钠的基态原子电子排布式

1．能层与能级⎩⎪⎨⎪⎧能层划分原则及能层序号能级⎩⎪⎨⎪⎧能层中能级的数目及能级符号各能级中容纳的最多电子数2.构造原理与电子排布⎩⎪⎨⎪⎧构造原理与能级交错核外电子排布的表示方法核外电子排布式和简化核外电子排布式的书写知识点一：一、能层与能级1．能层(1)核外电子按能量不同分成能层并用符号 、 、 、 、 、 、 表示。

(2)能层越高，电子的能量越高，能量的高低顺序为E (K)＜E (L)＜E (M)＜E (N)＜E (O)＜E (P)＜E (Q)。

【答案】K 、L 、M 、N 、O 、P 、Q 2．能级(1)定义：根据多电子原子的能量也可能不同，将它们分为不同能级。

(2)表示方法：分别用相应能层的序数和字母 等表示，如n 能层的能级按能量由低到高的排列顺序为n s 、 、 、n f 等。

【答案】s 、p 、d 、f n p 、n d (3)能层、能级与最多容纳的电子数知识精讲考点导航第01讲 能层与能级 构造原理与电子排布式由上表可知：①能层序数该能层所包含的能级数，如第三能层有个能级。

② s、p、d、f 各能级可容纳的电子数分别为、、、的2倍。

③原子核外电子的每一能层最多可容纳的电子数与能层的序数(n)间存在的关系是。

【答案】等于 3 1、3、5、7 2n2微点拨①不同能层之间，符号相同的能级的能量随着能层数的递增而增大。

②在相同能层各能级能量由低到高的顺序是n s<n p<n d<n f。

③不同能层中同一能级，能层数越大，能量越高。

例如：1s<2s<3s<4s……【即学即练1】1．表示一个原子在M能层上有10个电子，可以写成A．3p6B．3d10C．3s23p63d2D．3s23p64s2【答案】C【解析】M层为第三能层，根据构造原理，电子依次排布在1s，2s，2p，3s，3p，4s，3d能级，故第三能层有10个电子的电子排布式为3s23p63d2，故答案选C。

洪特规则德国人洪特（F.Hund）根据大量光谱实验数据总结出一个规律，即分子分布到能量简并的原子轨道时，优先以自旋相同的方式分别占据不同的轨道，因为这种排布方式原子的总能量最低。

所以在能量相等的轨道上，电子尽可能自旋平行地多占不同的轨道。

例如碳原子核外有6个电子，按能量最低原理和泡利不相容原理，首先有2个电子排布到第一层的1s轨道中，另外2个电子填入第二层的2s轨道中，剩余2个电子排布在2个p 轨道上，具有相同的自旋方向，而不是两个电子集中在一个p轨道，自旋方向相反。

1适用范围该定则只适用于LS 耦合的情况。

有少数例外是由于组态相互作用或偏离LS 耦合引起的。

该定则可用量子力学理论和泡利不相容原理来解释。

该定则对确定自由原子或离子的基态十分有用。

2洪特规则前提洪特规则前提：对于基态原子来说在能量相等的轨道上，自旋平行的电子数目最多时，原子的能量最低。

所以在能量相等的轨道上，电子尽可能自旋平行地多占不同的轨道。

例如碳原子核外有6个电子，按能量最低原理和泡利不相容原理，首先有2个电子排布到第一层的1s轨道中，另外2个电子填入第二层的2s轨道中，剩余2个电子排布在2个不同的2p轨道上，具有相同的自旋方向，而不是两个电子集中在一个p 轨道，自旋方向相反。

作为洪特规则的补充，能量相等的轨道全充满、半满或全空的状态比较稳定。

根据以上原则，电子在原子轨道中填充排布的顺序为1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d…。

3详细信息具体内容：对于特定电子排布，不同组态的LS耦合，洪特规则确定了能量排列顺序：（1）总自旋S越大，能量越低（2）S相等情况下，总轨道角动量L越大，能量越低（3）在S和L都相等情况下，对于未满半壳层或刚好半壳层，总角动量J越小能量越低，否则，J越大能量越低。

