核外电子排布规律总结.

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。

核外电子的排布情况1.核外电子排布：①电子层：电子在原子核外一定的区域内运动，这些区域称为电子层，核外电子是分层排布的。

核外电子的分层排布是因为电子的能量各不相同，能量高的电子在离核远的区域运动，能量低的电子在离核近的区域运动。

②核外电子排布的规律：第一层最多容纳2个电子，第二导最多容纳8个电子，最外层最多容纳8个电子（最外层为第一层时，只能容纳2个电子）。

核外电子总是从最内层开始依次向外排布。

2.原子结构示意图：①原子结构示意图各部分表示的意义。

②元素的性质与原子结构的关系。

元素的性质与元素的原子核外电子排布有密切的关系，特别是元素的化学性质跟它的原子的最外层电子数目关系更加密切。

金属元素： 一般最外层电子数＜4 容易失电子，形成阳离子非金属元素：一般最外层电子数≥4 容易得电子，形成阴离子稀有气体元素：最外层电子数为8（He 为2） 不易得失电子，一般不参加化学反应最外层电子数为8（若第一层为最外层时，电子数为2）的结构叫相对稳定结构因此元素的化学性质主要和由原子的最外层电子数有关。

离子及离子的形成1.离子的概念：带电的原子（或原子团）叫做离子。

带正电的叫阳离子，带负电的叫阴离子。

2.分类及形成：阳离子（原子失去电子而形成）带正电 阴离子（原子得到电子而形成）带负电注意：（1）根据原子核外最外层电子排布的特点可知：金属元素的原子易失去电子形成阳离子；非金属元素的原子易得到电子形成阴离子。

（2）原子变为离子时，质子数、元素种类没有改变；电子数、最外层电子数发生了改变。

3.离子的表示方法：在元素符号右上角标明电性和电荷数，数字在前，符号在后。

若数字为1时，应省略不写。

例如：钠离子：Na +、Cl -、Mg 2+、O 2-。

4.离子符号表示的意义：①数字的意义：3Mg 2+—表示每个镁离子带2个单位正电荷表示3个镁离子②符号的意义：3Mg 2+表示3个镁离子5.原子与离子的比较。

核外电子排布规律总结1.周期性表现：元素的核外电子排布呈现周期性的特征，即每个周期(横行)中，核外电子的数量增加一格，直到达到最大值，然后重新从一开始增加。

这是因为每个周期都对应着一个新的能级，新的能级能够容纳更多的电子。

例如，第一周期(1s^2)能容纳的电子数最多为2个，第二周期(2s^2,2p^6)能容纳的电子数最多为8个，以此类推。

2.塞满次能级原理：每个次能级(能级中的电子轨道)先填满一个自旋相同的电子，然后再填入反自旋相反的电子。

这是因为同一次能级中的电子具有相同的能量，自旋相同的电子之间存在排斥，而反自旋的电子则可以共存。

例如，2s轨道中的两个电子的自旋相同，而2p轨道中的六个电子的自旋相反。

3.近核电子屏蔽原理：近核电子对核外电子的吸引力比较大，能够屏蔽核外电子与核之间的排斥作用。

因此，核外电子的有效吸引力与核电荷数并不完全成正比，而是受到近核电子屏蔽的影响。

例如，对于周期表中的同一周期来说，核外电子数量相同，但随着核电荷数的增加，核外电子的有效吸引力减小。

4.具体的元素周期表规律：根据元素周期表中的周期和族(纵列)，我们可以总结出一些具体的规律。

例如，周期表中第一周期的元素(氢和氦)只有一个能级(1s)，且最多只能容纳两个电子；第二周期的元素(锂、铍、硼、碳、氮、氧、氟、氖)具有两个能级(2s和2p)，且最多只能容纳八个电子；第三周期的元素(钠、镁、铝、硅、磷、硫、氯、氩)具有三个能级(3s、3p和3d)，且最多只能容纳十八个电子，以此类推。

此外，同一族的元素具有相似的核外电子排布，因为它们具有相似的化学性质。

5.化合价与核外电子数：化合价是元素的一个重要的化学性质，它与元素的核外电子数密切相关。

一般来说，阳离子的化合价等于核外电子数减去气体电子层(最高能级)的电子数，而阴离子的化合价等于气体电子层的电子数减去核外电子数。

这是因为阳离子通过失去核外电子来形成稳定的结构，而阴离子通过获得核外电子来形成稳定的结构。

原子处于基态时,其核外电子的排布遵循三条重要原则:
(1)泡利不相容原理(:一个原子轨道最多只能容纳两个自旋相反的电子,或者在一个原子中不可能存在4个量子数完全相同的两个电子;
(2)能量最低原理:在不违背泡利原理的条件下,电子优先占据能量较低的原子轨道,即电子按低能轨道顺序向高能轨道逐一填充,使整个原子体系能量处于最低状态;
(3)洪特规则:在能量相等(等价)的轨道上电子尽可能以相同的自旋方向分占不同的轨道;当等价轨道上电子处于全充满、半充满时,原子能量较低,比较稳定。

