1、原子核外電子排布規律能量最低原理:電子層劃分為k<l<m<o<p<q,對應電子層能量增大;原子核外電子排布按照能量較低者低優先排布原則.每個電子層最多只能容納2n2個電子。 最外層最多只能容納 8個電子（k層為最外層時不能超過2個） 次外層最多只能容納18個電子（k層為次外層時不能超過2個 倒數第三層最多只能容納32個電子注意：多條規律必須同時兼顧。 簡單例子的結構特點:(1)離子的電子排布:主族元素陽離子跟上一周期稀有氣體的電子層排布相同,如鈉離子、鎂離子、鋁離子和氖的核外電子排布是相同的。 陰離子更同一周期稀有氣體的電子排布相同：負氧離子，氟離子和氖的核外電子

2、排布是相同的。（2）等電子粒子（注意主要元素在周期表中的相對位置） 10電子粒子:ch、n、nh、nh、nh、o、oh、ho、ho、f、hf、ne、na、mg、al等。 18電子粒子：sih、p、ph、s、hs、hs、cl、hcl、ar、k、ca、ph等。 特殊情況：f、ho、ch、choh 核外電子總數及質子總數均相同的陽離子有：na、nh、ho等；陰離子有：f、oh、nh； hs、cl等。前18號元素原子結構的特殊性：（1）原子核中無中子的原子：h （2）最外層有1個電子的元素：h、 li、na；最外層有2個電子的元素:be、mg、he（3）最外層電子總數等于次外層電子數的元素：be、ar

3、（4）最外層電子數等于次外層電子數2倍的元素：c ；是次外層電子數3倍的元素：o ；是次外層電子數4倍的元素：ne （5）最外層電子數是內層電子數一半的元素:li、p（6）電子層數與最外層電子數相等的元素：h、be、al（7）電子總數為最外層電子數2倍的元素：be（8）次外層電子數是最外層電子數2倍的元素：li、si元素周期表的規律：（1）最外層電子數大于或等于3而又小于8的元素一定是主族元素，最外層電子數為1或2的元素可能是主族、副族或0族元素，最外層電子數為8的元素是稀有氣體（he例外）（2）在元素周期表中，同周期的a、a族元素的原子序數差別有：第2、3周期（短周期）元素原子序數都相差1；

4、第4、5周期相差11；第6、7周期相差25（3）同主族、鄰周期元素的原子序數差 位于過渡元素左側的主族元素，即a、a族，同主族、鄰周期元素原子序數之差為下一周期元素所在周期所含元素總數；相差的數分別為2,8,8,18,18,32 位于過渡元素左側的主族元素，即aa族，同主族、鄰周期元素原子序數之差為下一周期元素所在周期所含元素種數。例如，氯和溴的原子序數之差為35-17=18（溴所在第四周期所含元素的種數）。相差的數分別為8,18,18,32，32. 同主族非縣令的原子序數差為上述連續數的加和，如h和cs的原子序數為2+8+8+18+18=54（4）元素周期表中除族元素之外，原子序數為奇數（偶

5、數）的元素，所屬所在族的序數及主要化合價也為奇數（偶數）。如：氯元素的原子序數為17，而其化合價有-1、+1、+3、 +5、+7 ，最外層有7個電子，氯元素位于a族；硫元素的原子序數為16，而其化合價有-2、+4、+6價，最外層有6個電子，硫元素位于a族。（5）元素周期表中金屬盒非金屬元素之間有一分界線，分界線右上方的元素為非金屬元素，分界線左下方的元素為非金屬元素（h除外），分界線兩邊的元素一般既有金屬性也有非金屬性。每周期的最右邊金屬的族序數與周期序數相等，如：al為第三周期a族。元素周期律：（1）原子半徑的變化規律：同周期主族元素自左向右，原子半徑逐漸增大；同主族元素自上而下，原子半徑逐

