原子核外電子排布規(guī)律

①能量最低原理:電子層劃分為K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(yōu)先排布原則.

②每個電子層最多只能容納2n個電子。

2

③ 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(shù)第三層最多只能容納32個電子 注意：多條

規(guī)律必須同時兼顧。

簡單例子的結(jié)構(gòu)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）

①10電子粒子:CH4、N3、NH2、NH3、NH4、O

2、OH、H2O、H3O、F、HF、Ne、Na、Mg2、Al3等。

②18電子粒子：SiH4、P3、PH3、S2、HS、H2S、Cl、

HCl、Ar、K、Ca2、PH4等。 特殊情況：F2、H2O2、

C2H6、CH3OH

③核外電子總數(shù)及質(zhì)子總數(shù)均相同的陽離子有：Na、NH4、

H3O等；陰離子有：F、OH、NH2； HS、

Cl等。

前18號元素原子結(jié)構(gòu)的特殊性： （1）原子核中無中子的原子：

11H

（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(shù)等于次外層電子數(shù)的元素：

Be、Ar

（4）最外層電子數(shù)等于次外層電子數(shù)2倍的元素：C ；是次外層電

子數(shù)3倍的元素：O ；是次外層電子數(shù)4倍的元素：Ne

（5）最外層電子數(shù)是內(nèi)層電子數(shù)一半的元素:Li、P

（6）電子層數(shù)與最外層電子數(shù)相等的元素：H、Be、Al

（7）電子總數(shù)為最外層電子數(shù)2倍的元素：Be

（8）次外層電子數(shù)是最外層電子數(shù)2倍的元素：Li、Si

元素周期表的規(guī)律：

（1）最外層電子數(shù)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(shù)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(shù)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ⅡA、ⅢA族元素的原子序數(shù)差別有：

①第2、3周期（短周期）元素原子序數(shù)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、鄰周期元素的原子序數(shù)差

①位于過渡元素左側(cè)的主族元素，即ⅠA、ⅡA族，同主

族、鄰周期元素原子序數(shù)之差為下一周期元素所在周期所含元素總

數(shù)；相差的數(shù)分別為2,8,8,18,18,32

②位于過渡元素左側(cè)的主族元素，即ⅢA～ⅦA族，同主族、鄰周

期元素原子序數(shù)之差為下一周期元素所在周期所含元素種數(shù)。例如，

氯和溴的原子序數(shù)之差為35-17=18（溴所在第四周期所含元素的種

數(shù)）。相差的數(shù)分別為8,18,18,32，32.

③同主族非縣令的原子序數(shù)差為上述連續(xù)數(shù)的加和，如H和Cs的原

子序數(shù)為2+8+8+18+18=54

（4）元素周期表中除Ⅷ族元素之外，原子序數(shù)為奇數(shù)（偶數(shù)）的元

素，所屬所在族的序數(shù)及主要化合價也為奇數(shù)（偶數(shù)）。如：氯元素

的原子序數(shù)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ⅦA族；硫元素的原子序數(shù)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ⅥA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(shù)與周期序數(shù)相等，如：Al為第三周期ⅢA族。

元素周期律：

（1）原子半徑的變化規(guī)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，原子半徑逐漸增大。

（2）元素化合價的變化規(guī)律：同周期自左向右，最高正價：+1～+7,

最高正價=主族序數(shù)（O、F除外），負價由-4～-1，非金屬負價=-（8-

族序數(shù)）

（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(tài)氫化物的形成難以、穩(wěn)定性：同周期自左向右形成

由難到易，穩(wěn)定性逐漸增強；同主族自上而下形成由易到難，穩(wěn)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<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p<6s<4f<5d<6p<7s<5f<6d<7p

規(guī)律總結(jié)：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（N+1）

sd (N+1)p<(N+2)sf<(N+1)d

原子核外電子排布規(guī)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、能量最低原理：電子盡可能占據(jù)能量最低的軌道

3、洪特規(guī)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(jù)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(tài)是比較穩(wěn)定的，

亦即下列電子結(jié)構(gòu)是比較穩(wěn)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(shù)元素（如某些原子序數(shù)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(guī)律。而這些元素的核外電子排布

是由光譜實驗結(jié)構(gòu)得出的，我們應該尊重光譜實驗事實。 對于

核外電子排布規(guī)律，只要掌握一般規(guī)律，注意少數(shù)例外即可。

處于穩(wěn)定狀態(tài)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(guī)則，一般而言，在這三條規(guī)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(fā)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，必須要有外加力的作用。電子本身

就是一種物質(zhì)，也具有同樣的性質(zhì)，即它在一般情況下總想處于一種

較為安全（或穩(wěn)定）的一種狀態(tài)（基態(tài)），也就是能量最低時的狀態(tài)。

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(tài)（激發(fā)

態(tài)），但是它總有時時刻刻想回到基態(tài)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(shù)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(jié)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(jīng)知道，一個電子的運動狀態(tài)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(tài)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(jù)這個規(guī)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(jù)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(guī)則

從光譜實驗結(jié)果總結(jié)出來的洪特規(guī)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(guī)

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(wěn)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(chǎn)生抱怨情緒，我們稱之為不穩(wěn)定狀

態(tài)。

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(shù)（即原子序數(shù)、質(zhì)子數(shù)、核電荷數(shù)），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(shù)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(guī)則，如24號元素鉻的24個核外電子依次排列

為 1s22s22p63s23p64s23d4

根據(jù)洪特規(guī)則，d亞層處于半充滿時較為穩(wěn)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(guī)律》

一） 泡利不相容原理：

1．在同一個原子里，沒有運動狀態(tài)四個方面完全相同的電子存在，

這個結(jié)論叫泡利不相容原理。

2．根據(jù)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(shù)為 ，每個軌道只能容納自旋相

反的兩個電子，各電子層可容納的電子總數(shù)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(guī)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(xiàn)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(chǎn)生了交錯現(xiàn)象。

例如：E3d >E4S , E4d >E5S，n≥3時有能級交錯現(xiàn)象。

3．電子填入原子軌道順序：

1s 2s2p 3s3p 4s3d4p 5s4d5p 6s4f5d6p 7s5f6d7p，能級由低

漸高。

（三）洪特規(guī)則：

1．在同一亞層中的各個軌道上，電子的排布盡可能單獨分占不同的

軌道，而且自旋方向相同，這樣排布整個原子能量最低。

2．軌道表示式和電子排布式： 軌道表示式： 一個方框表示一

個軌道 電子排布式：亞層符號右上角的數(shù)字表示該亞層軌道

中電子的數(shù)目

3． 洪特規(guī)則的特例： 同一電子亞層中當電子排布全充滿、

半充滿、全空比較穩(wěn)定。