核外电子排布规则及化学键.doc

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原子核外电子排布规律

A．H3BO3的酸性比H2CO3的强
B．Mg(OH)2的碱性比Be(OH)2的强
C．HCl、HBr、HI的热稳定性依次增强
D．若M＋和R2－的核外电子层结构相同，则原子序数：R＞M
是( A D )
A．元素X 的简单气态氢化物的热稳定性比W 的强
B．元素W 的最高价氧化物对应水化物的酸性比Z 的弱
C．化合物YX、ZX2、WX3 中化学键的类型相同
D．原子半径的大小顺序： rY >rZ >rW >rX
课堂练习
5.（2011天津高考）以下有关原子结构及元素周期律的叙述正确的是( B )
族Ⅰ Ⅱ Ⅲ Ⅳ Ⅴ Ⅵ Ⅶ 周期 A A A A A A A
二
c
d
三 ab
ef
A.e的氢化物比d的氢化物稳定 B．a、b、e三种元素的原子半径：e>b>a C．六种元素中，c元素单质的化学性质最活泼 D．c、e、f的最高价氧化物对应的水化物的酸性依次增强
课堂练习
3.（2012·北京）9．已知33As、35Br位于同一周期，下列关系正确的是( C )
A．原子半径：As＞C1＞P B．热稳定性：HCl＞AsH3＞HBr C．还原性：As3-＞S2-＞ClD．酸性：H3AsO4＞H2SO4＞H3PO4
课堂练习
4.（2012·江苏）12. 短周期元素X、Y、Z、W的原子
序数依次增大，X 原子的最外层电子数是其内层电子总数的3 倍，Y 原子的最外层只有2 个电子，Z 单质可制成半导体材料，W与X属于同一主族。下列叙述正确的
属
性
Ge As
逐
Sb Te
渐增
Po At 强
7
金属性逐渐增强

知识点原子核外电子排布与元素周期律

原子核外电子排布与元素周期律一、原子结构（Z 个）原子核注意：（N 个）质量数(A)＝质子数(Z)＋中子数(N)1.X 原子序数= = =核外电子（Z 个）2.原子核外电子的排布规律：①电子总是尽先排布在能量的电子层里；②各电子层最多容纳的电子数是；③最外层电子数不超过个（K 层为最外层不超过个），次外层不超过个，倒数第三层电子数不超过个。

电子层：一（能量最低）二三四五六七对应表示符号： 3.元素、核素、同位素元素：。

核素：。

同位素：。

(对于原子来说) 二、元素周期表 1.编排原则：①按递增的顺序从左到右排列 ②将相同．．的各元素从左到右排成一横行．．。

（周期序数＝原子的电子层数） ③把相同．．的元素按电子层数递增的顺序从上到下排成一纵行．．。

＝原子最外层电子数 2.结构特点：核外电子层数元素种类第一周期种元素短周期第二周期种元素周期第三周期种元素元（7个横行）第四周期种元素素（7个周期）第五周期种元素周长周期第六周期种元素期第七周期未填满（已有种元素）表主族：ⅠA ～ⅦA 共7个主族族副族：ⅢB ～ⅦB 、ⅠB ～ⅡB ，共7个副族（18个纵行）第Ⅷ族：纵行，位于之间（16个族）零族： ① 主族（A ）：由和元素共同组成的族(除第18纵列)列序与主族序数的关系② 副族（B ）：完全由元素组成的族(第8、9、10纵列除外)③ Ⅷ族：包括三个纵列。

④ 0族：第纵列，该族元素又称为元素。

三、元素周期律1.元素周期律：。

元素性质的周期性变化实质是．．．。

族碱金属元素：（是金属性最强的元素，位于周期表）第ⅦA 族卤族元素：（是非金属性最强的元素，位于周期表） ★判断元素金属性和非金属性强弱的方法：（1）金属性强（弱）——① ；② ；③ 。

