子的能量处于最低状态，简称能量最低原理。
这句话也许就是题主所说的广义的能量最低原理：按照构造原理排电子能使原子能量最低。
按照教材的意思就是说，按照构造原理排出来的电子组态就是该原子能量最低的状态。
于是就有题主做题时遇到的：违反构造原理的一定违反能量最低原理。
然而，人教选修三课本所表达的能量最低原理是不完整的，根据北京大学出版社周公度老师的《结构化学基础》（化学系学生本科会开一门课程叫结构化学，使用的就是这本教材，大学无机化学中给出的概念与之类似），其中对于能量最低原理是这样表述的：在不违背泡利原理的条件下，电子优先占据能级较低的原子轨道，使整个原子体系能量处于最低。
要点有三个：1、满足泡利原理。
2、电子优先占据能级较低的原子轨道（而不是能量较低的原子轨道，比如，优先占据3d而不是4s。
于是就引出了屏蔽效应和能级交错的阐述。
）3、原子整体能量最低。
而我个人比较认可百度给出的能量最低原理：多电子原子在基态时，核外电子总是尽可能地先占据能量最低的轨道，然后按原子轨道近似能级图中的顺序依次向能量较高的能级上分布，称为能量最低原理。
说人话就是：电子优先排在能量低的轨道上。
（三）构造原理、能量最低原理、洪特规则的关系通过这样的比较，你可能就比较清楚了，构造原理包括三个点：能级顺序是基础，在某些特定的情况下会出现能级交错，最后，半满、全满状态对电子排布方式有影响（洪特规则，洪特规则可以看做是构造原理在解释电子填充顺序时的一个补充）。
化学元素的电子结构与化学性质
化学元素的电子结构与化学性质化学元素是组成物质的基本单位，每个元素都有其独特的电子结构和化学性质。
电子结构决定了元素的化学行为和反应性质。
本文将探讨化学元素的电子结构以及与之相关的化学性质。
一、电子结构电子结构指的是一个元素中电子所处的能级和轨道分布。
电子首先填充最低能级，根据电子的排布原理，可以总结出以下几个规律：1. 电子填充顺序：根据泡利不相容原理和奥克塔规则，在填充电子时，首先填充低能级轨道，然后依次填充高能级轨道。
电子填充的次序为：1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p、5s、4d、5p等。
2. 电子能级：不同能级的电子具有不同的能量，通常情况下，能级越高的电子能量越高。
能级按主量子数(n)从低到高排列，n=1, 2, 3, ...。
每个能级可以容纳的电子数量为2n^2。
3. 能级分裂：某些元素在外加电场或磁场的作用下，能级会发生分裂。
这种现象称为能级分裂，可用来解释一些元素的特殊性质。
二、周期表与化学性质周期表是按照元素的电子结构和化学性质进行排列的。
元素的周期性变化与其电子结构密切相关，下面将讨论几个重要的周期性趋势。
1. 原子半径：元素的原子半径指的是原子的大小。
一般情况下，原子半径随着周期号增加而减小，原因是随着电子层的增加，原子核对电子的吸引力减弱，导致电子云膨胀。
然而，在同一周期中，随着核电荷的增加，原子半径减小。
2. 电负性：电负性是用来描述元素吸引外层电子的能力。
一般来说，电负性随着周期号的增加而增加，原因是具有更多电子层的元素核电荷也增加，对电子的吸引力更强。
3. 电离能：电离能是将一个原子中的一个电子移除所需的能量，可以分为一次电离能、二次电离能等。
一般情况下，电离能随着周期号的增加而增加，因为电子层数的增加使得电子与原子核的相互作用增强。
4. 金属性与非金属性：周期表左侧的元素主要是金属，右侧的元素主要是非金属。
金属的特点是良好的导电性、导热性和延展性，而非金属则具有较强的电负性和不良的导电性。
1s2s2p3s能级排布图记忆规律
1 S2s2p3s能级排布图记忆规律
Is2s2p3s能级排布图记忆规律如下:
能级图及能量最低原理,可以确定电子填入各轨道的顺序是:1 S - 2s — 2p