下面我们运用核外电子排布的三原则来讨论核外电子排布的几个实例。

氮(N)原子核外有7个电子，根据能量最低原理和泡利不相容原理，首先有2个电子排布到第一层的1s轨道中，又有2个电子排布到第二层的2s轨道中。

1-36号元素电子排布式化学元素是组成物质的基本单位。

元素的属性不仅受到原子核中质子和中子的影响，电子的排布方式也在很大程度上决定了元素的性质。

为了更好的理解元素的性质以及化学反应过程，学习元素的电子排布式是非常必要的。

本篇文章将介绍1-36号元素的电子排布式。

1. 氢元素（H，原子序数1）氢元素只含有一个电子，因此其电子排布式为1。

2. 氦元素（He，原子序数2）氦元素包含2个电子，因此其电子排布式为1s2。

3. 锂元素（Li，原子序数3）锂元素包含3个电子，其电子排布式为1s2 2s1。

4. 铍元素（Be，原子序数4）铍元素包含4个电子，其电子排布式为1s2 2s2。

5. 碳元素（C，原子序数6）碳元素包含6个电子，其电子排布式为1s2 2s2 2p2。

6. 氮元素（N，原子序数7）氮元素包含7个电子，其电子排布式为1s2 2s2 2p3。

7. 氧元素（O，原子序数8）氧元素包含8个电子，其电子排布式为1s2 2s2 2p4。

8. 氟元素（F，原子序数9）氟元素包含9个电子，其电子排布式为1s2 2s2 2p5。

9. 氖元素（Ne，原子序数10）氖元素包含10个电子，其电子排布式为1s2 2s2 2p6。

10. 钠元素（Na，原子序数11）钠元素包含11个电子，其电子排布式为1s2 2s2 2p6 3s1。

11. 镁元素（Mg，原子序数12）镁元素包含12个电子，其电子排布式为1s2 2s2 2p6 3s2。

12. 铝元素（Al，原子序数13）铝元素包含13个电子，其电子排布式为1s2 2s2 2p6 3s2 3p1。

13. 硅元素（Si，原子序数14）硅元素包含14个电子，其电子排布式为1s2 2s2 2p6 3s2 3p2。

14. 磷元素（P，原子序数15）磷元素包含15个电子，其电子排布式为1s2 2s2 2p6 3s2 3p3。

15. 硫元素（S，原子序数16）硫元素包含16个电子，其电子排布式为1s2 2s2 2p6 3s2 3p4。

基态原子的核外电子排布式现代化学的发展，赋予了人们更强大的能力来理解原子，其中主要表现在基态原子的核外电子排布式（Electron Configuration of Ground State Atoms）。

为了理解基态原子的核外电子排布式，首先需要介绍原子模型。

原子模型是对原子结构的简单抽象。

根据原子模型，原子由核心和核外电子组成。

核心由质子和中子组成，而核外电子则以不同的层次存在于最外层的能级（energy levels）。

原子的基态是指核外电子具有最低的能量时的构型。

基态原子的核外电子排布式，也就是欧拉模型（Euler model）。

欧拉模型的基本原理是，原子的基态是由核外电子依据欧拉法则（Euler rules）所组成并分配到最大数量各不相同的能级（energy levels）中。

欧拉法则概述如下：（1）原子的基态中最多有2n2个电子，其中n是能级的数量。

（2）具有半不可见（half-filled）能级的原子拥有最低的能量状态，例如具有4个能级的原子，其最低能量状态应拥有8个电子。

（3）每个能级只能容纳有限数量的电子。

基于欧拉模型，原子的基态可以通过轨道标记（orbital notation）表示。

轨道标记是一种结构式表示法，可以简洁而清晰地显示原子的基态构型。

轨道标记的基本结构如下：原子标记：子序数轨道标记：径r，（n，， m），电子数其中原子标记指原子序数，轨道标记指半径（Radius）、量子数（Quantum Number）和电子数，其中半径表示由核到轨道的距离，量子数表示轨道的大小和形状，而电子数表示轨道内电子的个数。

