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能量最低原理自然界一个普遍的规律是“能量越低越稳定”。
原子中的电子也是如此。
在不违反保里原理的条件下，电子优先占据能量较低的原子轨道，使整个原子体系能量处于最低，这样的状态是原子的基态。
原子轨道能量的高低(也称能级)主要由主量子数n和角量子数l决定。
当l相同时，n越大，原子轨道能量E越高，例如E1s＜E2s＜E3s；E2p＜E3p＜E4p。
当n相同时，l越大，能级也越高，如E3s＜E3p＜E3d。
当n和l都不同时，情况比较复杂，必须同时考虑原子核对电子的吸引及电子之间的相互排斥力。
由于其他电子的存在往往减弱了原子核对外层电子的吸引力，从而使多电子原子的能级产生交错现象，如E 4s＜E3d，E5s＜E4d。
Pauling根据光谱实验数据以及理论计算结果，提出了多电子原子轨道的近似能级图。
用小圆圈代表原子轨道，按能量高低顺序排列起来，将轨道能量相近的放在同一个方框中组成一个能级组，共有7个能级组。
电子可按这种能级图从低至高顺序填入。
一切自然变化进行的方向都是使能量降低，因为能量较低的状态比较稳定，此谓能量最低原理。
人是自然界的一员，我想也应该适用于此原理。
所以人才会通过各种方式发泄和排解自己的各种能量。
这其中包括喜怒哀乐等情绪以运动。
不过释放能量的方式还是要注意的，如小孩本身不能存储过多的情绪，想哭就哭、想笑就笑，没有太大的冲击；而成人能够容纳很多的能量，所以感情更深沉丰富。
但也有弊端，如果这些能量不能合理的排解，一旦冲垮理智的大坝，江河泛滥，后果不堪设想。
我想在我们提升自身修养与胸怀的同时，一定要时刻注意心理能量的警戒线，及时合理宣泄自身的情绪。
有容乃大，无欲则刚。
1 能量最低原理自然界一个普遍的规律是“能量越低越稳定”。
原子中的电子也是如此。
在不违反保里原理的条件下，电子优先占据能量较低的原子轨道，使整个原子体系能量处于最低，这样的状态是原子的基态。
原子轨道能量的高低(也称能级)主要由主量子数n和角量子数l决定。
自测练习题 -> 第六章原子结构和元素周期律 -> 判断题1.电子云是指对核外电子出现的概率大小用统计方法作形象化描述。
正确错误2.当主量子数为2时，有自旋相反的两个轨道。
正确错误3.当n、l确定时，该轨道的能量已基本确定，通常我们称为能级，如2s、3p能级等。
错误4.当主量子数为4时，共有4s、4p、4d、4f四个轨道。
正确错误５.当角量子数为1时，有3个等价轨道。
角量子数为2时，有5个等价轨道。
正确错误６.每个原子轨道只能容纳两个电子，且自旋方向相同。
错误自测练习题 -> 第六章原子结构和元素周期律 - > 选择题1.在氢原子中，对r=53pm处的正确描述是（）该处1s电子云最大r是1s径向分布函数的平均值该处的H原子Bohr半径该处是1s电子云介面2.3s电子的径向分布图有（）。
3个峰2个峰4个峰1个峰3.在电子云示意图中，小黑点是( )其疏密表示电子出现的几率密度的大小其疏密表示电子出现的几率的大小表示电子在该处出现表示电子4.氢原子的1s电子分别激发到4s和4p轨道所需的能量是( )前者>后者前者<后者两者相同无法判断5.下列关于量子数的说法中，正确的一条是( )电子自旋量子数是1/2，在某个轨道中有两个电子，所以，总自旋量子数是1或者0磁量子数m=0的轨道都是球形轨道当角量子数是5时，可能有的简并轨道数是10当主量子数n=5时，就开始出现g分层６.下列原子中，第一电子亲合能最大的是（）NOPS７.O、S、As三种元素比较，正确的是( )多电负性O>S>As , 原子半径O<S<As电负性O<S<As , 原子半径O<S<As电负性O<S<As , 原子半径O>S>As电负性O>S>As , 原子半径O>S>As８.下列元素原子半径排列顺序正确的是( )Mg >B>Si>ArAr>Mg>Si>BSi>Mg>B>ArB >Mg>Ar>Si９.在各种不同的原子中3d和4s电子的能量相比时( )3d >4s不同原子中情况可能不同3d <4s3d 与4s几乎相等１０.若把某原子核外电子排布写成ns2np7，它违背了( )保利不相容原理能量最低原理洪特规则洪特规则特例自测练习题 -> 第六章原子结构和元素周期律 -> 填空题1.核外电子运动状态的特征是＿＿＿。
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。
