原子核外电子排布规律知识讲解

原子核外电子的排布遵循的原理和规则原子核外电子的排布遵循一系列原理和规则，其中最重要的是泡利不相容原理、能级分裂、洪特规则和阿夫巴夫原理。

这些原理和规则对于预测和解释原子的化学性质和行为非常重要。

下面将详细介绍每个原理和规则以及它们的应用。

1.泡利不相容原理：由泡利提出的法则，它指出在一个原子的每个电子轨道中，只能有最多两个电子，且这两个电子的自旋方向必须相反。

这个原理的意思是，每个电子轨道只能容纳一对电子。

这样可以确保电子之间的空间位置和能量是最不相似的，从而使原子更加稳定。

2.能级分裂：能级是原子中电子的能量状态的一种表示。

按照能级的升序排列，从核心到外层，每个能级可以容纳一定数量的电子。

根据能级理论，电子趋向于填充最低能量的能级。

当原子有多个电子时，这些电子将分布在不同的能级上。

然而，原子内外层的电子受到不同的引力场作用，因此能级将分裂成若干个亚能级，其中每个亚能级可以容纳一对电子。

3.洪特规则：洪特规则描述了电子在亚能级中排布的顺序。

根据洪特规则，电子首先填充低能量亚能级，然后逐渐填充高能量亚能级。

在每个能级中，首先填充形状为s轨道的亚能级，然后是p、d、f轨道的亚能级。

例如，在3能级中，首先填充3s亚能级，然后填充3p亚能级。

这个规则保证电子填充亚能级的顺序使得原子更加稳定。

4.阿夫巴夫原理：根据阿夫巴夫原理，电子填充亚能级时，首先填满一个能级，然后再开始填充下一个能级。

这意味着，当同一能级有多个亚能级时，电子应忽略这些亚能级之间的能量差异，优先填充未被填满的亚能级。

例如，在4能级中，4s亚能级填满后，尽管4d亚能级能量更高，但电子仍然填充到4d亚能级中，而不是填充到下一个能级的3p亚能级中。

这个原则确保了电子填充能级的方式是最稳定的。

这些原理和规则为我们解释了原子核外电子排布的方式。

它们揭示了电子在原子中的分布模式，帮助我们理解元素周期表和元素化学性质的规律。

此外，它们还用于预测原子的反应性和化学键的形成方式，为我们设计和理解化学反应提供了基础。

原子的核外电子的排布规律在常用元素周期表中，我们可以看到这些元素的原子核外电子的排布规律。

这些规律是由著名的物理学家卡尔贝尔提出的“贝尔定律”提出的，他将电子在原子中的排布分为七个能级：1s、2s、2p、3s、3p、3d、4s，并给出电子在这些能级中的排布简表，这其中有几个重要概念要掌握：（1）能量级贝尔定律将原子核外电子的排布分为七个能级：1s、2s、2p、3s、3p、3d、4s，由能级递增，能量也递增，每个能级对应一个最多可以容纳2n^2个电子，n表示能级数。

例如1s能级最多可以容纳2×1^2=2个电子，而3s能级最多可以容纳2×3^2=18个电子。

（2）极化电子数贝尔定律表明，电子在原子中排布是有顺序的，在同一能级中，先排布1个电子，然后排布2个“极化电子”，依次类推，至最多可排布2n^2个电子。

“极化电子”是指两个同时排布的电子，这两个电子处于相同的空间占据几何构型，被称作“极化层”，该层的电子的总的角动量为零。

（3）外层电子数贝尔定律也指出，外层电子数是指原子核外的最外层电子，通常称为化学性质的决定因素。

在常用的元素中，元素的化学性质大致可以用元素的外层电子数来说明。

例如碳元素的外层电子是4个，因此具有4种不同的极性，从而形成了有机碳化合物。

根据贝尔定律，原子核外电子的排布规律可以描述为：每一能级中，先排布单个电子，然后在同一能级中排布极化电子，以至达到每一能级中最多可以排布2n^2个电子，其中n表示能级数，n=1,2,3,4…；最外层电子数表示一个元素的化学性质。

这种描述的原子核外电子排布规律，可以用来解释元素周期表中每个元素的性质，也可以给化学家分子结构的分析提供参考。

贝尔定律的提出对研究原子的结构起到了重要的作用，它不仅可以解释各个元素的化学性质，而且可以帮助我们更好地理解原子的概念。

同时，贝尔定律还可以帮助我们更深入地理解原子核外电子排布规律，以及元素周期表中各种元素之间的关系。

原子结构学问网络2、离子核外电子数的计算：阴离子核外电子数=质子数+电荷数阳离子核外电子数=质子数-电荷数3、原子核外电子排布规律：①电子是在原子核外距核由近及远、能量由低至高的不同电子层上分层排布；②每层最多容纳的电子数为2n2(n代表电子层数)；③电子一般总是尽先排在能量最低的电子层里，即最先排第一层，当第一层排满后，再排其次层，等等。

