教学PPT：电子组态
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解答 (1) 6C：1s22s22px12py1
(2) 8O：1s22s22px22py12pz1 (3) 11Na：1s22s22p63s1 (4) 15P：1s22s22p63s23px13py13pz1
选修化学(上)
28
学习成果评量
2.下列各电子组态：
甲：1s22p1
乙：1s22s22p1
丙：1s22s22px22py1
解答
(1) 20Ca：[Ar] 4s2 → 20Ca2+：[Ne] 3s23p6 (2) 27Co：[Ar] 3d74s2 → 27Co2+：[Ar] 3d7 (3) 29Cu：[Ar] 3d104s1 → 29Cu+：[Ar] 3d10 (4) 9F：[He] 2s22p5 → 9F－：[He] 2s22p6
1-4
电子组态
递建原理
电子先填入能量较低的轨域，再依序填入能量 较高的轨域。
此规则称为递建原理。 通常电子组态若违反递建原理则为 激发 态。 多电子原子之轨域能量其顺序如下：
1s＜2s＜2p＜3s＜3p＜4s＜3d＜4p ＜5s＜4d＜5p ……
1-4
电子组态
包立不兼容原理
1925 年，奥地利科学家包立（W. Pauli）提出
不兼容原理：
在同一个原子中，任两个电子不会有完全相同的四
个量子数。
以原子序 2 的氦为例：
其两个电子均填入 1s 轨域。
在 1s 轨域的两个电子之主量子数 n、角量子数
与磁量子数 m 依序皆为 1、0、0。
但自旋量子数不同，四个量子数 n、、m 与 ms分
别为（1、 0、 0、 + 1 ）与（ 1、 0、 0、 －1 ）。
成对电子 。
若只有一个电子时，此电子称为 不成对电子 。
以 3Li 为例： 锂的电子组态为 1s22s1 。
图示：
成对不电成子对电子
1-4
电子组态
4Be： 铍的电子组态为 1s22s2 。
图示：
5B： 硼的电子组态为
图示：
1s22s22p1 。
6C： 碳的电子组态为
图示：
1s22s22p2 。
1-4
元素 符号
电子组态
第3周期元素的电子组态
电子组态
简化表示法 价电子轨域图
15P 1s22s22p63s23p3 [Ne] 3s23p3
16S 1s22s22p63s23p4 [Ne] 3s23p4
17Cl 1s22s22p63s23p5 [Ne] 3s23p5
18Ar 1s22s22p63s23p6 [Ne] 3s23p6
选修化学(上)
26
练习题 1-8
下列何种元素的 3d 轨域全填满？ (多重选择题) (A) Cu (B) Ar (C) Cr (D) Zn (E) Kr
选修化学(上)
27
学习成果评量
1.请写出下列各元素原子的基态电子组态： （需能表示洪德定则的概念） (1) 6C (2) 8O (3) 11Na (4) 15P
过渡元素皆为金属，反应时容易失去外层电子而
形成阳离子。
例如：铁原子 Fe 的电子组态为 [Ar] 3d64s2，失去 4s 轨域的两个电子而形成铁(Ⅱ)离子 Fe2+，其电
子组态为 [Ar] 3d6。
常见过渡元素阳离子的电子组态如表：
范例 1-8
下列离子，何者含有不成对电子？ (A) Cl－ (B) Na＋ (C) Zn2＋ (D) Ni2＋ (E) Sc3＋
1-4 电子组态
1
1-4
电子组态
学习目标： 了解 递建原理 包立不兼容原理 洪德定则 电子组态
1-4
电子组态
轨域有如电子在原子内居住的地方， 而量子数则如同其地址的街道巷弄之编 号。
本节将探讨原子中，电子在各轨域的 分布情形。
1-4
电子组态
原子中，电子在能阶中分布的表示法称为： 电子组态 。
丁：1s22s22p62d5
戊：1s22s22px12py12pz1 己：1s22s32p5
(1) 何者为基态的电子组态？ (1) 乙、戊
(2) 何者为错误写法？
(2) 丁、己
(3) 何者为激发态的电子组态？ (3) 甲、丙
选修化学(上)
29
