核外电子轨道排布式
原子核外电子排布规律
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次外(1)N3、2、4、OH、H2O H3O、F、HF、Ne、Na、Mg2、Al3等。
电子粒子：、P3、PH3、S2HS、H2S、Cl、HCl、Ca2、PH4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、NH4、H3O等；阴离子有：F、OH、NH2；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（1为1（23周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。
例如，氯和溴的原子序数之差为35-17=18（溴所在第四周期所含元素的种数）。
相差的数分别为8,18,18,32，32.③同主族非县令的原子序数差为上述连续数的加和，如H和Cs的原子序数为2+8+8+18+18=54（4）元素周期表中除Ⅷ族元素之外，原子序数为奇数（偶数）的元素，所属所在族的序数及主要化合价也为奇数（偶数）。
如：氯元素的原子序数为17，而其化合价有-1、+1、+3、+5、+7，最外层有7个电子，氯元素位于ⅦA族；硫元素的原子序数为16，而其化合价有-2、+4、+6价，最外层有6个电子，硫元素位于ⅥA族。
1-36核外电子排布式
[1]H氢1s1[2]He氦1s2[3]Li锂1s2 2s1 [4]Be铍1s2 2s2 [5]B硼1s2 2s2 2p1 [6]C碳1s2 2s2 2p2 [7]N氮1s2 2s2 2p3[8]O氧1s2 2s2 2p4[9]F氟1s2 2s2 2p5 [10]Ne氖1s2 2s2 2p6 [11]Na钠1s2 2s2 2p6 3s1 [12]Mg镁1s2 2s2 2p6 3s2 [13]Al铝1s2 2s2 2p6 3s2 3p1 [14]Si硅1s2 2s2 2p6 3s2 3p2[15]P磷1s2 2s2 2p6 3s2 3p3 [16]S硫1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 [17]Cl氯1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 [18]Ar氩1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 [19]K钾1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 [20]Ca钙1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 [21]Sc钪1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d1 4s21s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d2 4s2 [23]V 钒1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d3 4s2 *[24]Cr铬1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s1 [25]Mn锰1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s2 [26]Fe铁1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 4s2 [27]Co钴1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d7 4s2 [28]Ni镍1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d8 4s21s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s1 [30]Zn锌1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 [31]Ga镓1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p1 [32]Ge锗1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p2 [33]As砷1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p3 [34]Se硒1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p4 [35]Br溴1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p5[36]Kr氪1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6例3．不同元素的气态原子失去最外层一个电子所需要的能量（设其为E）如下图所示。
(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。
原子核外电子排布规律
3
原子核外电子在能量相同的各个轨道上排布时 ①电子尽可能分占不同的原子轨道， ②自旋状态相同
洪特规则特例
全满（s2、p6、d10、f14） 半满（s1、p3、d5、f7） 全空（s0、p0、d0、f0）时比较稳定。
原子核外电子排布遵循的原理
1 1.能量最低原理
排布 规律
2 2.泡利不相容原理