④最外层电子数则不超过8个(第一层为最外层时,电子数不超过2个)。

核外电子第一层最多排2个电子。

核外电子其次层最多8个电子。

核外电子第三层最多18个电子。

核外电子最外层最多不超过8个电子。

（只有1层的最多不超过2 个电子。

【总结】1～20号元素原子核外电子排布的特别性1．最外层电子数为1的原子有H、Li、Na、K。

2．最外层电子数为2的原子有He、Be、Mg、Ca。

3．最外层电子数和次外层电子数相等的原子有Be、Ar。

4．最外层电子数是次外层电子数2倍的原子是C。

5．最外层电子数是次外层电子数3倍的原子是O。

6．最外层电子数是次外层电子数4倍的原子是Ne。

7．次外层电子数是最外层电子数2倍的原子有Li、Si。

8．内层电子总数是最外层电子数2倍的原子有Li、P。

9．电子层数和最外层电子数相等的原子有H、Be、Al。

10．电子层数是最外层电子数2倍的原子是Li 。

11．最外层电子数是电子层数2倍的原子有He 、C 、S 。

12．最外层电子数是电子层数3倍的原子是O 。

4、核素、同位素⑴ 核素：把具有肯定数目质子和肯定数目中子的一种原子叫做核素。

如12C 、13C 、14C 就是碳元素的三种不同核素。

⑵ 同位素：质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子互称为同位素。

即同一元素的不同核素之间互称为同位素，如1H 、2H 、3H 三种核素均是氢元素的同位素。

⑶ 同位素的两个特征① 同一种元素的各种同位素的化学性质相同；② 在自然存在的某种元素里，不论是游离态还是化合态，各种同位素所占的原子百分比是相同的。

高一核外电子排布的知识点核外电子排布是指原子核外的电子在各个电子壳层中的分布情况。

了解核外电子排布的知识点对于理解原子结构和化学反应具有重要意义。

本文将从电子壳层结构、能级分布和填充规则三个方面介绍高一核外电子排布的知识点。

一、电子壳层结构原子核外电子围绕原子核运动，分布在若干个电子壳层中。

常见的电子壳层分别用K、L、M、N等字母表示，由内向外依次排列。

每个电子壳层都有一定数量的电子能位，其中K层最接近原子核，能位最低，依次递增。

根据量子力学理论，每个电子壳层中能容纳的电子数量为2n^2（n为电子壳层的主量子数），即K层能容纳2个电子，L层能容纳8个电子，M层能容纳18个电子，N层能容纳32个电子等。

二、能级分布在每个电子壳层中，存在不同能级的电子轨道。

能级指的是电子在电子壳层中可能所处的位置，每个能级又可以分为不同的轨道。

根据量子力学理论，每个电子壳层的能级数目等于主量子数n的值。

以K 层为例，K层只有一个能级，即1s能级；L层有两个能级，即2s和2p 能级；M层有三个能级，即3s、3p和3d能级；N层有四个能级，即4s、4p、4d和4f能级。

三、填充规则根据泡利不相容原理和洪特规则，电子填充壳层时遵循以下规则：1. 泡利不相容原理：同一个原子中的电子不能拥有完全相同的四个量子数，即每个电子的量子态必须不同。

这意味着每个能级中的电子自旋量子数必须相异。

2. 洪特规则：电子首先填充低能级的能位，然后才填充高能级的能位。

按照洪特规则，电子填充顺序为：1s → 2s → 2p → 3s → 3p → 4s→ 3d → 4p → 5s → 4d → 5p → 6s → 4f → 5d → 6p → 7s → 5f → 6d →7p。

根据以上填充规则，我们可以知道每个电子壳层的电子排布情况。

以氧原子（O）为例，氧原子的原子序数为8，因此氧原子的电子壳层结构为：1s^2 2s^2 2p^4。

其中1s层有2个电子，2s层有2个电子，2p层有4个电子。

原子核外电子排布规律基本规律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、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，只要掌握一般的规律，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。

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。

原子的电子层排布
电子的排布规律
1、电子是在原子核外距核由近及远、能量由低至高的不同电子层上分层排布。

2、每层最多容纳的电子数为2n²个(n代表电子层数)。

3、最外层电子数不超过8个(第一层不超过2个)，次外层不超过18个，倒数第三层不超过32个。

4、电子一般总是尽先排在能量最低的电子层里，即先排第一层，当第一层排满后，再排第二层，第二层排满后，再排第三层。

电子云是电子在原子核外空间概率密度分布的形象描述，电子在原子核外空间的某区域内出现，好像带负电荷的云笼罩在原子核的周围，人们形象地称它为“电子云”。

它是1926年奥地利学者薛定谔在德布罗伊关系式的基础上，对电子的运动做了适当的数学处理，提出了二阶偏微分的的著名的薛定谔方程式。

这个方程式的解，如果用三维坐标以图形表示的话，就是电子云。

电的速度虽然很快，仅次于光速，但是在没有形成电路之前，一个电子走完1米长的导线大约要1小时长，比蜗牛还慢！
核外电子的分层排布规律：
1、第一层不超过2个，第二层不超过8个；
2、最外层不超过8个。

每层最多容纳电子数为2n2个(n代表电子层数)，即第一层不超过2个，第二层不超过8个，第三层不超过18个；
3、最外层电子数不超过8个(只有1个电子层时，最多可容纳2个电子)。

4、最低能量原理：电子尽可能地先占有能量低的轨道，然后进入能量高的轨道，使整个原子的能量处于最低状态。

5、泡利原理：每个原子轨道里最多只能容纳2个电子，且自旋状态相反。

6、洪特规则：当电子排布在同一能级的不同轨道时，基态原子中的电子总是优先单独占据一个轨道，且自旋状态相同。

精心整理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、CH3OH③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2,8,8,18,18,32②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。