核外电子的排布规律

核外电子的排布规律之一

首先，各电子层最多容纳的电子数目是2n2。

其次，最外层电子数目不超过8个（K层为最外层时不超过2个）。

第三，次外层电子数目不超过18个，倒数第三层电子数目不超过32个。

核外电子总是尽先排布在能量最低的电子层里，然后再由里往外依次排布在能量逐步升高的电子层里。

以上几点是互相联系的，不能孤立地理解。

核外电子的排布规律之二

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。

在同一个原子中，离核越近、n越小的电子层能量越低。在同一电子层中，各亚层的能量按s、p、d、f的次序增高的。因此，E1s＜E2s＜E3s……；E4s＜E4p ＜E4d……。

在多电子的原子里的各个电子之间存在相互作用，研究某个外层电子的运动状态时，必须同时考虑到核及其它电子对它的作用。由于其它电子的存在，往往减弱了原子核对外层电子的作用力，从而使多电子原子的电子能级产生交错现象

核外电子的排布规律之三

（1）泡利不相容原理

泡利不相容原理是奥地利物理学家泡利提出来的。他指出，在同一个原子中，不可能有运动状态完全相同的两个电子存在。或者说，运动状态完全相同的电子在同一原子里是不能并存的、是互不相容的。如果同一原子中的电子前三种运动状态完全一样，那么处于同一轨道上的电子其第四种运动状态——自旋方向必然不同。由此，可以推论：同一原子中每一个轨道上只能容纳两个自旋方向相反的电子。

根据泡利不相容原理可推算出各个电子层可能容纳的电子数为2n2个。

（2）能量最低原理

能量最低原理是容易理解的，象水往低处流以处于势能较低的稳定状态一样，核外电子总是尽先占有能量最低的轨道，只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。这是宇宙间从宏观到微观普遍存在的法则——能量越低越稳定。

①电子排布时，按电子亚层能量高低排布。在同一电子层上，各亚层的能量顺序

为s＜p＜d＜f。当电子层不同，电子亚层相同时，其能量顺序为1s＜2s＜3s＜4s，2p＜3p＜4p。3d＜4d＜5d，4f＜5f＜6f。对于不同电子层的不同电子亚层，其能量高低较为复杂。核电荷数为18以前的元素，电子亚层能量高低是1s＜2s ＜2p＜3s＜3p。所以电子在排布时，先占据1s轨道，1s占满后再占据2s，依次类推。

②对于多电子（超过18个电子）的原子，各电子层间出现了电子能级的交错现象，情况比较复杂，这里就不进行讨论了。

根据以上两原理，可得出电子的如下排布规则：

①K层不得超过2个。

②最外层不得超过8个。

③次外层下限为8个，上限为18个，中间数字属于不饱和结构，全为过渡元素。

④N层以后的各电子层的最大容量不会超过32个。

（3）洪特规则

洪特规则是德国物理学家洪特关于电子在等价轨道上排布的一条规律。洪特规则指出，电子在等价轨道上排布时，将尽可能分占不同的轨道，并且自旋方向相同。这样排布可使整个原子的能量最低（等价轨道即能量相等的轨道）。

泡利不相容原理、能量最低原理和洪特规则三条规律，是核外电子排布的基本规律，是从大量事实中概括出来的，它们能帮助我们了解元素原子核外电子排布的规律，但不能用它们来解释有关电子排布的所有问题。因此，这三条规律只有相对近似的意义。

例如，核电荷数为24的铬（Cr）和核电荷数为29的铜（Cu），它们的电子并没有完全按照前述规律排布。按前述规律，铬和铜的电子在排布3p6之后，似应排3d44s2和3d94s2。但实验事实表明，应排成3d54s1和3d104s1。与铬相似的钼（Mo），与铜相似的银（Ag）、金（Au），原子的电子层排布也有类似的情况存在。洪特为此又归纳出一条规律：对于同一电子亚层，当电子的排布为全充满、半充满或全空时，是比较稳定的。即

全充满p6或d10或f14

半充满p3或d5或f7

全空p0或d0或f0

这是洪特规则的一种特例。上述Cr、Mo、Cu、Ag、Au的电子层排布，就是属于d轨道半充满、全充满时比较稳定的例子。

主量子数n

n相同的电子为一个电子层，电子近乎在同样的空间范围内运动，故称主量子数。当

n=1,2,3,4,5,6,7 电子层符号分别为K,L,M,N,O,P,Q。当主量子数增大，电子出现离核的平均距离也相应增大，电子的能量增加。例如氢原子中电子的能量完全由主量子数n决定：

E=-13.6(eV)/n^2

原子核外电子排布规律

1、Pauli不相容原理：每个轨道最多只能容纳两个电子，且自旋相反配对

2、能量最低原理：电子尽可能占据能量最低的轨道

3、Hund规则：简并轨道（能级相同的轨道）只有被电子逐一自旋平行地占据后，才能容纳第二个电子

另外：等价轨道在全充满、半充满或全空的状态是比较稳定的，亦即下列电子结构是比较稳定的：

全充满---p6或d10 或f14

半充满----p3或d5或f7

全空-----p0 或d0或 f0

还有少数元素（如某些原子序数较大的过渡元素和镧系、锕系中的某些元素）的电子排布更为复杂，既不符合鲍林能级图的排布顺序，也不符合全充满、半充满及全空的规律。而这些元素的核外电子排布是由光谱实验结构得出的，我们应该尊重光谱实验事实。

对于核外电子排布规律，只要掌握一般规律，注意少数例外即可。

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。这是因为物体在越高处具有的势能越高，物体总有从高处往低处的一种趋势，就像自由落体一样，我们从来没有见过物体会自动从地面上升到空中，物体要从地面到空中，必须要有外加力的作用。电子本身就是一种物质，也具有同样的性质，即它在一般情况下总想处于一种较为安全（或稳定）的一种状态（基态），也就是能量最低时的状态。当有外加作用时，电子也是可以吸收能量到能量较高的状态（激发态），但是它总有时时刻刻想回到基态的趋势。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……

2．保里不相容原理

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。也就是说，每一个轨道中只能容纳两个自旋方向相反的电子。这一点好像我们坐电梯，每个人相当于一个电子，每一个电梯相当于一个轨道，假设电梯足够小，每一个电梯最多只能同时供两个人乘坐，而且乘坐时必须一个人头朝上，另一个人倒立着（为了充分利用空间）。根据保里不相容原理，我们得知：s亚层只有1个轨道，可以容纳两个自旋相反的电子；p亚层有3个轨道，总共