3 3.洪特规则
4，轨道表示式 原子核外电子不同运动状态
2
1，（2009）以下表示氦原子结构的化学用语中，对电子运动 状态描述最详尽的是
A．：He
B．
C．1s2
D．
2，短周期元素中，原子基态时具有1个未成对电子的元素共有（ ）
A．5
B．6
C．7
D．8
2
写出24Cr原子的轨道表示式 和电子排布式
1s22s22p63s23p63d54s1
能级交错
E（4s） ＜ E（5s） ＜ E（6s） ＜
E（3d） E（4d） E（5d）
2
5, 什么是基态，激发态光谱是如何产生的
原子的发射与吸收光谱
低能量轨道电子
吸收能量 原子吸收光谱
高能量轨道电子
释放能量 原子发射光谱
低能量轨道电子
2
6, 同一能级电子排布是如何排布的遵循什么规律
2
每个原子轨道上最多只能容纳两个自旋状态不同的电子。 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 。
(2)原子外围电子排布式：
①原子实：将原子内层已达到稀有气体结构 的部分写成原子实，以稀有气体的元素符号 外加方括号表示。
②在化学反应中，原子外围电子发生变化， 而原子实不受影响。
③也可以省去原子实，直接写出原子外围电 子排布式。
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。
电子轨道
电子在核外是分层排布的，从内到外，可分为第一层、第二层、第三层……第七层，也记为：K、L、M、N、O、P、Q。
每个电子层根据能量的不同，又分为s、p、d、f 四个电子亚层，每个电子亚层上又有不同的电子轨道，其中s亚层有1个轨道，p亚层3轨道，d亚层5轨道，f亚层7轨道，有了这些轨道，电子才能装进去，每个轨道上能容纳2个自旋方向相反的电子（意思就是说，这两个电子旋转方向不一样）。
所谓的轨道，也并不是电子走的固定路径，其实是“电子云”的形状，是电子出现的区域，S轨道是球形的，电子就在这球形的区域中运动，P轨道是纺锤形。
等等.①K层只有s亚层，简称为1s；L层有s，p两个亚层，简称为2s，2p；M层有s，p，d三个亚层，简称为3s，3p，3d；等等。
②由于亚层的存在，使同一个电子层中电子能量出现不同，甚至出现低电子层的高亚层能量大于高电子层的低亚层，各亚层能量由低到高排列如下：1s，2s，2p，3s，3p，4s，3d，4p，5s，4d，5p，6s，4f，5d，6p，7s，5f....... 补充一点：根据能量最低原理，电子通常总是先填充能量低的亚层（懂了这个你就知道为什么有时第三层，就是M层有时没有填满，电子就去添下一层N层了吧，如钙，3s和3p都填满了，但是没填3d，就去填4s）③如果想更了解关于电子亚层的知识，可以再了解一下：能量最低原理，洪特原理，保里不相容原理，洪特特例。
一、原子核外电子排布的原理处于稳定状态的原子，核外电子将尽可能地按能量最低原理排布，另外，由于电子不可能都挤在一起，它们还要遵守保里不相容原理和洪特规则，一般而言，在这三条规则的指导下，可以推导出元素原子的核外电子排布情况，在中学阶段要求的前36号元素里，没有例外的情况发生。
1．最低能量原理电子在原子核外排布时，要尽可能使电子的能量最低。
怎样才能使电子的能量最低呢？比方说，我们站在地面上，不会觉得有什么危险；如果我们站在20层楼的顶上，再往下看时我们心理感到害怕。
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。
电子的核外排布
≥4个
稳定（不得失)
在化学反应中 易失去电子
在化学反应中 易得到电子
总结：元素的性质，特别是化学性质，跟它的原
子的 最外层电子数
关系密切。
练习:
下面的结构示意图正确的是:( )
+3 2 1 A
+3 3 B
+11 2 8 1 +11 2 9
C
D
练习：
画出下列原子的结构示意图：
7N
12Mg
17Cl
部分金属元素的原子结构示意图
3、下列具有相似化学性质的元素组别
是： C、D
。
A.
B.
C.
D.
同学们有没有想过电子是 怎样围绕原子核做高速运
动的呢?
三、原子核外电子的不同运动区域
多电子原子核外电子的分层运动状况
核外电子分层排布
电子按能量高低在核外分层排布。 1234567 K LMNOPQ
由内到外，能量逐渐升高
核外电子的分层排布（又叫分层运动）
电子层符号 K L M N O P Q
电子层序数(n) 1 2 3 4 5 6 7
电子离核的距离 近
远
电子具有的能量 低
高
2、原子结构示意图
如： Na
核内质子数
电子层
原子核
每个电子层上的电子数
称有气体元素原子电子层排布
各电子层的电子数
核电 元素名 元素
荷数 称 符号 K
L
M
N
O
P
最外层电子 数
2
氦
He
2
2
10
氖
Ne
2
8
8
18
氩
Ar
原子核外电子排布
14
7p
能量
6d 7s 6p 5d 6s 5p 5s 4p 4s 3s 2s 1s 3p 2p 7个能级组 个能级组 每个 代表一个原子轨道
15
5f
4f 4d
3d
电 子 在 原 子 轨 道 中 的 排 布 顺 序
16
(2) 电子在原子轨道中的排布顺序 电子排布式： 电子排布式： 原子： 原子 17Cl原子：1s
26
课堂练习
5、写出下列原子的电子排布式 、
13Al 15p 16S
1s22s22p63s23p1 1s22s22p63s23p3 1s22s22p63s23p4
27
3. 洪德 (Hund) 规则
的轨道表示式： 的轨道表示式 6C的轨道表示式： ① ② ③ 1s 2s 2p
28
3. 洪德 (Friedrich Hund) 规则
怎样判断原子轨道能量的高低呢？ 怎样判断原子轨道能量的高低呢？
10
(1) 原子轨道的能量主要是由电子层 和电子亚层决定的
1 2
3 4 5 6 7
K L M N O P Q