学习成果评量
3.试写出下列阳离子与阴离子的电子组态： (1) Ca2＋ (2) Co2＋ (3) Cu+ (4) F－
（electron configuration）
一般指最稳定之基态原子的电子排列方式。
以原子序 1 的氢原子为例：
基态氢原子在 1s 轨域 有一个电子，因此氢 原子的电子组态可表 示为 1s1 。
1-4
电子组态
原子中，电子在能阶中分布的表示法称为： 电子组态 。
（electron configuration）
1-4
电子组态
第4周期元素的电子组态
原子序 19 到 36 之原子， 其价电子先填入 4s 后，才依序填入 3d 与 4p 轨 域。
内层核心电子组态与 Ar 相同：
1s22s22p6 3s23p6 ⇒ [Ar]
镓 Ga、锗 Ge、砷 As、硒 Se、溴 Br、氪 Kr 的 3d 轨域中均已填满，不参与化学键结，所以 价轨域为 4s 与 4p 轨域。
图示：
8O： 氧的电子组态为 1s22s22p4 。
图示：
1-4
电子组态
9F： 氟的电子组态为
图示：
1s22s22p5 。
10Ne： 氖的电子组态为
图示：
1s22s22p6 。
范例 1-7
下列基态中性原子，何者具有最多不成对电子？ (A) B (B) C (C) N (D) O (E) F
选修化学(上)
15
练习题 1-7
下列何者不符合递建原理？
选修化学(上)
16
1-4
电子组态
第3周期元素的电子组态
11Na： 钠的电子组态为 1s22s22p63s1 。
为了方便书写，通常将内层核心电子组态以 钝气简化表示：
1s22s22p6 ⇒ [Ne]
价电子
钠的简化电子组态表示法为 [Ne]3s1 。
因此其价电子数依次为 3、4、5、6、7 与 8。
1-4
电子组态
第4周期元素的电子组态
注2 注1
1-4
电子组态
第4周期元素的电子组态
铬原子与铜原子的电子组态依递建原理，依序应 为 [Ar] 3d44s2 与 [Ar] 3d94s2。
因为 3d5 半填满与 3d10 全填满时能量较低。 注1：所以铬原子的电子组态为[Ar] 3d54s1
注2：所以铜原子的电子组态为[Ar] 3d104s1
1-4
电子组态
依副壳层分类的周期表
ຫໍສະໝຸດ Baidu
d区s与区与f 区p区：：过主渡族元元素素与钝气
1-4
电子组态
常见主族元素阴、阳离子的电子组态
主族元素的离子的电子组态，一般为邻近钝气的
电子组态，
常见主族元素阴、阳离子的电子组态如表：
1-4
电子组态
过渡元素阳离子的电子组态
2
2
1-4
电子组态
包立不兼容原理
1925 年，奥地利科学家包立（W. Pauli）提出 不兼容原理： 在同一个原子中，任两个电子不会有完全相同的 四个量子数。
以原子序 2 的氦为例：
若电子组态违反包立不兼容原理，则不存在。两
个电子均填入 1s 轨域。
1-4
电子组态
一个轨域中含有两个电子时，此两个电子称为
？
1-4
电子组态
洪德定则
1925 年，德国科学家洪德（F. H. Hund）提出洪 德定则： 原子中同一副壳层的轨域，含有最多相同自旋方 向的电子时，其能量最低。
电子组态若违反洪德定则，则为激发态。
？
2p 轨域的 2 个电子皆为不成对电子，其 自旋方向相同。
1-4
电子组态
7N： 氮的电子组态为 1s22s22p3 。
一般指最稳定之基态原子的电子排列方式。
以原子序 1 的氢原子为例：
电子组态亦可用轨域图表示。
1-4
电子组态
多电子原子的电子组态，遵守三个原则： 一、递建原理（aufbau principle） 二、包立不兼容原理（Pauli exclusion principle） 三、洪德定则（Hund’s rule）
选修化学(上)
30
价轨域
1-4
元素 符号
电子组态
第3周期元素的电子组态
电子组态
简化表示法 价电子轨域图
11Na 1s22s22p63s1
[Ne] 3s1
12Mg 1s22s22p63s2
[Ne] 3s2
13Al 1s22s22p63s23p1 [Ne] 3s23p1