（2）非金属性强（弱）——① ；② ；③ 。

2024届高考一轮复习化学教案(鲁科版)：原子结构核外电子排布规律

第26讲原子结构核外电子排布规律[复习目标] 1.掌握原子结构中微粒数目的关系。

2.了解原子核外电子的运动状态、能级分布和排布原理。

3.能正确书写1～36号元素原子核外电子排布式、价电子排布式和轨道表示式。

考点一原子结构、核素、同位素1．原子结构(1)构成微粒及作用(2)微粒间的数量关系①阳离子的核外电子数＝质子数－所带电荷数。

②阴离子的核外电子数＝质子数＋所带电荷数。

(3)微粒符号周围数字代表的信息2．元素、核素、同位素(1)元素、核素、同位素的概念及相互关系(2)同位素的特征①同一元素的各种核素的中子数不同，质子数相同，化学性质几乎完全相同，物理性质差异较大。

②同一元素的各种稳定核素在自然界中所占的原子百分数(丰度)不变。

(3)氢元素的三种核素1H：名称为氕，不含中子；12H：用字母D表示，名称为氘或重氢；13H：用字母T表示，名称为氚或超重氢。

1(4)几种重要核素的用途核素235 92U 14 6C 21H 31H 18 8O用途核燃料用于考古断代制氢弹示踪原子1．一种元素可以有多种核素，也可能只有一种核素，有多少种核素就有多少种原子() 2．所有原子核内一定都有中子()3．质量数就是元素的相对原子质量()4．质子数相同的微粒一定属于同一种元素()5．核外电子数相同的微粒，其质子数一定相同()6．核聚变如21H＋31H―→42He＋10n，因为有新微粒生成，所以该变化是化学变化()7．氢的三种核素形成的单质有6种，它们物理性质有所不同，但化学性质几乎完全相同( ) 答案 1.√ 2.× 3.× 4.× 5.× 6.× 7．√一、微粒中“粒子数”的确定1．月球上的每百吨32He 聚变所释放出的能量相当于目前人类一年消耗的能量，地球上氦元素主要以42He 的形式存在。

已知一个 12C 原子的质量为a g ，一个32He 原子的质量为b g ，N A 为阿伏加德罗常数。

徐光宪原子核外电子排布近似规律及其应用

徐光宪原子核外电子排布近似规律及其应用
《徐光宪原子核外电子排布近似规律及其应用》
徐光宪原子核外电子排布近似规律是原子物理学家和化学家应用最广泛的一种近似规律，其主要用来描述原子核外电子排布的大致规律。

该规律是由中国贵州省教授徐光宪于1950 年发表的，被昵称为“徐光宪规则”，后来也被称为“宪定律”。

该规律主要阐述了在不同原子中外层电子排布的规律，即外层电子排布是受原子核外层分子层次引起的电子层附着数从外向内依次递减，直至某一层次停止而不再减少，这种情况通常出现在18 层次以下，这也是现代一般识别原子的标准。

这种规则的应用是化学的重要基础，它可以用来帮助我们建立关于原子间化学键的理论模型，并预测它们的性质。

此外，徐光宪的规则也可以帮助我们研究原子的结构，了解各种物质的电荷分布，以及名义和实际氧化态之间的差别等。

徐光宪规则一般用来识别原子元素，进一步用于结构化学研究，以及预测化学物质的化学性质，可谓大有裨益。

同时，通过识别元素的化学性质，徐光宪的原子核外电子排布规律也有助于我们建立原子理论模型，理解元素间的相互作用，估算反应的方向，这些都是日常生活与科学研究中所极为重要的知识，也是必须要了解的基础知识。

”。

2.2-2.3核外电子排布规则及化学键

实施实施提问举例讲授提问讲授配对共用，使每个氢原子具有氦原子的稳定结构；又如HCl分子，H原子和Cl原子各提供一个未成对电子，共用的一对电子把两个原子核吸引在一起，形成稳定的HCl分子。

共价键形成的本质是电子云的重叠，例如HCl分子形成时，H原子的1s电子云与氯原子的未成对电子占据的3p电子云重叠，两核间的电子云密度增大，形成HCl分子。

2.现代价键理论－VB法的要点①如果A、B两个原子各有一个未成对的电子且自旋相反，则当A、B原子相互靠近时可以配对形成共价单键，②在形成分子时一个电子和另一个电子配对后就不能再和其它电子配对了，③原子轨道最大重叠原理。

