| 词条 | 电子排布式 |
| 释义 | 表示原子核外电子排布的图式之一。有七个电子层，分别用1、2、3、4、5、6、7等数字表示K、L、M、N、O、P、Q等电子层，用s、p、d、f等符号分别表示各电子亚层，并在这些符号右上角用数字表示各亚层上电子的数目。如氧原子的电子排布式为1s２ 2s２ 2p４。迄今为止，只发现了7个电子层！ 定义用能级的符号及能级中容纳电子数值表达核外电子运动的状态 读音 diàn zǐ pái bù shì 原子核外电子排布的原理处于稳定状态的原子，核外电子将尽可能地按能量最低原理排布，另外，由于电子不可能都挤在一起，它们还要遵守泡利不相容原理和洪特规则，一般而言，在这三条规则的指导下，可以推导出元素原子的核外电子排布情况，在中学阶段要求的前36号元素里，没有例外的情况发生。 Electronic arrangement type。 核外电子排布原理一——能量最低原理电子在原子核外排布时，要尽可能使电子的能量最低。怎样才能使电子的能量最低呢？比方说，我们站在地面上，不会觉得有什么危险；如果我们站在20层楼的顶上，再往下看时我们心理感到害怕。这是因为物体在越高处具有的势能越高，物体总有从高处往低处的一种趋势，就像自由落体一样，我们从来没有见过物体会自动从地面上升到空中，物体要从地面到空中，必须要有外加力的作用。电子本身就是一种物质，也具有同样的性质，即它在一般情况下总想处于一种较为安全（或稳定）的一种状态（基态），也就是能量最低时的状态。当有外加作用时，电子也是可以吸收能量到能量较高的状态（激发态），但是它总有时时刻刻想回到基态的趋势。一般来说，离核较近的电子具有较低的能量，随着电子层数的增加，电子的能量越来越大；同一层中，各亚层的能量是按s、p、d、f的次序增高的。这两种作用的总结果可以得出电子在原子核外排布时遵守下列次序：1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p、5s…… 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E4s<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。 核外电子排布原理二——泡利不相容原理我们已经知道，一个电子的运动状态要从4个方面来进行描述，即它所处的电子层、电子亚层、电子云的伸展方向以及电子的自旋方向。在同一个原子中没有也不可能有运动状态完全相同的两个电子存在，这就是泡利不相容原理所告诉大家的。根据这个规则，如果两个电子处于同一轨道，那么，这两个电子的自旋方向必定相反。也就是说，每一个轨道中最多只能容纳两个自旋方向相反的电子。这一点好像我们坐电梯，每个人相当于一个电子，每一个电梯相当于一个轨道，假设电梯足够小，每一个电梯最多只能同时供两个人乘坐，而且乘坐时必须一个人头朝上，另一个人倒立着（为了充分利用空间）。根据泡利不相容原理，我们得知：s亚层只有1个轨道，最多可以容纳两个自旋相反的电子；p亚层有3个轨道，最多可以容纳6个电子；d亚层有5个轨道，最多可以容纳10个电子；f亚层有7个轨道，最多可以容纳14个电子。我们还得知：第一电子层（K层）中只有1s亚层，最多容纳两个电子；第二电子层（L层）中包括2s和2p两个亚层，总共可以容纳8个电子；第3电子层（M层）中包括3s、3p、3d三个亚层，总共可以容纳18个电子……第n层总共可以容纳2n2(2乘以n的平方）个电子。 核外电子排布原理三——洪特规则从光谱实验结果总结出来的洪特规则有两方面的含义：一是对于基态原子，电子在能量相同的轨道排布时，将尽可能分占不同的轨道并且自旋方向相同；洪特规则的第二个含义是对于同一个电子亚层，当电子排布处于 全满（s2、p6、d10、f14） 半满（s1、p3、d5、f7） 全空（s0、p0、d0、f0）时比较稳定。这类似于我们坐电梯的情况中，要么电梯是空的，要么电梯里都有一个人，要么电梯里都挤满了两个人，大家都觉得比较均等，谁也不抱怨谁；如果有的电梯里挤满了两个人，而有的电梯里只有一个人，或有的电梯里有一个人，而有的电梯里没有人，则必然有人产生抱怨情绪，我们称之为不稳定状态。 核外电子排布的方法对于某元素原子的核外电子排布情况，先确定该原子的核外电子数（即原子序数、质子数、核电荷数），如24号元素铬，其原子核外总共有24个电子，然后将这24个电子从能量最低的1s亚层依次往能量较高的亚层上排布，只有前面的亚层填满后，才去填充后面的亚层，每一个亚层上最多能够排布的电子数为：s亚层2个，p亚层6个，d亚层10个，f亚层14个。最外层电子到底怎样排布，还要参考洪特规则，如24号元素铬的24个核外电子依次排列为 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d4 (空格为方便阅读) 根据洪特规则，d亚层处于半充满时较为稳定，故其排布式应为： 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d5 (空格为方便阅读) 最后，按照人们的习惯“每一个电子层不分隔开来”，改写成 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s1 (空格为方便阅读) 电子构型与电子排布式的区别（常错点）电子构型是指：电子依照能量高低的能级进行排列，其一般顺序为： ls 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p(空格为方便阅读) 电子排布式则是指：电子依照能层的顺序进行排列，其一般顺序为： 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f... (空格为方便阅读) 应注意区分。 核外电子排布在中学化学中的应用1．原子的核外电子排布与轨道表示式、原子结构示意图的关系：原子的核外电子排布式与轨道表示式描述的内容是完全相同的，相对而言，轨道表示式要更加详细一些，它既能明确表示出原子的核外电子排布在哪些电子层、电子亚层上， 还能表示出这些电子是处于自旋相同还是自旋相反的状态，而核外电子排布式不具备后一项功能。原子结构示意图中可以看出电子在原子核外分层排布的情况，但它并没有指明电子分布在哪些亚层上，也没有指明每个电子的自旋情况，其优点在于可以直接看出原子的核电荷数（或核外电子总数）。 2．原子的核外电子排布与元素周期律的关系 在原子里，原子核位于整个原子的中心，电子在核外绕核作高速运动，因为电子在离核不同的区域中运动，我们可以看作电子是在核外分层排布的。按核外电子排布的3条原则将所有原子的核外电子排布在该原子核的周围，发现核外电子排布遵守下列规律：原子核外的电子尽可能分布在能量较低的电子层上（离核较近）；若电子层数是n，这层的电子数目最多是2n^2个；无论是第几层，如果作为最外电子层时，那么这层的电子数不能超过8个，如果作为倒数第二层（次外层），那么这层的电子数便不能超过18个。