电子层数越大, 原子轨道能量越高. 例如： 电子层数越大, 原子轨道能量越高. 例如： E1s < E2s < E3s < E4s < E5s < E6s < E7s E2p < E3p < E4p < E5p < E6p E3d< E4d < E5d
原子核外电子的排布
1
电子的运动状态
电子质量小； 电子质量小； 运动空间小； 运动空间小； 运动速度快
1. 电子层 1 K 2 L 3 M 4 N 5 O 6 P 7 Q
核外电子排布式
[1]H氢1s1[2]He氦1s2[3]Li锂1s2 2s1[4]Be铍1s2 2s2[5]B硼1s2 2s2 2p1[6]C碳1s2 2s2 2p2[7]N氮1s2 2s2 2p3[8]O氧1s2 2s2 2p4[9]F氟1s2 2s2 2p5[10]Ne氖1s2 2s2 2p6[11]Na钠1s2 2s2 2p6 3s1[12]Mg镁1s2 2s2 2p6 3s2[13]Al铝1s2 2s2 2p6 3s2 3p1[14]Si硅1s2 2s2 2p6 3s2 3p2[15]P磷1s2 2s2 2p6 3s2 3p3[16]S硫1s2 2s2 2p6 3s2 3p4[17]Cl氯1s2 2s2 2p6 3s2 3p5[18]Ar氩1s2 2s2 2p6 3s2 3p6[19]K钾1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 [20]Ca钙1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 [21]Sc钪1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d1 4s2 [22]Ti钛1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d2 4s21s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d3 4s2*[24]Cr铬1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s1 [25]Mn锰1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s2 [26]Fe铁1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 4s2 [27]Co钴1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d7 4s2 [28]Ni镍1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d8 4s2*[29]Cu铜1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s1 [30]Zn锌1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 [31]Ga镓1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p1 [32]Ge锗1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p2 [33]As砷1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p31s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 4[35]Br 溴1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 5[36]Kr 氪1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 例3．不同元素的气态原子失去最外层一个电子所需要的能量（设其为E ）如下图所示。
基态原子的核外电子排布
4f
4
顺
序
3s
3p
3d
3
图
2s2p2ຫໍສະໝຸດ 1s1小结：
一、原子核 外电子排布 遵循的原理 和规则
能量最低原则
泡利不相容原理 洪特规则
二、原子核 外电子排布 的表示式
电子排布式 电子排布图
方法导引
解决基态原子电子排布问题的一般思路
确定原子序数 能量最低原则 泡利不相容原理 轨道排布 洪特规则
能级排布
思考题：
洪特规则
对于基态原子，电子在能量相同的轨道 上排布时，将尽可能分占不同的轨道并且自 旋方向相同。
C 1s2 2s22p2
3 锂Li 1s2 2s1 4 铍Be 1s2 2s2 5 硼B 1s2 2s22p1 6 碳C 1s2 2s22p2 7 氮N 1s2 2s22p3 8 氧O 1s2 2s22p4 9 氟F 1s2 2s22p5 10氖Ne 1s2 2s22p6
1.原子核外电子在排布时，最外层为什么不 超过8个电子？
思考题：
2 .每个电子层最多容纳的电子数为什么为 2n2个（n代表电子层数）？
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BY FAITH I MEAN A VISION OF GOOD ONE CHERISHES AND THE ENTHUSIASM THAT PUSHES ONE TO SEEK ITS FULFILLMENT REGARDLESS OF OBSTACLES. BY FAITH I BY FAITH
泡利不相容原理
电子排布式 Li: 1s22s1
电子排布图
1s 2s
用一个○表示一个原子轨道， 在○中用“↑”或“↓”表示该轨道上排 入的电子。
问题3 ?