成键的原子轨道重叠时，必须符号相同，才能重叠增大电子云密度。

3.共价键的特点1）共价键的饱和性在共价键的形成过程中，因为每个原子所能提供的未成对电子数是一定的，一个原子的一个未成对电子与其他原子的未成对电子配对后，就不能再与其它电子配对，即，每个原子能形成的共价键总数是一定的，这就是共价键的饱和性2）共价键的方向性除s轨道是球形的以外，其它原子轨道都有其固定的延展方向，所以共价键在形成时，轨道重叠也有固定的方向，共价键也有它的方向性，共价键的方向决定着分子的构形。

影响共价键的方向性的因素为轨道伸展方向4.键的极性与分子的极性1）键的极性思考回答思考回答了解共价键形成了解共价键及特征了解共价键性质。

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

原子核外电子排布的周期性课件

在同一主量子数下，电子的能量相同，即电子的能级相同。
角量子数与能量关系
角量子数越大，能量越高
角量子数是描述电子在轨道上运动的角动量的参数，角量子数越大，电子的角动量越大，能量越高。
角量子数相同，能量相同
在同一角量子数下，电子的能量相同，即电子的能级相同。
自旋量子数与能量关系
自旋量子数越大，能量越高
02
这些子核外电子排布的周期性原理
量子力学原理
原子核外电子排布的周期性遵循量子力学原理，即电子的运动状态由波函数描述，波函数满足薛定谔方程。
泡利不相容原理
该原理指出，在任何一个原子中不可能有两个或更多的电子具有完全相同的量子数，也就是说，电子的状态是唯一的。
氦原子的电子排布
总结词
氦原子有两个电子，其电子排布遵循泡利不相容原理和能量最低原理，即这两个电子分别占据了1s轨道和2s轨道，使得整个原子的能量最低。
详细描述
氦原子有两个电子，根据泡利不相容原理，这两个电子分别占据不同的轨道。由于能量最低原理，这两个电子分别填充到1s轨道和2s轨道上，使得整个原子的能量最低。因
原子核外电子排布的周期性课件
目录
• 原子核外电子排布的周期性概述 • 原子核外电子排布的周期性规律 • 原子核外电子排布的周期性应用 • 原子核外电子排布的周期性挑战与展望 • 原子核外电子排布的周期性实例分析
01
原子核外电子排布的周期性概述
原子核外电子排布的周期性定义
01
原子核外电子排布的周期性是指原子核外电子的排列方式呈现一定的周期性规律。
原子核外电子排布的周期性规律
电子填充顺序
按照能量最低原理，电子首先填充能量最低的轨道，然后依次填充较高能量的轨道。