第3课时泡利原理、洪特规则、能量最低原理【目标导航】1.知道原子核外电子排布的“两原理一规则”2.会正确书写原子的电子排布式和电子排布图。
【自主学习】一、两原理一规则1.泡利原理:在一个原子轨道里,最多只能容纳个电子,而且它们的自旋状态。
电子自旋有和两种状态,常用上下箭头(↑和↓)表示自旋状态相反的电子。
2.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,而且自旋状态。
3.能量最低原理原子核外的电子应优先排布在的能级里，然后由里到外，依次排布在的能级里。
能级的能量高低顺序如构造原理所示(对于1～36号元素来说，应重点掌握和记忆“1s→→4p”这一顺序)。
预习交流1以下列出的是一些原子的2p能级和3d能级中电子排布的情况。
其中违反了泡利原理的是()二、电子排布图在电子排布图中,用方框表示,用箭头表示,其中一个方框表示,一个箭头表示,如13Al的电子排布图为。
预习交流2某原子核外共有6个电子,分布在K电子层与L电子层上,L电子层中电子的分布正确的是()【难点探究】一、泡利原理和洪特规则1.泡利原理在一个原子轨道里,最多只能容纳2个电子,而且它们的自旋状态相反,这就是泡利原理。
例如,锂原子的电子排布图为,而不是。
2.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,而且自旋状态相同,这就是洪特规则。
如碳原子的电子排布图是,而不是。
温馨提示核外电子在原子轨道上排布要遵循三个原则：能量最低原理、泡利原理和洪特规则。
这三个原则并不是孤立的，而是相互联系、相互制约的。
也就是说核外电子在原子轨道上排布要同时遵循着三个原则。
典题例解【例1】如果在3p能级上有3个电子,则它们应排布为(用电子排布图表示),而不能排布为,因为这违背了,也不能排布成,因为这违背了。
如果3p能级上有4个电子,有人认为可以排布为,你认为是否正确,说明理由:。
迁移应用1.下列电子排布图所表示的元素原子中,其能量处于最低状态的是()2.下列原子的电子排布式、最外层电子排布式或最外层电子排布图中,哪一种状态的能量较低?(1)氮原子:(2)钠原子:A.1s22s22p63s1 B.1s22s22p63p1(3)铬原子:A.[Ar]3d54s1 B.[Ar]3d44s2(4)碳原子:二、电子排布图1.电子排布图中各符号和数字的意义:2.在书写基态原子的电子排布图时,常出现以下几种错误:①(违反泡利原理)②(违反洪特规则)③(违反洪特规则)典题例解【例2】下面是第二周期部分元素基态原子的电子排布图,则下列说法错误的是()A.每个原子轨道里最多只能容纳2个电子B.电子排布在同一能级的不同轨道时,总是优先单独占据一个轨道C.每个能层所具有的能级数等于能层的序数(n)D.若原子轨道里有2个电子,则其自旋状态相反迁移应用1.下列3d能级的电子排布图正确的是()2.下列表示方法错误的是()A.硫离子的电子式为]2-B.溴原子的简化电子排布式为[Ar]3d104s14p6C.氮原子的电子排布图为D.铜原子的结构示意图为案例探究洪特规则特例的应用第四能层只有1个电子的元素共有()种A.1B.2C.3D.4方法总结当同一能级上的电子排布为全充满(p6、d10、f14)、半充满(p3、d5、f7)和全空状态(p0、d0、f0)时,具有较低的能量和较高的稳定性。
第3课时 原子核外电子排布规则[目标定位] 知道原子核外电子排布的“两原理一规则”，会正确书写原子的电子排布式和电子排布图。
一、基态原子核外电子的排布原则 1．能量最低原理原子核外的电子应优先排布在能量最低的能级里，然后由里到外，依次排布在能量逐渐升高的能级里。
能级的能量高低顺序如构造原理所示(对于1～36号元素来说，应重点掌握和记忆“1s →2s →2p →3s →3p →4s →3d →4p ”这一顺序)。
2．泡利原理(1)在一个原子轨道里，最多只能容纳2个电子，而且它们的自旋状态相反，这一原理被称为泡利原理。
(2)因为每个原子轨道最多只能容纳 2个电子且自旋方向相反，所以从能层、能级、原子轨道、自旋方向四个方面来说明电子的运动状态是不可能有两个完全相同的电子的。
如氟原子的电子排布可表示为1s 22s 22p 2x 2p 2y 2p 1z ，由于各原子轨道中的电子自旋方向相反，所以9个电子的运动状态互不相同。