欧拉模型是一种比较简单的原子模型，可以用来表示基态原子的核外电子排布式。

但它有一些局限性，亦即欧拉模型只能用来描述原子的基本构型，而不能满足原子在分子和化学反应中的行为描述。

因此，必须根据轨道类型来建立高级模型，才能更好地描述原子在分子和化学反应中的行为。

综上所述，基态原子的核外电子排布式是现代化学研究的重要组成部分。

洪特规则德国人洪特（F.Hund ）根据大量光谱实验数据总结出一个规律，据总结出一个规律，即分子分布到能量简并即分子分布到能量简并的原子轨道时，优先以自旋相同的方式分别占据不同的轨道，占据不同的轨道，因为这种排布方式原子的因为这种排布方式原子的总能量最低。

所以在能量相等的轨道上，电子尽可能自旋平行地多占不同的轨道。

子尽可能自旋平行地多占不同的轨道。

例如例如碳原子核外有6个电子，个电子，按能量最低原理和按能量最低原理和泡利不相容原理，泡利不相容原理，首先有首先有2个电子排布到第一层的1s 轨道中，另外2个电子填入第二层的2s 轨道中，剩余2个电子排布在2个p 轨道上，具有相同的自旋方向，而不是两个电子集中在一个p 轨道，自旋方向相反。

1适用范围该定则只适用于LS 耦合的情况。

有少数例外是由于组态相互作用或偏离LS 耦合引起的。

的。

该定则可用量子力学理论和泡利不相容该定则可用量子力学理论和泡利不相容原理来解释。

原理来解释。

该定则对确定自由原子或离子该定则对确定自由原子或离子的基态十分有用。

2洪特规则前提洪特规则前提：对于基态原子来说在能量相等的轨道上，在能量相等的轨道上，自旋平行的电子数目自旋平行的电子数目最多时，原子的能量最低。

所以在能量相等的轨道上，的轨道上，电子尽可能自旋平行地多占不同电子尽可能自旋平行地多占不同的轨道。

例如碳原子核外有6个电子，按能量最低原理和泡利不相容原理，量最低原理和泡利不相容原理，首先有首先有2个电子排布到第一层的1s 轨道中，另外2个电子填入第二层的2s 轨道中，剩余2个电子排布在2个不同的2p 轨道上，具有相同的自旋方向，而不是两个电子集中在一个p 轨道，自旋方向相反。

作为洪特规则的补充，能量相等的轨道全充满、能量相等的轨道全充满、半满或全空的状态半满或全空的状态比较稳定。

比较稳定。

根据以上原则，电子在原子轨道中填充排布的顺序为1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d…。

钠的基态原子排布式
钠的基态原子排布式是1s² 2s² 2p⁶ 3s¹，这意味着钠的原子中有11个电子，其中2个电子位于第1壳层的1s轨道中，8个电子位于第2壳层的2s和2p轨道中，而最后一个电子位于第3壳层的3s轨道中。