《基态原子的核外电子排布原则》知识清单

《基态原子的核外电子排布原则》知识清单在化学的微观世界里，原子是构成物质的基本单元。

而基态原子的核外电子排布遵循着一系列特定的原则，这些原则对于理解原子的结构、性质以及元素周期表的规律都具有至关重要的意义。

一、能量最低原理能量最低原理是核外电子排布的首要原则。

简单来说，就是电子在排布时会优先占据能量较低的轨道，以使整个原子的能量处于最低状态。

就像一个人在选择座位时，总是倾向于先坐空着的、更舒适的位置。

为什么要遵循这个原理呢？这是因为处于能量最低状态的原子更加稳定。

想象一下，一个不稳定的原子就像一个摇摇欲坠的建筑，随时可能发生变化，而处于能量最低状态的原子则像是坚固的大厦，结构稳定。

在多电子原子中，轨道的能量是不同的。

一般来说，离原子核越近的轨道能量越低。

比如，1s 轨道的能量低于 2s 轨道，2s 轨道的能量又低于 2p 轨道。

二、泡利不相容原理泡利不相容原理指出，在同一个原子中，不可能有两个电子具有完全相同的四个量子数。

量子数是描述电子状态的一组参数，包括主量子数、角量子数、磁量子数和自旋量子数。

这就好比在一个教室里，每个座位都有其独特的坐标（行、列、楼层等），不可能有两个同学占据完全相同的座位。

由于泡利不相容原理的存在，每个轨道最多只能容纳两个电子，而且这两个电子的自旋方向必须相反。

自旋可以简单理解为电子的一种内禀属性，就像人的左右手一样，要么是“左手”，要么是“右手”。

三、洪特规则洪特规则进一步补充了电子在等价轨道（能量相同的轨道）上的排布方式。

当电子排布在等价轨道上时，会优先以相同的自旋状态分别占据不同的轨道，而且全充满、半充满和全空的状态相对更加稳定。

例如，对于氮原子（N），其电子排布式为 1s² 2s² 2p³。

2p 轨道有三个等价轨道，按照洪特规则，三个电子会分别占据三个 2p 轨道，并且自旋相同。

再比如，铬原子（Cr）的电子排布式为 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d⁵ 4s¹，而不是 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d⁴ 4s²。

5-3核外电子排布和元素周期律

➢ 原子半径，是指在单质中两个相邻原子的平均核间距的一半。
1）共价半径
➢同种元素的两个原子以
共价键连接时，核间距的一半。
2）金属半径
➢金属晶格中，两相邻
金属原子核间距的一半称为金属半径。
➢金属半径比共价半径
大。
3）范德华半径
➢单原子中，原子间无化学键生成，只是由分子
间力相互接近即形成单原子分子晶体时，两个原子之间的距离一半。
的能力愈大，生成阴离子的倾向愈大。
➢反之，吸引电子的能力愈小，生成阳离子的倾
向愈大。
➢元素的电负性具有明显的周期性。电负性的周
构），最高能级组中的电子排布。
• 如：主族ns、np上的电子结构，最外层电子结构。
• 副族(n-1)dns上的电子结构，最高能级组中的电子结构。
• 举例： • Br • Cr Fe • Cu
四、原子结构和元素周期系
1、周期、族的划分：主族和副族
周期数＝最高能级组中的主量子数。
7个能级组，7个周期
3、洪特规则
电子分布到能量相同的简并轨道时，总是尽先以自旋相同的方向，单独占据能量相同的轨道，体系越稳定。
洪特规则的特例：简并(等价)轨道全充满、半充满或全空的状态时比较稳定的。
全充满：s2、p6、d10、f14 半充满：s1、p3、d5、 f7 全空： s0、p0、d0、 f0
碳原子核外电子排布
主族数＝价层结构中的电子数。

ⅠA——————→ⅦA，零族
ns1 ns2
ns2np1~5 ns2np6
副族：ⅢB ————————→ Ⅷ族 (n-1)d1ns2 (n-1)d1~5ns2~1 (n-1)d 6~8ns2 (n-1)dansb a+b＝族数

化学键 Word

氢(H) 氦(He) 锂(Li)铍(Be) 硼(B) 碳(C) 氮(N) 氧(O) 氟(F) 氖(Ne) 钠(Na) 镁(Mg) 铝(Al) 硅(Si) 磷(P) 硫(S) 氯(Cl) 氩(Ar) 钾(K)钙(Ca) + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + 化学必修Ⅱ第一章物质结构元素周期律§1-3 化学键课前须知：核外电子排布：1-20号元素（要记住元素的名称及原子结构示意图）【导引】你想过吗？为什么元素只有一百多种，却能形成几千多万种化合物，原子之间是怎样结合的？§1-3 化学键：实验1—2：钠在氯气中燃烧现象：Na在Cl中剧烈燃烧，产生黄色火焰，有大量白烟生成。

2中剧烈燃烧，生成了氯化钠。

结论：Na在Cl2反应方程式：2Na + Cl==== 2NaCl2氯化钠的形成过程课堂思考：※在氯化钠晶体中，Na+和Cl- 间存在哪些力？Na+离子和Cl-离子间的静电相互吸引作用，阴、阳离子间电子与电子、原子核与原子核间的相互排斥作用。