3．洪特规则(1)在相同能量的原子轨道上，电子的排布将尽可能占据不同的轨道，而且自旋方向相同，这就是洪特规则。
(2)通俗地说，洪特规则可以表述为电子总是尽量自旋平行地分占不同的轨道。
如碳原子的电子排布图是，而不是。
(3)洪特规则的特例在等价轨道(同一能级)上的电子排布处于全充满、半充满和全空状态时，具有较低的能量和较大的稳定性。
相对稳定的状态⎩⎪⎨⎪⎧全充满：p 6、d 10、f 14全空：p 0、d 0、f 0半充满：p 3、d 5、f 7如24Cr 的电子排布式为1s 22s 22p 63s 23p 63d 54s 1，为半充满状态，易错写为1s 22s 22p 63s 23p 63d 44s 2。
原子核外电子排布“两原理一规则”(1)能量最低原理：电子在原子轨道上的分布要尽可能地使原子的能量最低。
(2)泡利原理：每个原子轨道最多容纳两个电子且自旋方向必须相反。
(3)洪特规则：当电子排布在同一能级(能量相同)的不同轨道时，总是优先单独占据一个轨道，而且自旋方向相同。
姓名，年级：时间：第二课时能量最低原理基态与激发态电子云与原子轨道学习目标:1。
知道原子核外电子的排布遵循能量最低原理.2.了解原子的基态、激发态,知道原子核外电子在一定条件下能发生跃迁。
3.了解原子核外电子运动状态的描述方法,理解电子云、原子轨道的含义.[知识回顾]1．能层与能级（1)在多电子原子中，核外电子的能量是不同的。
能量不同的电子在核外不同的区域内运动，这种不同的区域称为能层.（2）每一电子层最多容纳的电子数为2n2。
离核越近的电子层，能量越低。
不同电子层的能量是不连续的。
(3）每一能层中，能级符号的顺序是n s、n p、n d、n f,能级数等于能层序数，s、p、d、f能级最多容纳的电子数分别为2、6、10、14.(4)钛元素的元素符号为Ti，钛的电子排布式为1s22s22p63s23p63d24s2，简化的电子排布式为[Ar]3d24s2.[要点梳理］1．原子的电子排布遵循的构造原理使原子的能量处于最低状态，简称能量最低原理。
处于最低能量的原子叫做基态原子,当基态原子的电子吸收能量后，电子会跃迁到较高能级，变成激发态原子.2．电子云：是处于一定空间运动状态的电子在原子核外空间的概率密度分布的形象化描述.任一能层的s电子的电子云轮廓图都是球形，p电子的原子轨道呈纺锤形。
3．原子轨道：量子力学把电子在原子核外的一个空间运动状态称为一个原子轨道。
s、p、d、f能级的原子轨道数分别为1、3、5、7。
知识点一基态与激发态1．电子的跃迁(1）基态→激发态：当基态原子的电子吸收能量后，会从低能级跃迁到较高能级，变成激发态原子。
(2)激发态→基态：激发态原子的电子从较高能级跃迁到低能级时会释放出能量。
1s22s22p3表示基态氮原子,1s22s12p4表示激发态氮原子。
2．原子光谱原子光谱：不同元素的原子发生跃迁时会吸收或释放不同的光，可以用光谱仪摄取各种元素原子的吸收光谱或发射光谱，总称原子光谱。
各种轨道能量的比较作者：林飞来源：《中学教学参考·理科版》2012年第04期学习苏教版高中化学选修3《物质结构与性质》这本书的专题1时，会讲到原子核外电子的排布原理：1.能量最低原理：电子先占据能量低的轨道，再依次进入能量高的轨道；2.泡利不相容原理：每个轨道最多容纳两个自旋状态不同的电子；3.洪特规则：在能量相同的轨道上排布时，电子尽可能分占不同的轨道，且自旋状态相同。
学生在学习能量最低原理时，就必须按照书上第13页的图（见下图），记住各个轨道能量的高低。
原子核外电子排布的轨道能量顺序这个图形存在三个缺陷：一是图形比较难画，要画出比较规范醒目的图形是不容易的；二是图形顺序斜线上升，与人们视觉记忆“上、下、左、右”的习惯不同；三是不易于记忆，容易把轨道填充顺序记错。
本人根据教学实践，认为死记上图，不如记忆北京大学徐光宪院士归纳的近似规律好。
即对于原子的外层电子轨道，值越大，则能量越高。
为主量子数，即电子层数；为角量子数，取值范围：0≤-1的整数。
、与轨道类型之间的关系如下表：只要知道和的值，各种轨道能量的高低就很好比较。
现枚举几例——只需比较的大小。
1.不同电子层上的同一轨道能量高低：1s＜2s＜3s＜4s（比较：1＜2＜3＜4）。
2.同一电子层上，各轨道能量高低：＜＜＜（比较：＜n+0.7＜n+1.4＜）。
3.同一电子层内形状相同而伸展方向不同的轨道，能量相等，如：2px=2py=2pz（值相等）。
