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(完整版)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 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、CH3OH 
  ③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2，8，8，18,18，32  
 ②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。 
（5）元素周期表中金属盒非金属元素之间有一分界线，分界线右上方的元素为非金属元素，分界线左下方的元素为非金属元素（H除外),分界线两边的元素一般既有金属性也有非金属性。每周期的最右边金属的族序数与周期序数相等，如：Al为第三周期ⅢA族.  
元素周期律： 
(1）原子半径的变化规律：同周期主族元素自左向右,原子半径逐渐增大；同主族元素自上而下，原子半径逐渐增大。 
(2）元素化合价的变化规律:同周期自左向右,最高正价:+1～+7,最高正价=主族序数（O、F除外），负价由—4～-1,非金属负价=-（8—族序数） 
（3）元素的金属性:同周期自左向右逐渐减弱；同主族自上而下逐渐增强. 
（4）元素的非金属性:同周期制作仙游逐渐增强；同主族自上而下逐渐减弱。 
（5）最高价化合物对应水化物的酸、碱性:同周期自左向右酸性逐渐增强，碱性逐渐减弱；同主族自上而下酸性逐渐减弱,碱性逐渐增强。 
（6）非金属气态氢化物的形成难以、稳定性：同周期自左向右形成由难到易,稳定性逐渐增强;同主族自上而下形成由易到难，稳定性逐渐减弱。  
原子核外电子按照轨道式排布时遵守下列次序:1s〈2s〈2p〈3s〈3p<4s<3d〈4p<5s<4d〈5p<6s<4f〈5d〈6p〈7s<5f<6d<7p 规律总结：s有1个轨道，最多容纳2个电子           
p有3个轨道,最多容纳6个电子           
d有5个轨道，最多容纳10个电子           
f 有7个轨道，最多容纳14个电子 
每一个轨道可以容纳两个自选方向相反的电子 s<p〈d（N+1）s〈N d (N+1)p〈(N+2）s〈N f<(N+1)d
原子核外电子排布规律   
  1、泡利不相容原理：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、洪特规则：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，总共可以容纳6个电子；f亚层有5个轨道，总共可以容纳10个电子。我们还得知：第一电子层（K层）中只有1s亚层,最多容纳两个电子；第二电子层（L层)中包括2s和2p两个亚层，总共可以容纳8个电子；第3电子层（M层）中包括3s、3p、3d三个亚层,总共可以容纳18个电子„„第n层总共可以容纳2n2个电子
3．洪特规则  
  从光谱实验结果总结出来的洪特规则有两方面的含义：一是电子在原子核外排布时，将尽可能分占不同的轨道,且自旋平行；洪特规则的第二个含义是对于同一个电子亚层，当电子排布处于  
  全满（s2、p6、d10、f14）    半满(s1、p3、d5、f7）  
  全空（s0、p0、d0、f0）时比较稳定。这类似于我们坐电梯的情况中，要么电梯是空的，要么电梯里都有一个人，要么电梯里都挤满了两个人，大家都觉得比较均等，谁也不抱怨谁；如果有的电梯里挤满了两个人，而有的电梯里只有一个人，或有的电梯里有一个人,而有的电梯里没有人，则必然有人产生抱怨情绪，我们称之为不稳定状态.    
二、核外电子排布的方法  
  对于某元素原子的核外电子排布情况，先确定该原子的核外电子数(即原子序数、质子数、核电荷数），如24号元素铬，其原子核外总共有24个电子，然后将这24个电子从能量最低的1s亚层依次往能量较高的亚层上排布,只有前面的亚层填满后，才去填充后面的亚层，每一个亚层上最多能够排布的电子数为:s亚层2个，p亚层6个，d亚层10个，f亚层14个。最外层电子到底怎样排布，还要参考洪特规则，如24号元素铬的24个核外电子依次排列为    1s22s22p63s23p64s23d4  
  根据洪特规则,d亚层处于半充满时较为稳定，故其排布式应为：    1s22s22p63s23p64s13d5  
  最后，按照人们的习惯“每一个电子层不分隔开来”,改写成    1s22s22p63s23p63d54s1    即可《原子核外电子排布应遵循的三大规律》
一) 泡利不相容原理：    
1．在同一个原子里，没有运动状态四个方面完全相同的电子存在，这个结论叫泡利不相容原理.    
2．根据这个原理，如果有两个电子处于一个轨道（即电子层 电子亚层 电子云的伸展方向都相同的轨道），那么这两个电子的自旋方向就一定相反。    
3．各个电子层可能有的最多轨道数为 ，每个轨道只能容纳自旋相反的两个电子，各电子层可容纳的电子总数为 2 个。
（二) 能量最低原理:    
1．在核外电子的排布中,通常状况下，电子总是尽先占有能量最低的原子轨道，只有当这些原子轨道占满后,电子才依次进入能量较高的原子轨道，这个规律叫能量最低原理 。   
2．能级：就是把原子中不同电子层和亚层按能量高低排布成顺序,象台阶一样叫做能级.   
（1） 同一电子层中各亚层的能级不相同，它们是按s，p，d,f的次序增高.  不同亚层：ns< np< nd< nf    
（2） 在同一个原子中,不同电子层的能级不同。离核越近，n越小的电子层能级越低。  同中亚层:1s〈 2s< 3s;1p〈 2p〈 3p；    
（3) 能级交错现象：多电子原子的各个电子，除去原子核对它们有吸引力外,同时各个电子之间还存在着排斥力，因而使多电子原子的电子所处的能级产生了交错现象。 
例如：E3d 〉E4S ， E4d >E5S，n≥3时有能级交错现象。
3．电子填入原子轨道顺序：1s 2s2p 3s3p 4s3d4p 5s4d5p 6s4f5d6p 7s5f6d7p，能级由低渐高.   
（三）洪特规则：    
1．在同一亚层中的各个轨道上，电子的排布尽可能单独分占不同的轨道，而且自旋方向相同，这样排布整个原子能量最低.   
2．轨道表示式和电子排布式：  轨道表示式：  一个方框表示一个轨道     电子排布式：亚层符号右上角的数字表示该亚层轨道中电子的数目  
3． 洪特规则的特例：    同一电子亚层中当电子排布全充满、半充满、全空比较稳定。