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原子核外电子排布规律
①能量最低原理:电子层划分为K
能量较低者低优先排布原则.
②每个电子层最多只能容纳2n2个电子。
③最外层最多只能容纳8个电子〔K层为最外层时不能超过2个〕
次外层最多只能容纳18个电子〔K层为次外层时不能超过2个
倒数第三层最多只能容纳32个电子
注意:多条规律必须同时兼顾。
简单例子的构造特点:
(1)离子的电子排布:主族元素阳离子跟上一周期稀有气体的电子层排布一样,如钠离子、镁离子、
铝离子和氖的核外电子排布是一样的。
阴离子更同一周期稀有气体的电子排布一样:负氧离子,氟离子和氖的核外电子排布是一
样的。
〔2〕等电子粒子〔注意主要元素在周期表中的相对位置〕
①10电子粒子:CH
4
、N3、NH
2
、NH
3
、NH
4
、O2、OH、H
2
O、H
3
O、F、HF、Ne、
Na、Mg2、Al3等。
②18电子粒子:SiH
4
、P3、PH
3
、S2、HS、H
2
S、Cl、HCl、Ar、K、Ca2、PH
4
等。
特殊情况:F
2
、H
2
O
2
、C
2
H
6
、CH
3
OH
③核外电子总数及质子总数均一样的阳离子有:Na、NH
4
、H
3
O等;阴离子有:F、OH、
NH
2
;HS、Cl等。
前18号元素原子构造的特殊性:
〔1〕原子核中无中子的原子:1
1
H
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〔2〕最外层有1个电子的元素:H、Li、Na;最外层有2个电子的元素:Be、Mg、He
〔3〕最外层电子总数等于次外层电子数的元素:Be、Ar
〔4〕最外层电子数等于次外层电子数2倍的元素:C;是次外层电子数3倍的元素:O;是
次外层电子数4倍的元素:Ne
〔5〕最外层电子数是层电子数一半的元素:Li、P
〔6〕电子层数与最外层电子数相等的元素:H、Be、Al
〔7〕电子总数为最外层电子数2倍的元素:Be
〔8〕次外层电子数是最外层电子数2倍的元素:Li、Si
元素周期表的规律:
〔1〕最外层电子数大于或等于3而又小于8的元素一定是主族元素,最外层电子数为1或2
的元素可能是主族、副族或0族元素,最外层电子数为8的元素是稀有气体〔He例外〕
〔2〕在元素周期表中,同周期的ⅡA、ⅢA族元素的原子序数差异有:①第2、3周期〔短周
期〕元素原子序数都相差1;②第4、5周期相差11;③第6、7周期相差25
〔3〕同主族、邻周期元素的原子序数差
①位于过渡元素左侧的主族元素,即ⅠA、ⅡA族,同主族、邻周期元素原子序数之差为下一
周期元素所在周期所含元素总数;相差的数分别为2,8,8,18,18,32
②位于过渡元素左侧的主族元素,即ⅢA~ⅦA族,同主族、邻周期元素原子序数之差为下一
周期元素所在周期所含元素种数。例如,氯和溴的原子序数之差为35-17=18〔溴所在第四周期
所含元素的种数〕。相差的数分别为8,18,18,32,32.
③同主族非县令的原子序数差为上述连续数的加和,如H和Cs的原子序数为2+8+8+18+18=54
〔4〕元素周期表中除Ⅷ族元素之外,原子序数为奇数〔偶数〕的元素,所属所在族的序数及
主要化合价也为奇数〔偶数〕。如:氯元素的原子序数为17,而其化合价有-1、+1、+3、+5、
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+7,最外层有7个电子,氯元素位于ⅦA族;硫元素的原子序数为16,而其化合价有-2、+4、
+6价,最外层有6个电子,硫元素位于ⅥA族。
〔5〕元素周期表中金属盒非金属元素之间有一分界限,分界限右上方的元素为非金属元素,
分界限左下方的元素为非金属元素〔H除外〕,分界限两边的元素一般既有金属性也有非金属
性。每周期的最右边金属的族序数与周期序数相等,如:Al为第三周期ⅢA族。
元素周期律:
〔1〕原子半径的变化规律:同周期主族元素自左向右,原子半径逐渐增大;同主族元素自上
而下,原子半径逐渐增大。
〔2〕元素化合价的变化规律:同周期自左向右,最高正价:+1~+7,最高正价=主族序数〔O、
F除外〕,负价由-4~-1,非金属负价=-〔8-族序数〕
〔3〕元素的金属性:同周期自左向右逐渐减弱;同主族自上而下逐渐增强。
〔4〕元素的非金属性:同周期制作仙游逐渐增强;同主族自上而下逐渐减弱。
〔5〕最高价化合物对应水化物的酸、碱性:同周期自左向右酸性逐渐增强,碱性逐渐减弱;
同主族自上而下酸性逐渐减弱,碱性逐渐增强。
〔6〕非金属气态氢化物的形成难以、稳定性:同周期自左向右形成由难到易,稳定性逐渐增
强;同主族自上而下形成由易到难,稳定性逐渐减弱。
原子核外电子按照轨道式排布时遵守以下次序:
1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p<6s<4f<5d<6p<7s<5f<6d<7p
规律总结:s有1个轨道,最多容纳2个电子
p有3个轨道,最多容纳6个电子
d有5个轨道,最多容纳10个电子
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f有7个轨道,最多容纳14个电子
每一个轨道可以容纳两个自选方向相反的电子
s
〔N+1〕s
(N+1)p<(N+2)s
原子核外电子排布规律
1、泡利不相容原理:每个轨道最多只能容纳两个电子,且自旋相反配对
2、能量最低原理:电子尽可能占据能量最低的轨道
3、洪特规则:简并轨道〔能级一样的轨道〕只有被电子逐一自旋平行地占据后,才能容纳
第二个电子
另外:等价轨道在全充满、半充满或全空的状态是比拟稳定的,亦即以下电子构造是比拟稳
定的:
全充满---p6或d10或f14
半充满----p3或d5或f7
全空-----p0或d0或f0
还有少数元素〔如*些原子序数较大的过渡元素和镧系、锕系中的*些元素〕的电子排布更为
