核外電子排布規(guī)律總結歸納

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原子核外電子排布規(guī)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(yōu)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(shù)第三層最多只能容納32個電子

注意：多條規(guī)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）

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2?3?????2?

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

42

33

24

Al等。

3?

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

42

3?2????2?

3

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4

特殊情況：F、HO、CH、CHOH

2222

63

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

42

3

HS、Cl等。

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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(shù)等于次外層電子數(shù)的元素：Be、Ar

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

電子數(shù)4倍的元素：Ne

（5）最外層電子數(shù)是內層電子數(shù)一半的元素:Li、P

（6）電子層數(shù)與最外層電子數(shù)相等的元素：H、Be、Al

（7）電子總數(shù)為最外層電子數(shù)2倍的元素：Be

（8）次外層電子數(shù)是最外層電子數(shù)2倍的元素：Li、Si

元素周期表的規(guī)律：

（1）最外層電子數(shù)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(shù)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(shù)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(shù)差別有：①第2、3周期（短周期）

元素原子序數(shù)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(shù)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(shù)之差為下一周期

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元素所在周期所含元素總數(shù)；相差的數(shù)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(shù)之差為下一周期

元素所在周期所含元素種數(shù)。例如，氯和溴的原子序數(shù)之差為35-17=18（溴所在第四周期所含元

素的種數(shù)）。相差的數(shù)分別為8,18,18,32，32.

③同主族非縣令的原子序數(shù)差為上述連續(xù)數(shù)的加和，如H和Cs的原子序數(shù)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(shù)為奇數(shù)（偶數(shù)）的元素，所屬所在族的序數(shù)及主要

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

外），負價由-4～-1，非金屬負價=-（8-族序數(shù)）

（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(tài)氫化物的形成難以、穩(wěn)定性：同周期自左向右形成由難到易，穩(wěn)定性逐漸增強；

同主族自上而下形成由易到難，穩(wěn)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(guī)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(guī)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(jù)能量最低的軌道

3、洪特規(guī)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(jù)后，才能容納第二個

電子

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另外：等價軌道在全充滿、半充滿或全空的狀態(tài)是比較穩(wěn)定的，亦即下列電子結構是比較穩(wěn)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(shù)元素（如某些原子序數(shù)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(guī)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(guī)律，只要掌握一般規(guī)律，注意少數(shù)例外即可。

處于穩(wěn)定狀態(tài)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(guī)則，一般而言，在這三條規(guī)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(fā)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(wěn)定）

的一種狀態(tài)（基態(tài)），也就是能量最低時的狀態(tài)。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(tài)（激發(fā)態(tài)），但是它總有時時刻刻想回到基態(tài)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(shù)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(jīng)知道，一個電子的運動狀態(tài)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(tài)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(jù)這個規(guī)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(jù)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(guī)則

從光譜實驗結果總結出來的洪特規(guī)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(guī)則的第二個含義是對于同一個電子亞層，當電子排布處于

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全滿（s2、p6、d10、f14）

半滿（s1、p3、d5、f7）

全空（s0、p0、d0、f0）時比較穩(wěn)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(wěn)定狀態(tài)。

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(shù)（即原子序數(shù)、質子數(shù)、核電荷

數(shù)），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(shù)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(guī)則，如24號元素鉻的24個核外電子依次排列為

1s22s22p63s23p64s23d4

根據(jù)洪特規(guī)則，d亞層處于半充滿時較為穩(wěn)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(guī)律》

（一）泡利不相容原理：

1．在同一個原子里，沒有運動狀態(tài)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(jù)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(shù)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(shù)為2個。

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（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(guī)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

（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(xiàn)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(xiàn)象。

例如：E>E,E>E，n≥3時有能級交錯現(xiàn)象。

3d4S4d5S

3．電子填入原子軌道順序：1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p6s4f5d6p7s5f6d7p，能級由低漸高。

（三）洪特規(guī)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(shù)字表示該亞層軌道中電子的數(shù)目

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3．洪特規(guī)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(wěn)定。

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