※阴阳离子结合在一起，彼此电荷是否会中和呢？不可能，因阴、阳离子接近到某一定距离时，吸引和排斥作用达到平衡，阴阳离子间形成稳定的化学键。

1.概念：使阴、阳离子结合成化合物的静电作用叫做离子键。

2.概念要点:成键微粒——阴、阳离子键的实质——静电作用（静电引力和斥力）。

阴、阳离子接近到某一定距离时，吸引和排斥达到平衡，就形成了离子键。

3.成键条件：①活泼金属和活泼非金属化合易形成离子键。

IA、IIA与VIA、VIIA（AlCl3例外）+和某些带电原子团之间能形成离子键。

②金属阳离子或NH4等）形成的也是离子键。

③类盐（NaH、CaH2常见阳离子：金属离子：Na+、Mg2+、Ca2+，铵根离子：NH4+常见阴离子：Cl－、S2－、OH－ CO32－、SO42－、NO3－离子化合物：阴、阳离子通过离子键结合而形成的化合物。

原子的核外电子排布

能级交错现象的原因是电子之间的相互作用和相互影响，这种相互作用会导致电子的能量发生变化，从而影响其排布的能级。
04 核外电子排布的实例
氢原子的核外电子排布
1
氢原子只有一个电子，排布在1s轨道上。
2
氢原子是所有原子中最简单的，其核外电子排布遵循泡利不相容原理和能量最低原理。
3
氢原子核外电子排布的能量状态由主量子数n决定，本例中n=1。
轨道表示式
轨道表示式是另一种表示原子核外电子排布的方法，它通过图形的方式表示电子云的分布和电子的运动状态。
轨道表示式的优点是可以直观地展示电子云的分布情况和电子的运动状态，有助于理解电子的行为和性质。
能级交错现象
能级交错现象是指在实际的原子核外电子排布中，有些电子会出现在比其理论能级高的能级上，这种现象称为能级交错。
。
05 核外电子排布的意义
对元素性质的影响
决定元素的化学性质
核外电子排布决定了元素的化学性质，因为元素的化学反应主要涉及电子的得失或偏移。
元素周期表中的位置与性质
同一周期内，随着原子序数的增加，核外电子数增多，电子填充到更高能级，元素的非金属性增强，金属性减弱。
对周期律的解释
周期表的形成
核外电子排布规律是形成元素周期表的基础，周期表中元素的排列顺序是根据核外电子排布来确定的。
最低。
当电子从高能级跃迁到低能级时，会释放出能量，这个能量可以通
过发射光子的方式释放出去。
洪特规则
洪特规则指出，在任何一个原子中，对于同一能级上的电子，总是优先以等价的方式占据不同的轨道。
这个规则的原因是，当电子以等价的方式占据不同的轨道时，它们之间的相互作用是最小的，从而使得整个原子的能量最低。

原子屏蔽：原子核外电子的排布规律

• 屏蔽效应导致外层电子的能量降低
• 屏蔽效应是由于电子之间的库仑排斥
• 屏蔽效应影响原子轨道的半径和形状
作用
• 屏蔽效应与电子的密度和分布有关
原子屏蔽对元素性质的影响
原子屏蔽影响原子的半径
• 屏蔽效应导致原子半径增大
• 原子半径影响原子的化学性质
原子屏蔽影响原子的电负性
• 屏蔽效应导致电负性降低
原子屏蔽：原子核外电子的排布规律
01
原子结构的基本概念
原子的组成及结构
01
原子由核外电子和原子核组成
• 原子核由质子和中子组成
• 核外电子围绕原子核运动
02
原子的结构具有层次性
• 电子云分为不同能级
• 电子在能级间跃迁产生光谱
03
原子的基本性质取决于电子排布
• 电子排布决定了原子的化学性质
• 电子排布决定了原子的光谱性质
• 电子在能量相同的轨道中遵循泡利不相容原理

电子排布的顺序
• 电子首先填充s轨道
• 然后填充p轨道
• 接着填充d轨道
• 最后填充f轨道
⌛️
电子排布的规则
• 电子排布遵循洪特规则
• 电子排布遵循泡利不相容原理
原子光谱与电子排布
原子光谱是原子在外场作用下产生的光谱
• 原子光谱反映了原子的能级结构
• 原子光谱为研究原子结构提供了重要手段
原子核与电子云