复杂,既不符合鲍林能级图的排布顺序,也不符合全充满、半充满及全空的规律。而这些元素
的核外电子排布是由光谱实验构造得出的,我们应该尊重光谱实验事实。
对于核外电子排布规律,只要掌握一般规律,注意少数例外即可。
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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,它们还要遵守保里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。
1.最低能量原理
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
于一种较为平安〔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以下次序:1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p……
2.保里不相容原理
我们已经知道,一个电子的运动状态要从4个方面来进展描述,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一
样的两个电子存在,这就是保里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,则,这两个电子的自旋方向必定相反。也就是说,每一个轨道中只能容纳两个自旋
方向相反的电子。这一点好似我们坐电梯,每个人相当于一个电子,每一个电梯相当于一个轨
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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〕。根据保里不相容原理,我们得知:s亚层只有1个轨道,
可以容纳两个自旋相反的电子;p亚层有3个轨道,总共可以容纳6个电子;f亚层有5个轨道,
总共可以容纳10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个电子。
3.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:一是电子在原子核外排布时,将尽可
能分占不同的轨道,且自旋平行;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〕时比拟稳定。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,大家都觉得比拟均等,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。
二、核外电子排布的方法
对于*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
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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
1s22s22p63s23p64s23d4
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:
1s22s22p63s23p64s13d5
最后,按照人们的习惯“每一个电子层不分隔开来〞,改写成
1s22s22p63s23p63d54s1
即可。
"原子核外电子排布应遵循的三大规律"
〔一〕泡利不相容原理:
1.在同一个原子里,没有运动状态四个方面完全一样的电子存在,这个结论叫泡利不相
容原理。
2.根据这个原理,如果有两个电子处于一个轨道〔即电子层电子亚层电子云的伸展方
向都一样的轨道〕,则这两个电子的自旋方向就一定相反。
3.各个电子层可能有的最多轨道数为,每个轨道只能容纳自旋相反的两个电子,各
电子层可容纳的电子总数为2个。
〔二〕能量最低原理:
1.在核外电子的排布中,通常状况下,电子总是尽先占有能量最低的原子轨道,只有当
这些原子轨道占满后,电子才依次进入能量较高的原子轨道,这个规律叫能量最低原理。
2.能级:就是把原子中不同电子层和亚层按能量上下排布成顺序,象台阶一样叫做能级。
〔1〕同一电子层中各亚层的能级不一样,它们是按s,p,d,f的次序增高。
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不同亚层:ns
〔2〕在同一个原子中,不同电子层的能级不同。离核越近,n越小的电子层能级越低。
同中亚层:1s<2s<3s;1p<2p<3p;
〔3〕能级交织现象:多电子原子的各个电子,除去原子核对它们有吸引力外,同时各个
电子之间还存在着排斥力,因而使多电子原子的电子所处的能级产生了交织现象。
例如:E
3d
>E
4S
,E
4d
>E
5S
,n≥3时有能级交织现象。
3.电子填入原子轨道顺序:1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p6s4f5d6p7s5f6d7p,能级由低渐高。
〔三〕洪特规则:
1.在同一亚层中的各个轨道上,电子的排布尽可能单独分占不同的轨道,而且自旋方向
一样,这样排布整个原子能量最低。
2.轨道表示式和电子排布式:
轨道表示式:一个方框表示一个轨道
电子排布式:亚层符号右上角的数字表示该亚层轨道中电子的数目
3.洪特规则的特例:
同一电子亚层中当电子排布全充满、半充满、全空比拟稳定。
本文发布于:2022-12-08 23:30:30,感谢您对本站的认可!
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