14Si 1s22s22p63s23p2 [Ne] 3s23p2
(2) 8O：1s22s22px22py12pz1 (3) 11Na：1s22s22p63s1 (4) 15P：1s22s22p63s23px13py13pz1
选修化学(上)
28
学习成果评量
2.下列各电子组态：
甲：1s22p1
乙：1s22s22p1
丙：1s22s22px22py1
解答
(1) 20Ca：[Ar] 4s2 → 20Ca2+：[Ne] 3s23p6 (2) 27Co：[Ar] 3d74s2 → 27Co2+：[Ar] 3d7 (3) 29Cu：[Ar] 3d104s1 → 29Cu+：[Ar] 3d10 (4) 9F：[He] 2s22p5 → 9F－：[He] 2s22p6
1-4
电子组态
递建原理
电子先填入能量较低的轨域，再依序填入能量 较高的轨域。
此规则称为递建原理。 通常电子组态若违反递建原理则为 激发 态。 多电子原子之轨域能量其顺序如下：
1s＜2s＜2p＜3s＜3p＜4s＜3d＜4p ＜5s＜4d＜5p ……
1-4
电子组态
包立不兼容原理
1925 年，奥地利科学家包立（W. Pauli）提出
不兼容原理：
在同一个原子中，任两个电子不会有完全相同的四
个量子数。
以原子序 2 的氦为例：
其两个电子均填入 1s 轨域。
在 1s 轨域的两个电子之主量子数 n、角量子数
与磁量子数 m 依序皆为 1、0、0。
但自旋量子数不同，四个量子数 n、、m 与 ms分
别为（1、 0、 0、 + 1 ）与（ 1、 0、 0、 －1 ）。
成对电子 。
若只有一个电子时，此电子称为 不成对电子 。
以 3Li 为例： 锂的电子组态为 1s22s1 。
图示：
成对不电成子对电子
1-4
电子组态
4Be： 铍的电子组态为 1s22s2 。
图示：
5B： 硼的电子组态为
图示：
1s22s22p1 。
6C： 碳的电子组态为
图示：
1s22s22p2 。
1-4
元素 符号
电子组态
第3周期元素的电子组态
电子组态
简化表示法 价电子轨域图
15P 1s22s22p63s23p3 [Ne] 3s23p3
16S 1s22s22p63s23p4 [Ne] 3s23p4
17Cl 1s22s22p63s23p5 [Ne] 3s23p5
18Ar 1s22s22p63s23p6 [Ne] 3s23p6
选修化学(上)
26
练习题 1-8
下列何种元素的 3d 轨域全填满？ (多重选择题) (A) Cu (B) Ar (C) Cr (D) Zn (E) Kr
选修化学(上)
27
学习成果评量
1.请写出下列各元素原子的基态电子组态： （需能表示洪德定则的概念） (1) 6C (2) 8O (3) 11Na (4) 15P
过渡元素皆为金属，反应时容易失去外层电子而
形成阳离子。
例如：铁原子 Fe 的电子组态为 [Ar] 3d64s2，失去 4s 轨域的两个电子而形成铁(Ⅱ)离子 Fe2+，其电
子组态为 [Ar] 3d6。
常见过渡元素阳离子的电子组态如表：
范例 1-8
下列离子，何者含有不成对电子？ (A) Cl－ (B) Na＋ (C) Zn2＋ (D) Ni2＋ (E) Sc3＋
1-4 电子组态
1
1-4
电子组态
学习目标： 了解 递建原理 包立不兼容原理 洪德定则 电子组态
1-4
电子组态
轨域有如电子在原子内居住的地方， 而量子数则如同其地址的街道巷弄之编 号。
本节将探讨原子中，电子在各轨域的 分布情形。
1-4
电子组态
原子中，电子在能阶中分布的表示法称为： 电子组态 。
丁：1s22s22p62d5
戊：1s22s22px12py12pz1 己：1s22s32p5
(1) 何者为基态的电子组态？ (1) 乙、戊
(2) 何者为错误写法？
(2) 丁、己
(3) 何者为激发态的电子组态？ (3) 甲、丙
选修化学(上)
29
学习成果评量
3.试写出下列阳离子与阴离子的电子组态： (1) Ca2＋ (2) Co2＋ (3) Cu+ (4) F－
