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(duì)應(yīng)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(gè)電子層最多只能容納2n個(gè)電子。

2

③ 最外層最多只能容納 8個(gè)電子（K層為最外層時(shí)不能超過(guò)2

個(gè)） 次外層最多只能容納18個(gè)電子（K層為次外層時(shí)不能

超過(guò)2個(gè) 倒數(shù)第三層最多只能容納32個(gè)電子 注意：多條

規(guī)律必須同時(shí)兼顧。

簡(jiǎn)單例子的結(jié)構(gòu)特點(diǎn):

(1)離子的電子排布:主族元素陽(yáng)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(fù)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(duì)位置）

①10電子粒子:CH4、N3、NH2、NH3、NH4、O

2、OH、H2O、H3O、F、HF、Ne、Na、Mg2、Al3等。

②18電子粒子：SiH4、P3、PH3、S2、HS、H2S、Cl、

HCl、Ar、K、Ca2、PH4等。 特殊情況：F2、H2O2、

C2H6、CH3OH

③核外電子總數(shù)及質(zhì)子總數(shù)均相同的陽(yáng)離子有：Na、NH4、

H3O等；陰離子有：F、OH、NH2； HS、

Cl等。

前18號(hào)元素原子結(jié)構(gòu)的特殊性： （1）原子核中無(wú)中子的原子：

11H

（2）最外層有1個(gè)電子的元素：H、 Li、Na；最外層有2個(gè)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(nèi)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(guò)渡元素左側(cè)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(guò)渡元素左側(cè)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(jià)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(jià)有-1、+1、+3、 +5、+7 ，最外層

有7個(gè)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(jià)有-2、+4、+6價(jià)，最外層有6個(gè)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(jià)的變化規(guī)律：同周期自左向右，最高正價(jià)：+1～+7,

最高正價(jià)=主族序數(shù)（O、F除外），負(fù)價(jià)由-4～-1，非金屬負(fù)價(jià)=-（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(qiáng)。

（4）元素的非金屬性：同周期制作仙游逐漸增強(qiáng)；同主族自上而下

逐漸減弱。

（5）最高價(jià)化合物對(duì)應(yīng)水化物的酸、堿性：同周期自左向右酸性逐

漸增強(qiáng)，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(qiáng)。

（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(qiáng)；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(shí)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(jié)：s有1個(gè)軌道，最多容納2個(gè)電子

p有3個(gè)軌道，最多容納6個(gè)電子

d有5個(gè)軌道，最多容納10個(gè)電子

f 有7個(gè)軌道，最多容納14個(gè)電子

每一個(gè)軌道可以容納兩個(gè)自選方向相反的電子 s（N+1）

sd (N+1)p<(N+2)sf<(N+1)d

原子核外電子排布規(guī)律

1、泡利不相容原理：每個(gè)軌道最多只能容納兩個(gè)電子，且自旋

相反配對(duì)

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(jiǎn)并軌道（能級(jí)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(gè)電子

另外：等價(jià)軌道在全充滿(mǎn)、半充滿(mǎn)或全空的狀態(tài)是比較穩(wěn)定的，

亦即下列電子結(jié)構(gòu)是比較穩(wěn)定的：

全充滿(mǎn)---p6或d10 或f14 半充滿(mǎn)----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(guò)渡元素和鑭系、錒系中

的某些元素）的電子排布更為復(fù)雜，既不符合鮑林能級(jí)圖的排布順序，

也不符合全充滿(mǎn)、半充滿(mǎn)及全空的規(guī)律。而這些元素的核外電子排布

是由光譜實(shí)驗(yàn)結(jié)構(gòu)得出的，我們應(yīng)該尊重光譜實(shí)驗(yàn)事實(shí)。 對(duì)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(dǎo)下，可以推導(dǎo)出元素

原子的核外電子排布情況，在中學(xué)階段要求的前36號(hào)元素里，沒(méi)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(shí)，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(shuō)，我們站在地面上，不會(huì)覺(jué)得有什么危

險(xiǎn)；如果我們站在20層樓的頂上，再往下看時(shí)我們心理感到害怕。

這是因?yàn)槲矬w在越高處具有的勢(shì)能越高，物體總有從高處往低處的一

種趨勢(shì)，就像自由落體一樣，我們從來(lái)沒(méi)有見(jiàn)過(guò)物體會(huì)自動(dòng)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(zhì)，也具有同樣的性質(zhì)，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(shí)的狀態(tài)。

當(dāng)有外加作用時(shí)，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(shí)時(shí)刻刻想回到基態(tài)的趨勢(shì)。一般來(lái)說(shuō)，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(lái)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(jié)果可以得出電子在原子核外排布時(shí)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(gè)電子的運(yùn)動(dòng)狀態(tài)要從4個(gè)方面來(lái)進(jìn)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(gè)原子中沒(méi)有也不可能有運(yùn)動(dòng)狀態(tài)完全相同的兩個(gè)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(gè)規(guī)則，如果兩個(gè)