填充时是从IS开始，填满一列再返回右面一列的顶端，继续从上往下填充，填充中，以ns开头、叩结束为一个周期，也就是上面的一个能级组，还需要记住各能级中最多能够容纳的电子数为：s 2个；p 6个；d 10 个；f 14个。
有七个电子层，分别用1、2、3、4、5、6、7等数字表示K、L、M N、0、P、Q等电子层，用s、p、d、f、g等符号分别表示各电子亚层，并在这些符号右上角用数字表示各亚层上电子的数目。
如钠原子的电子排布ls2 2s2 2p6 3sl o迄今为止，只发现了7个电子层。
电子排布式中的内层电子排布可用相应的稀有气体的元素符号加方括号来表示，以简化电子排布式。
以稀有气体的元素符号加方括号的部分称
为“原子实”。
元素电子排布范文
元素电子排布范文洪特规则（Aufbau principle）是根据能级的顺序，将电子按照能量递增的顺序填入不同的轨道中。
按照洪特规则，首先填满能量最低的轨道，然后按照能级的升序逐个填充。
具体来说，在填充轨道时，首先填充1s轨道，最多容纳2个电子；然后填充2s轨道，最多容纳2个电子；再填充2p轨道，最多容纳6个电子；接着填充3s轨道，最多容纳2个电子；依此类推。
洪特规则的结果是，各个轨道被填充的顺序是1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p、5s、4d、5p、6s、4f、5d等。
然而，泡利不相容原理（Pauli exclusion principle）规定了每个轨道上最多只能容纳两个电子，并且这两个电子的自旋方向必须相反。
这个原理保证了电子之间不会相互干涉，并且使电子在轨道上的排布具有了一定的规律性。
根据泡利不相容原理和洪特规则，每个轨道上的电子填充顺序可以总结为：首先填充自旋向上的电子，然后填充自旋向下的电子。
例如，在1s轨道上，可以容纳2个电子，按照规则，首先填充一个自旋向上的电子，然后填充一个自旋向下的电子。
在2s轨道上，同样可以容纳2个电子，也是先填充一个自旋向上的电子，再填充一个自旋向下的电子。
在2p轨道上，可以容纳的电子数为6个，填充顺序为先填充一个自旋向上的电子，然后填充一个自旋向下的电子；接着再填充两个自旋向上的电子，最后填充两个自旋向下的电子。
综上所述，元素电子排布遵循洪特规则和泡利不相容原理，按照能级的升序逐个填充。
这个规律使得各个元素的电子排布具有一定的规律性，有助于我们理解和预测元素的性质和反应行为。
元素电子排布规律
洪特规则德国人洪特（F.Hund）根据大量光谱实验数据总结出一个规律，即分子分布到能量简并的原子轨道时，优先以自旋相同的方式分别占据不同的轨道，因为这种排布方式原子的总能量最低。
所以在能量相等的轨道上，电子尽可能自旋平行地多占不同的轨道。
例如碳原子核外有6个电子，按能量最低原理和泡利不相容原理，首先有2个电子排布到第一层的1s轨道中，另外2个电子填入第二层的2s轨道中，剩余2个电子排布在2个p 轨道上，具有相同的自旋方向，而不是两个电子集中在一个p轨道，自旋方向相反。
1适用范围该定则只适用于LS 耦合的情况。
有少数例外是由于组态相互作用或偏离LS 耦合引起的。
该定则可用量子力学理论和泡利不相容原理来解释。
该定则对确定自由原子或离子的基态十分有用。
2洪特规则前提洪特规则前提：对于基态原子来说在能量相等的轨道上，自旋平行的电子数目最多时，原子的能量最低。
所以在能量相等的轨道上，电子尽可能自旋平行地多占不同的轨道。
例如碳原子核外有6个电子，按能量最低原理和泡利不相容原理，首先有2个电子排布到第一层的1s轨道中，另外2个电子填入第二层的2s轨道中，剩余2个电子排布在2个不同的2p轨道上，具有相同的自旋方向，而不是两个电子集中在一个p 轨道，自旋方向相反。
作为洪特规则的补充，能量相等的轨道全充满、半满或全空的状态比较稳定。
根据以上原则，电子在原子轨道中填充排布的顺序为1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d…。
