核外電子排布規律總結

原子核外電子排布規律

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

照能量較低者低優先排布原則.

②每個電子層最多只能容納2n2個電子。

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

倒數第三層最多只能容納32個電子

注意：多條規律必須同時兼顧。

簡單例子的結構特點:

(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）

??

2?3????

①10電子粒子:CH、N、NH、OH、HO、HO、F、HF、、NH、NH、O

42

33

24

Ne、Na、Mg、Al等。

?2?3?

②18電子粒子：SiH、P、PH、S、HS、HS、Cl、HCl、Ar、K、Ca、PH

42

3?2????2?

3

?

4

等。

特殊情況：F、HO、CH、CHOH

2222

63

???

③核外電子總數及質子總數均相同的陽離子有：Na、NH、HO等；陰離子有：F、

?

4

3

???

OH、NH； HS、Cl等。

?

2

前18號元素原子結構的特殊性：

（1）原子核中無中子的原子：H

1

1

（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）最外層電子總數等于次外層電子數的元素：Be、Ar

（4）最外層電子數等于次外層電子數2倍的元素：C ；是次外層電子數3倍的元素：O ；

是次外層電子數4倍的元素：Ne

（5）最外層電子數是內層電子數一半的元素:Li、P

（6）電子層數與最外層電子數相等的元素：H、Be、Al

（7）電子總數為最外層電子數2倍的元素：Be

（8）次外層電子數是最外層電子數2倍的元素：Li、Si

元素周期表的規律：

（1）最外層電子數大于或等于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族元素的原子序數差別有：①第2、3周期（短周

期）元素原子序數都相差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差

①位于過渡元素左側的主族元素，即ⅠA、ⅡA族，同主族、鄰周期元素原子序數之差

為下一周期元素所在周期所含元素總數；相差的數分別為2,8,8,18,18,32

②位于過渡元素左側的主族元素，即ⅢA～ⅦA族，同主族、鄰周期元素原子序數之差

為下一周期元素所在周期所含元素種數。例如，氯和溴的原子序數之差為35-17=18（溴所

在第四周期所含元素的種數）。相差的數分別為8,18,18,32，32.

③同主族非縣令的原子序數差為上述連續數的加和，如H和Cs的原子序數為

2+8+8+18+18=54

（4）元素周期表中除Ⅷ族元素之外，原子序數為奇數（偶數）的元素，所屬所在族的序數及

主要化合價也為奇數（偶數）。如：氯元素的原子序數為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與周期序數相等，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律：同周期自左向右，最高正價：+1～+7,最高正價=主族序數（O、

F除外），負價由-4～-1，非金屬負價=-（8-族序數）

（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）非金屬氣態氫化物的形成難以、穩定性：同周期自左向右形成由難到易，穩定性逐漸增

強；同主族自上而下形成由易到難，穩定性逐漸減弱。

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

規律總結：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）s

(N+1)p<(N+2)s

原子核外電子排布規律

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：電子盡可能占據能量最低的軌道

3、洪特規則：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是比較穩定的，亦即下列電子結構是比較穩

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

還有少數元素（如某些原子序數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、半充滿及全空的規律。而這些元

素的核外電子排布是由光譜實驗結構得出的，我們應該尊重光譜實驗事實。

對于核外電子排布規律，只要掌握一般規律，注意少數例外即可。

處于穩定狀態的原子，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則，一般而言，在這三條規則的指導下，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，也具有同樣的性質，即它在一般情況下總想處于

一種較為安全（或穩定）的一種狀態（基態），也就是能量最低時的狀態。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（激發態），但是它總有時時刻刻想回到基態的趨勢。

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

我們已經知道，一個電子的運動狀態要從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。根據這個規則，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．洪特規則

從光譜實驗結果總結出來的洪特規則有兩方面的含義：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，則必然有人產生抱怨情緒，我們稱之為不穩定狀態。

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（即原子序數、質子數、

核電荷數），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，還要參考洪特規則，如24號元素鉻的24個核外電子依次排列為

1s22s22p63s23p64s23d4

根據洪特規則，d亞層處于半充滿時較為穩定，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律》

（一） 泡利不相容原理：

1．在同一個原子里，沒有運動狀態四個方面完全相同的電子存在，這個結論叫泡利

不相容原理。

2．根據這個原理，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生了交錯現象。

例如：E >E , E >E，n≥3時有能級交錯現象。

3d4S4d5S

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字表示該亞層軌道中電子的數目

3． 洪特規則的特例：

同一電子亞層中當電子排布全充滿、半充滿、全空比較穩定。

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