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、简单例子得结构特点:(1)离子得电子排布:主族元素阳离子跟上一周期稀有气体得电子层排布相同,如钠离子、镁离子、铝离子与氖得核外电子排布就是相同得。

阴离子更同一周期稀有气体得电子排布相同:负氧离子,氟离子与氖得核外电子排布就是相同得。

(2)等电子粒子(注意主要元素在周期表中得相对位置)①10电子粒子:CH、Ｎ、ＮH、NH、ＮH、O、OH、HO、ＨO、F、HF、Nｅ、Na、Ｍg、Al等。

②1８电子粒子:SiＨ、P、ＰH、S、HS、HS、Ｃl、HＣl、Aｒ、K、Ca、PH等。

特殊情况:F、HＯ、CＨ、CHOH③核外电子总数及质子总数均相同得阳离子有:Nａ、NＨ、HO等;阴离子有:F、OＨ、NＨ; HS、Ｃl等。

前１8号元素原子结构得特殊性:(１)原子核中无中子得原子:Ｈ(2)最外层有1个电子得元素:H、 Lｉ、Nａ;最外层有2个电子得元素:Be、Mg、Hｅ(3)最外层电子总数等于次外层电子数得元素:Be、Ar(４)最外层电子数等于次外层电子数2倍得元素:C ;就是次外层电子数3倍得元素:Ｏ ;就是次外层电子数4倍得元素:Ne(5)最外层电子数就是内层电子数一半得元素:Li、P(６)电子层数与最外层电子数相等得元素:H、Bｅ、Al(7)电子总数为最外层电子数２倍得元素:Ｂｅ(８)次外层电子数就是最外层电子数2倍得元素:Ｌi、Ｓi元素周期表得规律:(1)最外层电子数大于或等于3而又小于8得元素一定就是主族元素,最外层电子数为1或2得元素可能就是主族、副族或0族元素,最外层电子数为８得元素就是稀有气体(He例外)(2)在元素周期表中,同周期得ⅡA、ⅢA族元素得原子序数差别有: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、邻周期元素得原子序数差①位于过渡元素左侧得主族元素,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;相差得数分别为２,8,8,18,18,32②位于过渡元素左侧得主族元素,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。

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。

扩展资料一、核外电子排布与元素性质的关系1、金属元素原子的最外层电子数一般小于4，较易失去电子，形成阳离子，表现出还原性，在化合物中显正化合价。

2、非金属元素原子的最外层电子数一般大于或等于4，较易获得电子，活泼非金属原子易形成阴离子。

在化合物中主要显负化合价。

3、稀有气体元素的原子最外层为8电子(氦为2电子)稳定结构，不易失去或得到电子，通常表现为0价。

4、核外电子排布的几条规律之间既相互独立又相互统一，不能孤立地应用其中一条，如当M层不是最外层时，最多排布的电子数为2×32＝18个，而当M 层是最外层时，则最多只能排布8个电子。

5、书写原子结构示意图时要注意审题和书写规范：看清是原子还是离子结构示意图，勿忘记原子核内的“＋”号。

二、1～18号元素原子结构的特征1、原子核中无中子的原子：H。

2、最外层有1个电子的元素：H、Li、Na。

3、最外层有2个电子的元素：Be、Mg、He。

4、最外层电子数等于次外层电子数的元素：Be、Ar。

5、最外层电子数是次外层电子数2倍的元素：C；是次外层3倍的元素：O；是次外层4倍的元素：Ne。

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。

核外电子的排布规律集团标准化工作小组 [Q8QX9QT-X8QQB8Q8-NQ8QJ8-核外电子的排布规律一、能量最低原理所谓能量最低原理是，原子核外的电子，总是尽先占有能量最低的原子轨道，只有当能量较低的原子轨道被占满后，电子才依次进入 能量较高的轨道，以使原子处于能量最低的稳定状态。