这一结果决定了元素原子核外电子排布的周期性变化规律，按最外层电子排布相同进行归类，将周期表中同一列的元素划分为一族；按核外电子排布的周期性变化来进行划分周期 如第一周期中含有的元素种类数为2，是由1s1~2决定的 第二周期中含有的元素种类数为8，是由2s1~2 2p0~6决定的 第三周期中含有的元素种类数为8，是由 3s1~2 3p0~6决定的 第四周期中元素的种类数为18，是由4s1~2 3d0-10 4p0~6决定的。 由此可见，元素原子核外电子排布的规律是元素周期表划分的主要依据，是元素性质周期性变化的根本所在。对于同族元素而言，从上至下，随着电子层数增加，原子半径越来越大，原子核对最外层电子的吸引力越来越小，最外层电子越来越容易失去，即金属性越来越强；对于同周期元素而言，随着核电荷数的增加，原子核对外层电子的吸引力越来越强，使原子半径逐渐减小，金属性越来越差，非金属性越来越强。 简化的电子排布式电子排布式中的内层电子排布可用相应的稀有气体的元素符号加方括号来表示，以简化电子排布式。以稀有气体的元素符号加方括号的部分称为“原子实”。如碳、钠、钙原子的电子排布式分别是1s2 2s2 2p2、1s2 2s2 2p6 3s1、1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 ,其简化的电子排布式可以分别表示为[He]2s2 2p2、[Ne]3s1、[Ar]4s2。 原子实——[He]:1s2、[Ne]:1s2 2s2 2p6、[Ar]:1s2 2s2 2p6 3s2 3p6、[Kr]:1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6、 [Xe]:1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d10 5s2 5p6、[Rn]:1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d10 4f14 5s2 5p6 5d10 6s2 6p6、[Uuo]:1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d10 4f14 5s2 5p6 5d10 5f14 6s2 6p6 6d10 7s2 7p6 1至36号原子的电子排布式注:原子轨道类型字母后的数字为电子个数 标" * "的元素的电子排列较特殊 [1]H氢 1s1 [2]He氦 1s2 [3]Li锂 1s2 2s1 [4]Be铍 1s2 2s2 [5]B硼 1s2 2s2 2p1 [6]C碳 1s2 2s2 2p2 [7]N氮 1s2 2s2 2p3 [8]O氧 1s2 2s2 2p4 [9]F氟 1s2 2s2 2p5 [10]Ne氖 1s2 2s2 2p6 [11]Na钠 1s2 2s2 2p6 3s1 [12]Mg镁 1s2 2s2 2p6 3s2 [13]Al铝 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1 [14]Si硅 1s2 2s2 2p6 3s2 3p2 [15]P磷 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3 [16]S硫 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 [17]Cl氯 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 [18]Ar氩 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 [19]K钾 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 [20]Ca钙 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 [21]Sc钪 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d1 4s2 [22]Ti钛 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d2 4s2 [23]V 钒 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d3 4s2 *[24]Cr铬 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s1 [25]Mn锰 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s2 [26]Fe铁 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 4s2 [27]Co钴 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d7 4s2 [28]Ni镍 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d8 4s2 *[29]Cu铜 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s1 [30]Zn锌 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 [31]Ga镓 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p1 [32]Ge锗 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p2 [33]As砷 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p3 [34]Se硒 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p4 [35]Br溴 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p5 [36]Kr氪 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 |
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