6、漸增大。（2）元素化合價的變化規律：同周期自左向右，最高正價：+1+7,最高正價=主族序數（o、f除外），負價由-4-1，非金屬負價=-（8-族序數）（3）元素的金屬性：同周期自左向右逐漸減弱；同主族自上而下逐漸增強。（4）元素的非金屬性：同周期制作仙游逐漸增強；同主族自上而下逐漸減弱。（5）最高價化合物對應水化物的酸、堿性：同周期自左向右酸性逐漸增強，堿性逐漸減弱；同主族自上而下酸性逐漸減弱，堿性逐漸增強。（6）非金屬氣態氫化物的形成難以、穩定性：同周期自左向右形成由難到易，穩定性逐漸增強；同主族自上而下形成由易到難，穩定性逐漸減弱。原子核外電子按照軌道式排布時遵守下列次序：1s<2s

7、<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p<6s<4f<5d<6p<7s<5f<6d<7p規律總結：s有1個軌道，最多容納2個電子 p有3個軌道，最多容納6個電子 d有5個軌道，最多容納10個電子 f 有7個軌道，最多容納14個電子 每一個軌道可以容納兩個自選方向相反的電子 s<p<d （n+1）s<n d (n+1)p<(n+2)s<n f<(n+1)d原子核外電子排布規律 1、泡利不相容原理：每個軌道最多只能容納兩個電子，且自旋相反配對 2、

8、能量最低原理：電子盡可能占據能量最低的軌道 3、洪特規則：簡并軌道（能級相同的軌道）只有被電子逐一自旋平行地占據后，才能容納第二個電子 另外：等價軌道在全充滿、半充滿或全空的狀態是比較穩定的，亦即下列電子結構是比較穩定的： 全充滿-p6或d10 或f14 半充滿-p3或d5或f7 全空-p0 或d0或 f0 還有少數元素（如某些原子序數較大的過渡元素和鑭系、錒系中的某些元素）的電子排布更為復雜，既不符合鮑林能級圖的排布順序，也不符合全充滿、半充滿及全空的規律。而這些元素的核外電子排布是由光譜實驗結構得出的，我們應該尊重光譜實驗事實。 對于核外電子排布規律，只要掌握一般規律，注意少數例外即可。

9、處于穩定狀態的原子，核外電子將盡可能地按能量最低原理排布，另外，由于電子不可能都擠在一起，它們還要遵守保里不相容原理和洪特規則，一般而言，在這三條規則的指導下，可以推導出元素原子的核外電子排布情況，在中學階段要求的前36號元素里，沒有例外的情況發生。 1最低能量原理 電子在原子核外排布時，要盡可能使電子的能量最低。怎樣才能使電子的能量最低呢？比方說，我們站在地面上，不會覺得有什么危險；如果我們站在20層樓的頂上，再往下看時我們心理感到害怕。這是因為物體在越高處具有的勢能越高，物體總有從高處往低處的一種趨勢，就像自由落體一樣，我們從來沒有見過物體會自動從地面上升到空中，物體要從地面到空中，必須要

10、有外加力的作用。電子本身就是一種物質，也具有同樣的性質，即它在一般情況下總想處于一種較為安全（或穩定）的一種狀態（基態），也就是能量最低時的狀態。當有外加作用時，電子也是可以吸收能量到能量較高的狀態（激發態），但是它總有時時刻刻想回到基態的趨勢。一般來說，離核較近的電子具有較低的能量，隨著電子層數的增加，電子的能量越來越大；同一層中，各亞層的能量是按s、p、d、f的次序增高的。這兩種作用的總結果可以得出電子在原子核外排布時遵守下列次序：1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p 2保里不相容原理 我們已經知道，一個電子的運動狀態要從4個方面來進行描述，即它所處的電子層、電子亞層、電子云的伸