原子核是原子的核心部分
• 含有质子和中子
• 质量约占原子的99.9%
电子云是原子的外围部分
• 含有核外电子
• 电子的排布决定了原子的化学性质
原子核与电子云之间存在相互作用
• 核外电子影响原子核的稳定

4.3 核外电子排布(同步课件)-高一化学同步精品课堂(沪科版2020必修第一册)

画出最外层电子数，用“[ ]”括起来，并在右上角标出“ n-”以表示其所带的电荷。
例如：氯离子__________________、硫离子__________________。
离子化合物的电子式氧化钙_________________、硫化钾_________________。
相同离子不合并，分列在另一离子的周围
最高或最低化合价的变化
1～2 3～10 11～18 结论
1
1～2
＋1→0
2
1～8
由大到小
＋1→＋5 －4→－1→0
3
1～8
由大到小
＋1→＋7 －4→－1→0
随着原子序数的递增，元素原子的核外电子排布、原子半径、化合价都呈周期性变化
三、核外电子排布与元素周期律
归纳内容
同周期(左→右)
同主族(上→下)
三、核外电子排布与元素周期律 1.最外层电子排布的周期性变化
规律：随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子数呈现由1到8 的周期性变化(第一周期除外)。
三、核外电子排布与元素周期律 2.原子半径的周期性变化
规律：随着原子序数的递增，元素原子的半径呈现逐渐减小的周期性变化。
三、核外电子排布与元素周期律
一、核外电子排布的规律
元素
各电子层的电子数 K L MNO P
2He（氦）
2
10Ne（氖）
2
8
18Ar（氩）
2
8
8
36Kr（氪）
2 8 18 8
54Xe（氙）
2
8 18 18 8
86Rn（氡）
2
8 18 32 18 8
二、结构示意图和电子式 1.结构示意图

1-36核外电子排布式

示。

（1）试根据元素在周期表中的位置，分析图中曲线的变化特点，并回答下列问题。

同主族内不同元素的E值变化的特点是____。

各
（2）同周期同，随原子序数增大，E值增大。

但个别元素的E值出现反常现象。

试预测下列关系中正确的是_______(填写编号，多选扣分)。

①E（砷）> E(硒)；
②E（砷）<E（硒）；
③E（溴）>E（硒）；
④E（溴）<E（硒）
（3）估计1mol气态Ca原子失去最外层一个电子所需能量E值的范围：______<E<_______。

（4）10号元素E值较大的原因是_______________。

答案：（1）同主族的元素,随着原子序数的增大,E值变小；周期性
（2）①④（3）419<E<738
（4）10号是氖，该元素原子的最外层电子排布已达8电子稳定结构，不易失去电
)也是
键类型
一．电子跃迁
在通常情况下，原子核外电子的排布总是使整个原子处于能量（“最低”、“最高”）的状态，电子从能量较高的轨道跃迁到较低轨道时，将（“释放”、“吸收”）能量。

光是电子释放能量的重要形式之一。

我们日常生活中看到的、、、、等都与原子核外电子跃迁释放能量有关。

6．下列图象中所发生的现象与电子的跃迁无关的是
A B C D
1．焰色反应是物理变化还是化学变化，能否用电子跃迁的相关知识进行解释
1.物理变化；在通常情况下，原子核外电子的排布总是使整个原子处于能量最低的状态，电子从能量较高
的轨道跃迁到较低轨道时，将释放能量。