3详细信息具体内容：对于特定电子排布，不同组态的LS耦合，洪特规则确定了能量排列顺序：（1）总自旋S越大，能量越低（2）S相等情况下，总轨道角动量L越大，能量越低（3）在S和L都相等情况下，对于未满半壳层或刚好半壳层，总角动量J越小能量越低，否则，J越大能量越低。
下面我们运用核外电子排布的三原则来讨论核外电子排布的几个实例。
氮(N)原子核外有7个电子，根据能量最低原理和泡利不相容原理，首先有2个电子排布到第一层的1s轨道中，又有2个电子排布到第二层的2s轨道中。
电子排布式的书写及应用
电子排布式的书写及应用
电子排布式的书写和应用一般遵循以下规则：
1. 电子排布式是指用能级的符号表示原子核外电子排布的图式。
可以根据电子排布式判断元素的化学性质和元素在周期表中的位置。
2. 主族元素的电子排布式为第一层1个轨道，最多容纳两个电子；第二层2个轨道，最多容纳8个电子（第一层满时），以此类推。
3. 应用电子排布式时，需要注意能级交错。
能量相近的各个轨道优先进入相互重叠的状态，形成键合。
这可以解释一些主族元素的化合价，如氧为-2价，而得到过氧化氢中显+1价的二价铜盐，又如在碱金属离子中的普遍存在的事实。
4. 在比较不同原子半径大小时，可以使用电子排布式来辅助思考。
例如，同一主族的元素，最外层电子数相同，但中子数不同，因此半径会有差异，可以通过看有效核电荷的变化来判断。
总的来说，电子排布式是描述原子结构的重要工具，但在某些情况下也可能是提供有关元素特性的一些线索。
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电子填入轨道的顺序
如图所示，第一层只有s型轨道，第2和7层有s、p型轨道，第3和6层有是s、p、d型轨道，第4和5层有s、p、d、f型轨道‘
s型轨道呈球形（球形是对称的，所以s轨道只有一个）’
p轨道呈纺锤形（p轨道在空间里有xyz三个伸长方向，即px，py，pz，所以p轨道有3个）如图所示
图上第一行是球形s轨道，第二行是纺锤形p轨道
d轨道有5个伸长方向（5个轨道）
f轨道有7个伸长方向（7个轨道）
每个轨道最多只能容纳2个自旋状态不同电子（泡利不相容原理），自旋是电子的状态，不像地球自转
s最多容纳2个电子（1个轨道*2=2个），
p是最多容纳6个电子（3个轨道*2=6个）
d是最多容纳10个电子（5个轨道*2=10个）
f是最多容纳14个电子（7个轨道*2=14个）
举例;
He是第二号元素，核外有2个电子，所以He的电子排布式是1s2，意思是：第1层的s 轨道上有2个电子
Na元素是2，8，1排布，即1s2，2s2，2p6，3s1。
1s2意思是：第1层s轨道上有2个电子，所以第1层共有2个电子，2s2是第2层s轨道上有2个电子，2p6是第2层的p轨道上有6个电子，所以第2层共有2+6个电子，3s1是第3层的s轨道上有1个电子，所以第三层是1个
电子。
1s2，2s2，2p6，3s2，3p6，3d5，4s2意思是：第1层s轨道上有2个电子，第2层的s 轨道上有2个电子，第2层的p轨道上有6个电子，第3层的s轨道上有2个电子，第3层的p 轨道上有6个电子，第4层的s轨道上有2个电子。
所以第一层共有2个电子，第二层共有2+6=8个电子，第三层共有2+6+5=13个电子，第四层共有2个电子，排布是2，8，13，2。
字母前的数字代表第几层，字母表示轨道类型，字母后的数字是该类型的轨道上共有多少个电子，1s表示第一层的s类型轨道，1s2表示第一层的s类型轨道共有2个电子。
2s表示第二层的s类型轨道，2s1表示第二层的s类型轨道上共有1个电子，5f表示第5层的f轨道，5f9表示第五层的f类型轨道上共有9个电子，3p表示第三层的p类型的轨道，3p2表示第三层的p类型的轨道上共有2个电子。