原子轨道能量的高低为：1．当n 相同，l 不同时，轨道的能量次序为s ＜p ＜d ＜f 。

例如，E 3S ＜E 3P ＜E 3d 。

2．当n 不同，l 相同时，n 愈大，各相应的轨道能量愈高。

例如，E 2S ＜E 3S ＜E 4S 。

3．当n 和l 都不相同时，轨道能量有交错现象。

即（n －1）d 轨道能量大于ns 轨道的能量，（n-1）f 轨道的能量大于np 轨道的能量。

在同一周期中，各元素随着原子序数递增核外电子的填充次序为ns ，（n －2）f ，（n －1）d ，np 。

核外电子填充次序如图1所示。

图1 电子填充的次序图2 多电子原子电子所处的能级示意图最外层最多能容纳8电子,次外层最多能容纳18电子。

每个电子层最多容纳的电子数为2n2个(n为电子层数的数值)如:各个电子层中电子的最大容纳量从表可以看出，每个电子层可能有的最多轨道数为n2，而每个轨道又只能容纳2个电子，因此，各电子层可能容纳的电子总数就是2n2。

二、鲍利（Pauli）不相容原理鲍利不相容原理的内容是：在同一原子中没有四个量子数完全相同的电子，或者说在同一原子中没有运动状态完全相同的电子。

例如，氦原子的1s轨道中有两个电子，描述其中一个原子中没有运动状态的一组量子数（n，l，m，ms）为1，0，0，+1/2，另一个电子的一组量子数必然是1，0，0，－1/2，即两个电子的其他状态相同但自旋方向相反。

根据鲍利不相容原理可以得出这样的结论，在每一个原子轨道中，最多只能容纳自旋方向相反的两个电子。

于是，不难推算出各电子层最多容纳的电子数为2n2个。

核外电子的排布规律多
电子原子核外电子的排布应遵循以下三个原理：①能量最低原理，核外电子总是首先占据能量最低的轨道，按照近似能级图，电子由低到高进入轨道的顺序为
1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p……。

因能级交错，其中E4s＜E3d……，电子先排满4s后再进入3d，例如钪元素核外21个电子依次填充的轨道为1s22s22p63s23p64s23d1。

②保里不相容原理，在同一原子中没有运动状态完全相同的电子，即同一个原子中的电子，描述其运动状态的四个方面不可能完全相同，在同一轨道上的电子必须自旋方向相反，每个轨道只能容纳2个电子。

根据保里不相容原理，各电子层最多容纳的电子总数为2n2；周期表中各周期含有元素的数目以及填充的能级如下：
③洪特规则，电子进入同一亚层的各个轨道(也称等价轨道)时，总是尽先分占不同轨道，而且自旋方向相同，例如氮原子核外电子排布的轨道表示式为：N原子的价电子中有3个未成对电子，这与N原子的成键情况和化合物的组成、结构有密切的关系。

洪特还指出，等价轨道上的电子排布处于以下状态比较稳定。

例如铬原子的电子排布式是ls22s22p63s23p63d54s1，而不是ls22s22p63s23p63d44s2。

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。

核外电子排布规律总结归纳1.克里夫电子排布规则：由于内层电子的屏蔽效应，外层电子与核的吸引力减弱，因此外层电子排布时遵循克里夫电子排布规则。

该规则指出，不同能级的电子容量按照2n^2的顺序增加。

例如，1s能级容纳2个电子，2s、2p能级容纳8个电子，3s、3p、3d能级容纳18个电子。

2.阿尔夫文电子排布规则：根据能量顺序填充电子的规则，也称为能级顺序排布规则。

该规则指出，电子填充原子中的能级时，优先填充能量较低的能级。

能级的顺序为1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p、5s、4d、5p等。

按照这个规则填充电子有助于使原子更加稳定。

3.泡利不相容原理：根据泡利不相容原理，同一能级的轨道最多容纳两个电子，这两个电子必须有相反自旋（即一个为正自旋，一个为负自旋）。

正自旋常用↑表示，负自旋常用↓表示。

这个原理保证了电子能够在同一轨道中相互区分。

4.洪特规则：根据洪特规则，当填充相同能级的不同轨道时，应尽量使电子数量相等。

同一能级的轨道包括s、p、d、f轨道，它们的容量分别为2、6、10、14个电子。

具体来说，当填充p轨道时，应先填充一半的轨道，再依次填充其余轨道。

5.电子自旋规则：根据电子自旋规则，电子自旋方向是随机的。

这意味着在填充电子时，自旋方向可能是↑或↓。

在填充轨道时，应尽量使自旋方向相同的电子数目最少，以使原子更加稳定。

6.主量子数规律：主量子数n表示能级的大小，较大的n对应着较高的能级。

根据主量子数规律，电子填充原子中的能级时，应当按照从低到高的顺序填充。

具体来说，先填充1s能级，再填充2s、2p能级，然后依次填充下一个主量子数的能级。

总的来说，上述规律描述了电子在原子中的排布方式，从而揭示了电子排布对原子性质的影响。

这些规律为理解化学反应、研究原子性质以及预测元素化合物等提供了重要的理论基础。