光是电子释放能量的重要形式之一。

原子核外电子排布的周期性(最新)

f区元素
镧系和锕系元素
最后1个电子填充在倒数第三层的f轨道上，
外围电子排布是：(n–2)f0～14(n－1)d0～2ns2，它
包括镧系和锕系元素（各有14种元素）。由于最外层的电子数基本相同，(n－1)d的电
子数基本相同，因此镧系(锕系)元素的化学性质非常相近。
小结
各区元素特点
包括元素价电子排布化学性质
ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 0
1
非金属性逐渐增强
2 金 Be B
非金
3
属性
Al Si
属性
4
逐渐
5增
Ge As
逐
渐
Sb Te
增
6
强金属性逐渐增强
Po At 强
7
元素周期律的具体表现形式
类别短周期
周期序数起止元素所含元素种数电子层数
1
H——He
2
1
2
Li——Ne
8
2
3
3、元素性质周期性变化的根本原因是什么？
【小结】主族
ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA
原子核外价电子排布
最高正价最低负价
ns1 ns2 ns2np1 ns2np2 ns2np3 ns2np4 ns2np5
+1 +2 +3 +4 +5 +6 +7 -4 -3 -2 -1
化合价变化规律
最高正价:+1→+7;最低负价:-4→-1
Na——Ar
8
3
4
K——Kr
18
4
5
Rb——Xe
18

