核外电子的排布规律

核外电子排布的规律

根据光谱实验数据，多电子原子中的核外电子的排布规律可归纳为以下三条：能量最低

原理、泡利不相容原理和洪特规则。

能量最低原理

“系统的能量愈低，愈稳定”，是自然界的普遍规律。核外电子的排布也遵循这一规律。

基态多电子原子核外电子排布时总是先占据能量最低的轨道，当低能量轨道占满后，才排入

高能量的轨道，以使整个原子能量最低。这就是能量最低原理。在个别情况下，虽然按原子

轨道能级由低到高的顺序填充了，但并没有达到使整个原子能量最低。例如第24号铬，其

价层电子按鲍林填电子顺序从低到高排布应是3d44s2，但按3d54s1排布才使整个原子能量

最低。

Pauli不相容原理

1925年，奥地利物理学家Pauli W提出，在同一原子中不可能有四个量子数完全相

同的2个电子同时存在，这就是泡利不相容原理(Pauli exclusion principle)。换言之，在一

个原子中不容许有两个电子处于完全相同的运动状态。前已提到n ，l ，m三个量子数可

以决定一个原子轨道，而自旋角动量量子数，只可能有两个数值，所以在一个原子轨道上最

多只能容纳两个自旋方向相反的电子。

Hund规则

德国科学家Hund F根据光谱实验指出：“电子在能量相同的轨道（即简并轨道）上排布

时，总是尽可能以自旋相同的方向，分占不同的轨道，因为这样的排布方式总能量最低”，

这就是洪特规则（Hund’s rule）。而若使两个电子在一个轨道上成对，就要克服它们之间的

斥力，要吸收额外的电子成对能(electron pairing energy)，原子的总能量就会升高。

例如，基态碳原子的电子排布为1s2s22p2,若以方框表示一个原子轨道，则碳原子的核外电

子排布的轨道式应表示为

而不应表示为

或 。

光谱实验结果和量子力学还指出，简并轨道全充满（如p6、d10、f14），半充满（如p3、

d5 、f7）或全空（如p0 、d0 、f0）的这些状态都是能量较低的稳定状态。这就解释了24

号元素铬价层电子排布为3d54s1（半充满）而不是3d44s2、也说明了29号元素铜的价层电

子排布为3d104s1（全充满）而不是3d94s2 。

实例分析：按核外电子排布的规律，写出22号元素钛的基态电子排布式。

解 根据能量最低原理，我们将22个电子从能量最低的 1s轨道上排起，每个轨道只能排2

个电子，第3、4个电子填入2s轨道，2p能级有三个轨道，可以填6个电子，再以后填入

3s、3p, 3p 填满后是18个电子。因为4s能量比3d低，所以第19、20个电子应先填入4s

轨道。此时已填入20个电子，剩下的2个电子填入3d 。所以22号元素钛的基态电子排布

式为：1s22s22p 63s23p 63d 24s2 。

注意： 按填充顺序排布电子时，最后4个电子要先填入4s，后填入3d, 但书写电子排布

式时， 一律按电子层的顺序写，3d写在4s之前。

在书写电子排布式时，为简化计，通常把内层已达到稀有气体电子层结构的部分，用稀

有气体的元素符号加方括号表示，并称为原子芯(atomic kernel)。例如26号元素铁的基态原

子电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2 可以写成[Ar]3d64s2。又如47号银基态原子的电子

排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s1,可以写成[kr]4d105s1。该写法的另一优点就是

指出了在化学反应中原子芯部分的电子排布不发生变化，而突出了价层电子排布，使其一目

了然，如铁原子的价层电子3d 64s2,银原子的价层电子4d 105s1。

书写离子的电子排布式是在基态原子的电子排布式基础上加上（负离子）或失去（正离

子）电子。但要注意，在填电子时4s能量比3d低，但填满电子后4s的能量则高于3d，所

以形成离子时，先失去4s上的电子。例如：

Fe2+: [Ar] 3d 64s0 (失去4s上的2个电子)。

Fe3+: [Ar] 3d 54s0 (先失去4s上2个电子，再失去3d上1个电子)。