核外电子排布轨道

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E4S < E3d
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钻穿效应：
多电子原子中，n大 l 小的轨道上的电子潜入 核附近的空间区域，较好地躲避其他电子的屏蔽 作用，增加核引力，使轨道能量降低的渗透作用， 称为电子的钻穿效应。
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二、核外电子排布
1、电子排布三原理 ⑴、保里不相容原理
每个原子轨道至多容纳两个自旋方向相反 的电子。或者说，在同一原子中，不能有四 个量子数完全相同的两个电子。
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说明：
为了简化原子的电子结构，通常将内层已达 稀有气体的电子层结构，用稀有气体加方括 号表示，并称为“原子实”。
例：Cr、Cu、Br和Hg的电子排布式为： Cr：[Ar] 3d5 4s1 Cu：[Ar] 3d10 4s1 Br：[Ar] 3d10 4s2 4p5 Hg：[Xe] 4f14 5d10 6s2
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5
所以其电子排布式为：
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p5
Hg：(80) 电子排布式为：
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d10 4f14 5s2 5p6 5d10 6s2
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③、同一原子内，n、l 都不同的分层间有能 级交错现象。
E4S < E3d < E4P
E5S < E4d < E5P
E6S < E4f < E5d < E6P • 轨道能级E用n＋0.7 × l 规则求算：
•
n＋0.7 ×l 越小，能级越低
• 如：E4s =4+0.7x0=4 ; E3d=3+0.7x2=4.4
⑵、能量最低原理
电子在原子轨道上分布，要尽可能使整个 原子系统能量最低。
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⑶、洪特规则
在相同n和相同l的轨道（简并轨道）上分 布的电子，总是尽先分占不同的轨道，且自 旋平行。半满、全满或全空状态时相对较稳 定。
全满 ：s2、p6、d10、f14
半满 ：s1、p3、d5、 f7
全空：s0、p0、d0、 f0
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例5 写出Cr、Cu、Br和Hg的电子排布式。 Cr(24) 电子填充式为：
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d4
考虑洪特规则特例：
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d5
所以其电子排布式为：
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s1
E1s < E2S < E3S <…
E2P < E3P < E4P <……
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②、n相同， l ↑，则E ↑。
Ens < Enp < End< E nf…… E4s < E4p < E4d< E 4f……
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导致原因：屏蔽效应而引致 屏蔽效应：内层电子对外层电子的排斥作用， 削弱了核对外层电子吸引作用，而使轨道能级 分裂的现象称之。
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Cu(29) 电子填充式为：
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d9
考虑洪特规则特例：
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d10
所以其电子排布式为：
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s1
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Br(35) 电子填充式为：
11-3原子核外电子排布
一、原子轨道的能级
1、单电子轨道能级：取决于n，与 l 无关， 如H原子或类氢原子：E1S < E2S = E2P < E3S = E3P = E3d……
2、多电子轨道能级：
• 多电子原子轨道能级由n值与 l 值共同决 定
规律： ①、l 相同，n↑，则E ↑。
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1、电子层结构与周期
周期数=电子层数=最外层主量子数
2、电子层结构与族
(1)、主族：
Hale Waihona Puke 凡最后一个电子填入ns或np轨道的元素称
为主族元素，用A标记。
主族的族数=最外层电子数
(2)、副族：
凡最后一个电子填入d或f轨道的元素称为
202副1/10/族10 元素，用B标记。
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3、电子层结构与区 共分5个区： s区——IA、IIA； p区——IIIA~VIIA，0族； d区——IIIB~VIIB，VIII族； ds区——IB、IIB族； f区——镧系、锕系元素。 例7：
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2 电子排布填充
序：
E1s< E2s< E2p< E3s< E3p <E4s< E3d< E4p< E5s< E4d< E5p< E6s< E4f< E5d< E6p<……
3. 电子排布式： 又称电子结构式或 电子分布式。
例6： 2021/10/10
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三、原子电子层结构与周期表