核外电子排布的规律

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。在个别情况下，虽然按原子轨道

能量最低原理

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3d4s，但按3d4s排布才使整个原子能量最低。

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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 ， ，三个量

nlm

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。而若使两个电子在一个轨道上成对，就要克服它们之间

洪特规则（Hund’s rule）

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1s

s2p,若以方框表示一个原子轨道，则碳原子的核外电子排布

222

的轨道式应表示为

而不应表示为

或

。

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光谱实验结果和量子力学还指出，简并轨道全充满（如p、d、f），半充满（如p、

d 、f）或全空（如p 、d 、f）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3d4s（半充满）而不是3d4s、也说明了29号元素铜的价层电子排布为

3d4s（全充满）而不是3d4s 。

10192

5142

57000

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：1s2s2p3s3p

6 22

22 62

3d4s 。

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1s2s2p3s3p3d4s 可以写成[Ar]3d4s。又如47号银基态原子的电子排布式

为1s2s2p3s3p3d4s4p4d5s,可以写成[kr]4d5s。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3d4s,银原子的价层电子4d5s。

62 101

226261026101101

226266262

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：

Fe: [Ar] 3d4s (失去4s上的2个电子)。

Fe: [Ar] 3d4s (先失去4s上2个电子，再失去

3d上1个电子)。

3+ 50

2+ 60