核外电子排布轨道
2021/10/10
返回9
13
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。
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
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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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
原子核外电子的排布
一个“↑”或“↓”表示 一个电子及其自旋状态
原子轨道名称
能量相同的 轨道相连
-
基态 原子的核外电子排布原理
12..能泡利量不最基解于相低态。基容原： 区 态理原能于的理—量“状——最激态—能低发。同量状态一不态”个同，—轨的见—道轨P能道1量4最低注高全是为 了
3.洪特规则 ——能量相同的多个轨道 能 让我练一下 量
有6个电子，全如充何满排布p ，6 d体10 系f 14比较稳定？
半充满 p 3 d 5 f 7
3d44全s2空
p 0 d 0 f 30 d54s1
↑ ↑ ↑ ↑↓ ↑ ↑ ↑ ↑ ↑ ↑
3d
4s
3d
4s
-
3d4s电子排布专题
分别将以下电子排布于3d4s轨道上
1 3d 4s1 2 3d 4s2 3 3d1 4s2 4 3d2 4s2 5 3d3 4s2 6 3d5 4s1
Cr、Cu的电子排布式 Cr: 1s22s22p63s23p63d54s1
不是3d44s2
Cu: 1s22s22p63s23p63d104s1
不是3d94s2
-
用原子轨道表示电子排布的方法
电子排布式 ①ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ子排布式 原子实简化的电子排布式
外围（价）电子排布式 ②轨道表示式
-
下列D电子排布式或轨道表示式正确的 是( )
B. O2- 1s22s23p4 C. Cl- 1s22s22p63s23p6 D. Ar 1s22s22p63s23p6
-
电子排布式的简化
1.用原子实简化的电子排布式 2.外围（价）电子排布式
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用原子实简化的电子排布式
1.原子实 ①原子以内ns层2n电p6子为已界达找到原稀子有实气，体上结一构周部 期分的写稀成有“气原体子。实”，以稀有气体的元
核外电子的排布规律
核外电子的排布规律一、能量最低原理所谓能量最低原理是，原子核外的电子，总是尽先占有能量最低的原子轨道，只有当能量较低的原子轨道被占满后，电子才依次进入能量较高的轨道，以使原子处于能量最低的稳定状态。
原子轨道能量的高低为：1•当n相同，l不同时，轨道的能量次序为sVpVdVf。
例如，EVEVE。
3S3P3d 2•当n不同，l相同时，n愈大，各相应的轨道能量愈高。
例如，EVEVEo2S3S4S3.当n和l都不相同时，轨道能量有交错现象。
即(n—1)d轨道能量大于ns轨道的能量,(n-1)f 轨道的能量大于np轨道的能量。
在同一周期中，各元素随着原子序数递增核外电子的填充次序为ns,(n—2)f，(n—1)d，np。
核外电子填充次序如图1所示。
图1电子填充的次序□3S□2iI.L6d1.L J4di i!i 4P 3d2P□图2多电子原子电子所处的能级示意图最外层最多能容纳8电子，次外层最多能容纳18电子。
每个电子层最多容纳的电子数为2m个(n为电子层数的数值)如：各个电子层中电子的最大容纳量电子层(n) K(1) L⑵M(3) N(4)电子亚层s s P s P d s P d f亚层中的轨道数1 1 3 1 3 5 1 3 5 7亚层中的电子数2 2 6 2 6 10 2 6 10 14K 最多能容：（2逖:MN0P18.315011-(2迸码(苏®4$(2豁弓(2毬沖弓从表可以看出，每个电子层可能有的最多轨道数为m,而每个轨道又只能容纳2个电子，因此，各电子层可能容纳的电子总数就是2m。
、鲍利（Pauli）不相容原理鲍利不相容原理的内容是：在同一原子中没有四个量子数完全相同的电子，或者说在同一原子中没有运动状态完全相同的电子。
例如，氦原子的Is轨道中有两个电子，描述其中一个原子中没有运动状态的一组量子数（n,l，m，ms）为1,0，0，+1/2,另一个电子的一组量子数必然是1,0，0，—1/2,即两个电子的其他状态相同但自旋方向相反。
钴的核外电子排布式
钴的核外电子排布式
钴原子的核外电子排布式是一个重要的化学知识点，是研究钴元素性质和反应性质的基础。
钴原子属于第4d
轨道，其电子排布式如下：[Ar]3d⁵４s²。
每个原子可
以携带最多32个电子。
第一层的电子排布式为：2s²2p⁶。
由于原子的添加原则，第二层的电子排布式为：3s²3p⁶3d⁴。