（electron configuration）
一般指最稳定之基态原子的电子排列方式。
以原子序 1 的氢原子为例：
基态氢原子在 1s 轨域 有一个电子，因此氢 原子的电子组态可表 示为 1s1 。
1-4
电子组态
原子中，电子在能阶中分布的表示法称为： 电子组态 。
（electron configuration）
1-4
电子组态
第4周期元素的电子组态
原子序 19 到 36 之原子， 其价电子先填入 4s 后，才依序填入 3d 与 4p 轨 域。
内层核心电子组态与 Ar 相同：
1s22s22p6 3s23p6 ⇒ [Ar]
镓 Ga、锗 Ge、砷 As、硒 Se、溴 Br、氪 Kr 的 3d 轨域中均已填满，不参与化学键结，所以 价轨域为 4s 与 4p 轨域。
图示：
8O： 氧的电子组态为 1s22s22p4 。
图示：
1-4
电子组态
9F： 氟的电子组态为
图示：
1s22s22p5 。
10Ne： 氖的电子组态为
图示：
1s22s22p6 。
范例 1-7
下列基态中性原子，何者具有最多不成对电子？ (A) B (B) C (C) N (D) O (E) F
选修化学(上)
15
练习题 1-7
下列何者不符合递建原理？
选修化学(上)
16
1-4
电子组态
第3周期元素的电子组态
11Na： 钠的电子组态为 1s22s22p63s1 。
为了方便书写，通常将内层核心电子组态以 钝气简化表示：
1s22s22p6 ⇒ [Ne]
价电子
钠的简化电子组态表示法为 [Ne]3s1 。
因此其价电子数依次为 3、4、5、6、7 与 8。
1-4
电子组态
第4周期元素的电子组态
注2 注1
1-4
电子组态
第4周期元素的电子组态
铬原子与铜原子的电子组态依递建原理，依序应 为 [Ar] 3d44s2 与 [Ar] 3d94s2。
因为 3d5 半填满与 3d10 全填满时能量较低。 注1：所以铬原子的电子组态为[Ar] 3d54s1
注2：所以铜原子的电子组态为[Ar] 3d104s1
1-4
电子组态
依副壳层分类的周期表
ຫໍສະໝຸດ Baidu
d区s与区与f 区p区：：过主渡族元元素素与钝气
1-4
电子组态
常见主族元素阴、阳离子的电子组态
主族元素的离子的电子组态，一般为邻近钝气的
电子组态，
常见主族元素阴、阳离子的电子组态如表：
1-4
电子组态
过渡元素阳离子的电子组态
2
2
1-4
电子组态
包立不兼容原理
1925 年，奥地利科学家包立（W. Pauli）提出 不兼容原理： 在同一个原子中，任两个电子不会有完全相同的 四个量子数。
以原子序 2 的氦为例：
若电子组态违反包立不兼容原理，则不存在。两
个电子均填入 1s 轨域。
1-4
电子组态
一个轨域中含有两个电子时，此两个电子称为
？
1-4
电子组态
洪德定则
1925 年，德国科学家洪德（F. H. Hund）提出洪 德定则： 原子中同一副壳层的轨域，含有最多相同自旋方 向的电子时，其能量最低。
电子组态若违反洪德定则，则为激发态。
？
2p 轨域的 2 个电子皆为不成对电子，其 自旋方向相同。
1-4
电子组态
7N： 氮的电子组态为 1s22s22p3 。
一般指最稳定之基态原子的电子排列方式。
以原子序 1 的氢原子为例：
电子组态亦可用轨域图表示。
1-4
电子组态
多电子原子的电子组态，遵守三个原则： 一、递建原理（aufbau principle） 二、包立不兼容原理（Pauli exclusion principle） 三、洪德定则（Hund’s rule）
选修化学(上)
30
价轨域
1-4
元素 符号
电子组态
第3周期元素的电子组态
电子组态
简化表示法 价电子轨域图
11Na 1s22s22p63s1
[Ne] 3s1
12Mg 1s22s22p63s2
[Ne] 3s2
13Al 1s22s22p63s23p1 [Ne] 3s23p1
14Si 1s22s22p63s23p2 [Ne] 3s23p2