4.核外电子的轨道能量的大小：1s＜2s＜2p＜3s＜3p＜4s＜3d＜4p＜5s＜4d＜5p＜6s＜4f＜5d＜（比较：1＜2＜2.7＜3＜3.7＜4＜4.4＜4.7＜5＜5.4＜5.7＜6＜6.1＜6.4＜6.7）。
训练题：1.下列各组多电子原子的原子轨道能量比较，不正确的是（C）。
A．3px＝3pz B．4s＜3d C．4p＞4f D．7s＜参考答案：A．轨道3px和3pz的值均等于1，对应的均等于3+0.7=3.7，能量相等，故A正确。
从3d和4s能级比较谈谈“能量最低原理”
【声明】本文适合化学竞赛学生及教师阅读，并非专为选修3模块所写
在一般情况下，电子按原子轨道能由低到高填充排布，可使体系能量最低。
但是，原子轨道的能量(轨道能)随其本身及其它原子轨道的电子占据情况(库仑作用、电子自旋、轨道磁矩间作用)而动态变化，故不同元素的原子轨道能的能序不同，不能一成不变地看待。
例如3d和4s轨道，作为外层轨道时的能量差得不多，但随着电子填充(当然质子数也在增大)，3d与4s轨道能的变化很灵敏，于是出现了能级交错现象(见下，左图为Cotton能级图，或右图参阅某些中性原子的轨道能量的负值表)：
当原子序数Z =1-14，E4s>E3d，正常；Z =15-20，E4s<E3d，能级交错；Z≥21，E4s>E3d，正常。
于此可见，有时E3d>E4s，有时E3d<E4s。
例如：19K电子排布为[Ar]3d04s1，由于3d轨道上没有电子，核对4s轨道上的电子吸引力大，故E3d>E4s。
又如21Sc电子排布为[Ar]3d14s2，由于内层3d轨道上有电子，对外层4s轨道上的电子有屏蔽作用，故E3d<E4s。
既然Sc的轨道能E3d<E4s，为何实际Sc原子的电子排布是先填4s，再填3d?
下面计算Sc在三种不同电子排布中：[Ar]3d14s2、[Ar]3d24s1、[Ar]3d34s0到底哪一个是能量最低的基态结构？假定三种不同电子排布中，[Ar]这部分的能量近似认为相同，这样只需计算比较外围电子排布的总能量的差异即可。
见下：
可见，基态Sc原子电子排布应是[Ar]3d14s2。
尽管Sc的轨道能E3d<E4s，但如果“基态Sc原子”中的两个4s电子全部进入3d轨道成为[Ar]3d34s0，原子总能量要升高。
这是因为n相同l不同的各原子轨道中s轨道的波函数的角度分布的节面数(以下简称节面数)为零，是高度的球形对称状态，故原子体系能量最低。
对于n和l均不相同的原子轨道，如4s比3d多一个单位。
但4s轨道的节面数要比3d少，因此，净的结果电子填充在4s轨道上要比填充在3d轨道上使整个原子体系能量降低得更多。
因而，每一周期的开始元素均是n s1-2电子排布，然后再依次填充(如第四周期元素)(n-1)d轨道上，最后以n p1-6轨道电子填满结束。
或者，从径向分布函数来理解(见下图)，其中K和Sc的3d与4s有明显的差异。
由于Sc的3d径向分布曲线中大峰很靠近核，它的钻穿深度显著地超过4s，故3d电子间的排斥以及3d与内实电子间排斥较大，且使内实电子变得稍“松动”些，使内实电子的位能升高，3的电子能量升高。
所以先填了3d“不好”，否则原子处于不稳定状态。
4s电子云从整体上看比3d离核远(下右图)，当有2个电子处于4s轨道上，由于4s电子比3d电子对其他电子的排斥能较低，加之4s的钻穿效应，其能量不会太高。
或可再简单地理解为，4s轨道填入一个电子时，3d轨道是全空的稳定态，从而使原子体系能量降低。
综上，原子中电子的排布应着眼于总能量最低为原则(这才是能量最低原理)，而不应只顾及轨道能高低为次序。
电子排布在能量最低的轨道时，原子体系的总能量不一定最低。
这是由于核外电子之间存在相互影响(电子件的排斥能和电子自旋问题)。
有一些书上将“能量最低原理”写为：“电子在原子核外排布时，总是尽先占据能量较低的轨道，当其占满后，电子才依次进入能量较高的轨道，这样使整个原子处于能量最低、最稳定的状态”。
这是不妥当的，应予以改正！
究竟按什么顺序填入，目前存在一些“模型”(注意不是定论)，其中，比较吻合的就是徐光宪的“n+0.7l”规则，按n+0.7l值由小到大次序填充在前六周期总是正确，总能和能量最低原理的要求相一致，这样就可以不必顾及轨道能的高低了(当然，“n+0.7l”规则不一定代表个别轨道能高低的次序)。
这就是现代元素周期系的简单电子排布规则。