11、展方向以及電子的自旋方向。在同一個原子中沒有也不可能有運動狀態完全相同的兩個電子存在，這就是保里不相容原理所告訴大家的。根據這個規則，如果兩個電子處于同一軌道，那么，這兩個電子的自旋方向必定相反。也就是說，每一個軌道中只能容納兩個自旋方向相反的電子。這一點好像我們坐電梯，每個人相當于一個電子，每一個電梯相當于一個軌道，假設電梯足夠小，每一個電梯最多只能同時供兩個人乘坐，而且乘坐時必須一個人頭朝上，另一個人倒立著（為了充分利用空間）。根據保里不相容原理，我們得知：s亞層只有1個軌道，可以容納兩個自旋相反的電子；p亞層有3個軌道，總共可以容納6個電子；f亞層有5個軌道，總共可以容納10個電子。我們

12、還得知：第一電子層（k層）中只有1s亞層，最多容納兩個電子；第二電子層（l層）中包括2s和2p兩個亞層，總共可以容納8個電子；第3電子層（m層）中包括3s、3p、3d三個亞層，總共可以容納18個電子第n層總共可以容納2n2個電子。 3洪特規則 從光譜實驗結果總結出來的洪特規則有兩方面的含義：一是電子在原子核外排布時，將盡可能分占不同的軌道，且自旋平行；洪特規則的第二個含義是對于同一個電子亞層，當電子排布處于 全滿（s2、p6、d10、f14） 半滿（s1、p3、d5、f7） 全空（s0、p0、d0、f0）時比較穩定。這類似于我們坐電梯的情況中，要么電梯是空的，要么電梯里都有一個人，要么電梯里都

13、擠滿了兩個人，大家都覺得比較均等，誰也不抱怨誰；如果有的電梯里擠滿了兩個人，而有的電梯里只有一個人，或有的電梯里有一個人，而有的電梯里沒有人，則必然有人產生抱怨情緒，我們稱之為不穩定狀態。 二、核外電子排布的方法 對于某元素原子的核外電子排布情況，先確定該原子的核外電子數（即原子序數、質子數、核電荷數），如24號元素鉻，其原子核外總共有24個電子，然后將這24個電子從能量最低的1s亞層依次往能量較高的亞層上排布，只有前面的亞層填滿后，才去填充后面的亞層，每一個亞層上最多能夠排布的電子數為：s亞層2個，p亞層6個，d亞層10個，f亞層14個。最外層電子到底怎樣排布，還要參考洪特規則，如24號元素

14、鉻的24個核外電子依次排列為 1s22s22p63s23p64s23d4 根據洪特規則，d亞層處于半充滿時較為穩定，故其排布式應為： 1s22s22p63s23p64s13d5 最后，按照人們的習慣“每一個電子層不分隔開來”，改寫成 1s22s22p63s23p63d54s1 即可。原子核外電子排布應遵循的三大規律 （一） 泡利不相容原理：1在同一個原子里，沒有運動狀態四個方面完全相同的電子存在，這個結論叫泡利不相容原理。2根據這個原理，如果有兩個電子處于一個軌道（即電子層 電子亞層 電子云的伸展方向都相同的軌道），那么這兩個電子的自旋方向就一定相反。3各個電子層可能有的最多軌道數為 ，每個軌

15、道只能容納自旋相反的兩個電子，各電子層可容納的電子總數為2個。（二） 能量最低原理：1在核外電子的排布中，通常狀況下，電子總是盡先占有能量最低的原子軌道，只有當這些原子軌道占滿后，電子才依次進入能量較高的原子軌道，這個規律叫能量最低原理 。2能級：就是把原子中不同電子層和亞層按能量高低排布成順序，象臺階一樣叫做能級。（1） 同一電子層中各亞層的能級不相同，它們是按s，p，d，f的次序增高。不同亞層：ns< np< nd< nf（2） 在同一個原子中，不同電子層的能級不同。離核越近，n越小的電子層能級越低。同中亞層：1s< 2s< 3s；1p< 2p< 3p；（3） 能級交錯現象：多電子原子的各個電子，除去原子核對它們有吸引力外，同時各個電子之間還存在著排斥力，因而使多電子原子的電子所處的能級產生了交錯現象。例如：e3d >e4s , e4d >