由于3d层的容
量可以容纳最多5个电子，所以钴原子拥有最多5个d 层电子，因此钴原子电子排布式为：[Ar]3d⁵４s²。
可以看出，钴原子在核外层共携带有十个电子，它们在三个不同的层次上来欣赏，分别是：1s²2p⁶，3s²3p⁶和3d⁵，其中1s²2p⁶和3s²3p⁶层分布在原子核的外围，
而3d⁵层则是在原子核周围更远的位置。
如果把电子的活动同它们的核外电子排布式比较起来，可以发现，电子在不同层次中都会有不同的行为模式。
原子的最外层有6个电子，它们相互作用的力量最弱，
它们也最容易被其他物质中的电子吸引而产生化学反应；而原子核周围的3d层电子由于它们的空间位置和能级，它们可以形成一个类似“磁力场”的模式，保护内层电子，使其不易受到外界物质的影响。
由此可以看出，钴原子的核外电子排布式是一个重要的化学知识点，它可以有效地帮助我们更深入地了解钴元素的性质和反应性质，为科研化学家及其他科学家提供有价值的参考，为人类社会的发展提供强大的支持。
电子轨道
电子在核外是分层排布的，从内到外，可分为第一层、第二层、第三层……第七层，也记为：K、L、M、N、O、P、Q。
每个电子层根据能量的不同，又分为s、p、d、f 四个电子亚层，每个电子亚层上又有不同的电子轨道，其中s亚层有1个轨道，p亚层3轨道，d亚层5轨道，f亚层7轨道，有了这些轨道，电子才能装进去，每个轨道上能容纳2个自旋方向相反的电子（意思就是说，这两个电子旋转方向不一样）。
所谓的轨道，也并不是电子走的固定路径，其实是“电子云”的形状，是电子出现的区域，S轨道是球形的，电子就在这球形的区域中运动，P轨道是纺锤形。
等等.①K层只有s亚层，简称为1s；L层有s，p两个亚层，简称为2s，2p；M层有s，p，d三个亚层，简称为3s，3p，3d；等等。
②由于亚层的存在，使同一个电子层中电子能量出现不同，甚至出现低电子层的高亚层能量大于高电子层的低亚层，各亚层能量由低到高排列如下：1s，2s，2p，3s，3p，4s，3d，4p，5s，4d，5p，6s，4f，5d，6p，7s，5f....... 补充一点：根据能量最低原理，电子通常总是先填充能量低的亚层（懂了这个你就知道为什么有时第三层，就是M层有时没有填满，电子就去添下一层N层了吧，如钙，3s和3p都填满了，但是没填3d，就去填4s）③如果想更了解关于电子亚层的知识，可以再了解一下：能量最低原理，洪特原理，保里不相容原理，洪特特例。
一、原子核外电子排布的原理处于稳定状态的原子，核外电子将尽可能地按能量最低原理排布，另外，由于电子不可能都挤在一起，它们还要遵守保里不相容原理和洪特规则，一般而言，在这三条规则的指导下，可以推导出元素原子的核外电子排布情况，在中学阶段要求的前36号元素里，没有例外的情况发生。
1．最低能量原理电子在原子核外排布时，要尽可能使电子的能量最低。
怎样才能使电子的能量最低呢？比方说，我们站在地面上，不会觉得有什么危险；如果我们站在20层楼的顶上，再往下看时我们心理感到害怕。
1到20号元素核外电子排布式
1到20号元素核外电子排布式元素的电子排布常用电子结构表示。
电子结构由一对数字和字母组成，数字表示能级（主能级），字母表示能级上的轨道（亚能级）。
在1到20号元素的核外电子排布中，我们需要根据元素的原子序数（即元素的核外电子数）和电子排布规则来确定每个元素的电子结构。
首先，我们需要了解两个基本规则：1.奥卡福尔规则（Aufbau Principle）：电子首先填充低能级，然后填充高能级。
2.泡利不相容原理（Pauli Exclusion Principle）：每个轨道上最多容纳两个电子，且这两个电子必须自旋相反。
根据这两个规则，我们可以逐一确定每个元素的电子结构。
以下是1到20号元素的电子结构的简要描述：1.氢（H）：1s12.氦（He）：1s23.锂（Li）：1s22s14.铍（Be）：1s22s25.碳（C）：1s22s22p16.氮（N）：1s22s22p27.氧（O）：1s22s22p38.氟（F）：1s22s22p49.氖（Ne）：1s22s22p510.钠（Na）：1s22s22p63s111.镁（Mg）：1s22s22p63s212.铝（Al）：1s22s22p63s23p113.硅（Si）：1s22s22p63s23p214.磷（P）：1s22s22p63s23p315.硫（S）：1s22s22p63s23p416.氯（Cl）：1s22s22p63s23p517.氩（Ar）：1s22s22p63s23p618.钾（K）：1s22s22p63s23p64s119.钙（Ca）：1s22s22p63s23p64s220.钪（Sc）：1s22s22p63s23p64s23d1需要注意的是，电子结构中的数字表示能级（主能级），字母表示能级上的轨道（亚能级），s轨道可以容纳2个电子，p轨道可以容纳6个电子，d轨道可以容纳10个电子，f轨道可以容纳14个电子。
这种电子结构描述方法适用于前20个元素，但在更高的元素中，会涉及到更复杂的电子结构。