简述核外电子排布的三个规则

简述核外电子排布的三个规则
核外电子排布是有机化学中常用的术语，它是指电子在分子结构中由原子或原
子团构成的一种有序排布。

它的三大规则是值规则、共价规则和重叠规则。

值规则指的是任何原子或原子团能够具有同样的核外电子数。

例如，氢原子能
够拥有1个外电子，锂原子能够拥有2个核外电子，钚原子能够拥有4个核外电子。

这就意味着任何原子及其原子团能够拥有相同数量的核外电子。

共价规则是指原子团之间共有电子对构建化合物所必须遵守的一种基本规则。

这个规则要求原子团之间必须有4个核外电子对才能形成化合物。

换言之，当构建新的化合物时，必须以4对核外电子作为基础，并且它们必须被均等地分配给原子团。

重叠规则是指在两个原子团在构建化合物时，它们之间所必须遵守的一种规则。

这个规则要求核外电子对能够重叠，从而形成更稳定的共价键。

这意味着当构建一个化学键时，重叠规则起着至关重要的作用，因为它能够使双方参与化学反应的原子团形成稳定的键。

总之，核外电子排布的三大规则是值规则、共价规则和重叠规则。

它们的结合
有助于理解有机化学反应的道理，从而帮助我们设计新的有机分子。

原子核外电子排布规则

原子核外电子排布规则
1.电子填充顺序规则：
按照能量从低到高的顺序填充，即首先填充能量最低的电子能级。

根据电子能级的能量分布，按照从低到高的顺序填充，直到填满所有电子。

2.能量最低原理：
能量最低原理指的是，电子首先填充具有最低能量的能级。

每个电子能级可以容纳一定数量的电子，从最低能级开始填充，直到能级被填满或无法容纳更多电子为止。

3.雪球原理：
雪球原理是指每个电子能级填满前，高能级的电子数量应尽量有限。

这意味着每个能级容纳的电子数量是固定的，直到达到最大容纳量前，后续能级不会填充电子。

4. Hunds规则：
Hunds规则指出，在填充同一能级的不同轨道时，应尽量使电子的自旋相同，以达到能量最低的状态。

因此，当填充电子能级时，首先填充自旋相同的轨道，在轨道填满后再填充自旋相反的轨道。

5.化学惰性规则：
在填充外层电子时，有些元素倾向于满足化学惰性规则。

化学惰性是指一些元素的外层电子已经填满，并且外层电子数量达到稳定状态，不容易与其他原子形成化学键。

这种稳定状态可以通过填满s和p轨道的电子达到。

以上是一种常用的原子核外电子排布规则，不同元素的电子排布可能会有所不同。

电子排布规则对于理解元素的化学性质和反应有重要意义。

《基态原子的核外电子排布原则》讲义

《基态原子的核外电子排布原则》讲义在化学的世界里，理解基态原子的核外电子排布原则是探索物质性质和化学反应的基础。

这一知识领域不仅对于深入理解化学原理至关重要，也在众多实际应用中发挥着关键作用。

首先，我们来谈谈能量最低原理。

这个原理就像是在为电子们找“最舒服”的位置。

简单来说，电子总是优先占据能量较低的轨道，就好比我们在生活中总是倾向选择更轻松、更省力的方式做事。

为什么会这样呢？这是因为能量越低的状态越稳定。

想象一下，一个小球在山坡上，它总是会滚到山谷，因为山谷的位置能量更低，更稳定。

对于原子中的电子也是如此，它们会尽可能地占据能量低的轨道，以达到整个原子系统的稳定状态。

泡利不相容原理也是一个关键原则。

每个原子轨道最多只能容纳两个电子，而且这两个电子的自旋方向必须相反。

可以把原子轨道想象成一个小房间，这个房间最多只能住两个人，而且这两个人还得“背靠背”睡，这样才能保证房间的秩序和稳定。

如果违反了这个原理，就会导致电子排布的混乱，进而影响原子的性质和化学反应。

洪特规则则进一步细化了电子在等价轨道上的排布方式。

当电子排布在等价轨道上时，它们会尽量分占不同的轨道，并且保持自旋相同。

这就好比一群小朋友在玩抢座位的游戏，大家都想自己有个单独的座位，而不是挤在一起。

这样的排布方式能够使原子的能量更低，更加稳定。

我们通过具体的例子来更好地理解这些原则。

以碳原子为例，其原子序数为 6，核外有 6 个电子。

按照能量最低原理，电子会先填充 1s轨道，然后是 2s 轨道。

1s 轨道能容纳 2 个电子，2s 轨道也能容纳 2 个电子，此时还剩下 2 个电子。

根据洪特规则，这 2 个电子会分别填充到两个 2p 轨道中，并且自旋相同。

再来看铬原子，原子序数为 24。

按照正常的填充顺序，应该是先填充 4s 轨道，然后再填充 3d 轨道。

但实际上，铬原子的电子排布是 3d轨道半充满，即 1 个 4s 电子跃迁到了 3d 轨道，形成了 3d⁵4s¹的排布方式。

原子核外电子的排布遵循的原理和规则

原子核外电子的排布遵循的原理和规则原子核外电子的排布遵循一系列原理和规则，其中最重要的是泡利不相容原理、能级分裂、洪特规则和阿夫巴夫原理。

这些原理和规则对于预测和解释原子的化学性质和行为非常重要。

下面将详细介绍每个原理和规则以及它们的应用。

1.泡利不相容原理：由泡利提出的法则，它指出在一个原子的每个电子轨道中，只能有最多两个电子，且这两个电子的自旋方向必须相反。

这个原理的意思是，每个电子轨道只能容纳一对电子。

这样可以确保电子之间的空间位置和能量是最不相似的，从而使原子更加稳定。

2.能级分裂：能级是原子中电子的能量状态的一种表示。

按照能级的升序排列，从核心到外层，每个能级可以容纳一定数量的电子。

根据能级理论，电子趋向于填充最低能量的能级。

当原子有多个电子时，这些电子将分布在不同的能级上。

然而，原子内外层的电子受到不同的引力场作用，因此能级将分裂成若干个亚能级，其中每个亚能级可以容纳一对电子。

3.洪特规则：洪特规则描述了电子在亚能级中排布的顺序。

根据洪特规则，电子首先填充低能量亚能级，然后逐渐填充高能量亚能级。

在每个能级中，首先填充形状为s轨道的亚能级，然后是p、d、f轨道的亚能级。

例如，在3能级中，首先填充3s亚能级，然后填充3p亚能级。

这个规则保证电子填充亚能级的顺序使得原子更加稳定。

4.阿夫巴夫原理：根据阿夫巴夫原理，电子填充亚能级时，首先填满一个能级，然后再开始填充下一个能级。

这意味着，当同一能级有多个亚能级时，电子应忽略这些亚能级之间的能量差异，优先填充未被填满的亚能级。

例如，在4能级中，4s亚能级填满后，尽管4d亚能级能量更高，但电子仍然填充到4d亚能级中，而不是填充到下一个能级的3p亚能级中。

这个原则确保了电子填充能级的方式是最稳定的。

这些原理和规则为我们解释了原子核外电子排布的方式。

它们揭示了电子在原子中的分布模式，帮助我们理解元素周期表和元素化学性质的规律。

此外，它们还用于预测原子的反应性和化学键的形成方式，为我们设计和理解化学反应提供了基础。