这种电子排布式可以用来预测钠原子的化学性质和行为。

钠是一种典型的金属元素，具有低电负性和高电子亲和力。

它是周期表中第3周期第1组的元素，具有原子序数11。

钠的化学性质主要由其原子中的最外层电子决定，即第3壳层的单个电子。

这个电子可以很容易地被移除，形成带正电荷的钠离子Na+。

钠的基态原子排布式还可以解释它在化学反应中的行为。

由于钠的3s轨道只有一个电子，它很容易失去这个电子，并与其他原子形成化学键。

例如，在氯原子中，氯原子需要一个电子来填补其最外层轨道，而钠原子需要失去一个电子以填补其第二壳层。

这种电子转移可以导致钠和氯形成离子键，并形成晶体结构的氯化钠。

总之，钠的基态原子排布式是1s² 2s² 2p⁶ 3s¹，这种排布式有助于解释钠的化学性质和行为，以及其在化学反应中的作用。

钠原⼦光谱钠原⼦发射光谱实验⽬的：1、通过对钠原⼦光谱的观察与分析加深对碱⾦属原⼦的外层电⼦与原⼦实相互作⽤级轨道⾃旋相互作⽤的了解。

2、在分析光谱线和测量波长的基础上计算钠原⼦在不同轨道上运动时的量⼦数之损3、绘制钠原⼦的能级跃迁图，并与氢原⼦的能级进⾏⽐较。

实验仪器：钠灯光源光栅光谱仪计算机实验原理：对钠原⼦光谱的研究能使我们获得有关原⼦结构，原⼦内部电⼦的运动，碱⾦属原⼦的外层电⼦与原⼦核相互作⽤以及⾃旋与轨道运动相互作⽤的知识，并能对电⼦⾃旋的发现和元素周期表做出解释。

（⼀）原⼦光谱的产⽣：1、原⼦的壳层结构原⼦是由原⼦核与绕核运动的电⼦所组成。

每⼀个电⼦的运动状态可⽤主量⼦数n 、⾓量⼦数l 、磁量⼦数l m 和⾃旋量⼦数S m 等四个量⼦数来描述。

主量⼦数n ，决定了电⼦的主要能量E 。

⾓量⼦数l ，决定了电⼦绕核运动的⾓动量。

电⼦在原⼦核库仑场中在⼀个平⾯上绕核运动，⼀般是沿椭圆轨道运动，是⼆⾃由度的运动，必须有两个量⼦化条件。

这⾥所说的轨道，按照量⼦⼒学的含义，是指电⼦出现⼏率⼤的空间区域。

对于⼀定的主量⼦数n ，可有n 个具有相同半长轴、不同半短轴的轨道，当不考虑相对论效应时，它们的能量是相同的。

如果受到外电磁场或多电⼦原⼦内电⼦间的相互摄动的影响，具有不同l 的各种形状的椭圆轨道因受到的影响不同，能量有差别，使原来简并的能级分开了，⾓量⼦数l 最⼩的、最扁的椭圆轨道的能量最低。

磁量⼦数l m (轨道⽅向的量⼦数)，决定了电⼦绕核运动的⾓动量沿磁场⽅向的分量。

所有半长轴相同的在空间不同取向的椭圆轨道，在有外电磁场作⽤下能量不同。

能量⼤⼩不仅与n 和l 有关，⽽且也与l m 有关。

⾃旋量⼦数S m （⾃旋⽅向量⼦数）,决定了⾃旋⾓动量沿磁场⽅向的分量。

电⼦⾃旋在空间的取向只有两个，⼀个顺着磁场；另⼀个反着磁场，因此，⾃旋⾓动量在磁场⽅向上有两个分量。

电⼦的每⼀运动状态都与⼀定的能量相联系。

基态原子中电子的排布原理
根据原子光谱实验的结果和对元素周期系的分析、归纳，总结出核外电子分布的基本原理。

1、泡利（Pauli）不相容原理
在同—原子中，不可能有四个量子数完全相同的电子存在。

每—个轨道内最多只能容纳两个自旋方向相反的电子。

2、能量最低原理
多电子原子处在基态时，核外电子的分布在不违反泡利原理的前提下，总是尽先分布在能量较低的轨道，以使原子处于能量最低的状态。

3、洪特（Hund）规则
原子在同—亚层的等价轨道上分布电子时，将尽可能单独分布在不同的轨道，而且自旋方向相同（或称自旋平行）。

这样分布时，原子的能量较低，体系较稳定。