電子處于同一軌道，那么，這兩個(gè)電子的自旋方向必定相反。也就是

說(shuō)，每一個(gè)軌道中只能容納兩個(gè)自旋方向相反的電子。這一點(diǎn)好像我

們坐電梯，每個(gè)人相當(dāng)于一個(gè)電子，每一個(gè)電梯相當(dāng)于一個(gè)軌道，假

設(shè)電梯足夠小，每一個(gè)電梯最多只能同時(shí)供兩個(gè)人乘坐，而且乘坐時(shí)

必須一個(gè)人頭朝上，另一個(gè)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(gè)軌道，可以容納兩個(gè)自旋

相反的電子；p亞層有3個(gè)軌道，總共可以容納6個(gè)電子；f亞層有

5個(gè)軌道，總共可以容納10個(gè)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(gè)電子；第二電子層（L層）中包括2s

和2p兩個(gè)亞層，總共可以容納8個(gè)電子；第3電子層（M層）中包

括3s、3p、3d三個(gè)亞層，總共可以容納18個(gè)電子??第n層總共可以

容納2n2個(gè)電子

3．洪特規(guī)則

從光譜實(shí)驗(yàn)結(jié)果總結(jié)出來(lái)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(shí)，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(gè)含義是對(duì)于同一個(gè)電子亞層，當(dāng)電子排布處于

全滿(mǎn)（s2、p6、d10、f14） 半滿(mǎn)（s1、p3、d5、f7）

全空（s0、p0、d0、f0）時(shí)比較穩(wěn)定。這類(lèi)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(gè)人，要么電梯里都擠滿(mǎn)

了兩個(gè)人，大家都覺(jué)得比較均等，誰(shuí)也不抱怨誰(shuí)；如果有的電梯里擠

滿(mǎn)了兩個(gè)人，而有的電梯里只有一個(gè)人，或有的電梯里有一個(gè)人，而

有的電梯里沒(méi)有人，則必然有人產(chǎn)生抱怨情緒，我們稱(chēng)之為不穩(wěn)定狀

態(tài)。

二、核外電子排布的方法

對(duì)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(zhì)子數(shù)、核電荷數(shù)），如24號(hào)元素鉻，其原子核外

總共有24個(gè)電子，然后將這24個(gè)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(mǎn)后，才去填充后面的亞

層，每一個(gè)亞層上最多能夠排布的電子數(shù)為：s亞層2個(gè)，p亞層6

個(gè)，d亞層10個(gè)，f亞層14個(gè)。最外層電子到底怎樣排布，還要參

考洪特規(guī)則，如24號(hào)元素鉻的24個(gè)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(mǎn)時(shí)較為穩(wěn)定，故其排布式應(yīng)

為： 1s22s22p63s23p64s13d5

最后，按照人們的習(xí)慣“每一個(gè)電子層不分隔開(kāi)來(lái)”，改寫(xiě)

成 1s22s22p63s23p63d54s1 即可《原子核外電子排

布應(yīng)遵循的三大規(guī)律》

一） 泡利不相容原理：

1．在同一個(gè)原子里，沒(méi)有運(yùn)動(dòng)狀態(tài)四個(gè)方面完全相同的電子存在，

這個(gè)結(jié)論叫泡利不相容原理。

2．根據(jù)這個(gè)原理，如果有兩個(gè)電子處于一個(gè)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(gè)電子的自旋方

向就一定相反。

3．各個(gè)電子層可能有的最多軌道數(shù)為 ，每個(gè)軌道只能容納自旋相

反的兩個(gè)電子，各電子層可容納的電子總數(shù)為 2 個(gè)。

（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(dāng)這些原子軌道占滿(mǎn)后，電子才依次進(jìn)入能量較高

的原子軌道，這個(gè)規(guī)律叫能量最低原理 。

2．能級(jí)：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(tái)階一樣叫做能級(jí)。

（1） 同一電子層中各亞層的能級(jí)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(gè)原子中，不同電子層的能級(jí)不同。離核越近，n越

小的電子層能級(jí)越低。 同中亞層：1s< 2s< 3s；

1p< 2p< 3p；

（3） 能級(jí)交錯(cuò)現(xiàn)象：多電子原子的各個(gè)電子，除去原子核對(duì)它們

有吸引力外，同時(shí)各個(gè)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(jí)產(chǎn)生了交錯(cuò)現(xiàn)象。

例如：E3d >E4S , E4d >E5S，n≥3時(shí)有能級(jí)交錯(cuò)現(xiàn)象。

3．電子填入原子軌道順序：

1s 2s2p 3s3p 4s3d4p 5s4d5p 6s4f5d6p 7s5f6d7p，能級(jí)由低

漸高。

（三）洪特規(guī)則：

1．在同一亞層中的各個(gè)軌道上，電子的排布盡可能單獨(dú)分占不同的

軌道，而且自旋方向相同，這樣排布整個(gè)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(gè)方框表示一

個(gè)軌道 電子排布式：亞層符號(hào)右上角的數(shù)字表示該亞層軌道

中電子的數(shù)目

3． 洪特規(guī)則的特例： 同一電子亞層中當(dāng)電子排布全充滿(mǎn)、

半充滿(mǎn)、全空比較穩(wěn)定。