核外电子排布规律总结

原子核外电子排布规律

①能量最低原理:电子层划分为K对应电子层能量增大;原子核外电子排布按

照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。

简单例子的结构特点:

(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相同,如钠离子、镁离

子、铝离子和氖的核外电子排布是相同的。

阴离子更同一周期稀有气体的电子排布相同：负氧离子，氟离子和氖的核外电子排布是相

同的。

（2）等电子粒子（注意主要元素在周期表中的相对位置）



23

①10电子粒子:CH、N、NH、OH、HO、HO、F、HF、、NH、NH、O

42

33

24

Ne、Na、Mg、Al等。

23

②18电子粒子：SiH、P、PH、S、HS、HS、Cl、HCl、Ar、K、Ca、PH

42

322

3



4

等。

特殊情况：F、HO、CH、CHOH

2222

63



③核外电子总数及质子总数均相同的阳离子有：Na、NH、HO等；阴离子有：F、



4

3



OH、NH； HS、Cl等。



2

前18号元素原子结构的特殊性：

（1）原子核中无中子的原子：H

1

1

（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）最外层电子数是内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别有：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、

+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线，分界线右上方的元素为非金属元素，

分界线左下方的元素为非金属元素（H除外），分界线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下列次序：

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

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（能级相同的轨道）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较稳定的，亦即下列电子结构是比较稳

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（如某些原子序数较大的过渡元素和镧系、锕系中的某些元素）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结构得出的，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。

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……

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，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。

二、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

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相同的电子存在，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

展方向都相同的轨道），那么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高低排布成顺序，象台阶一样叫做能

级。

（1） 同一电子层中各亚层的能级不相同，它们是按s，p，d，f的次序增高。

不同亚层：ns< np< nd< nf

（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） 能级交错现象：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错现象。

例如：E >E , E >E，n≥3时有能级交错现象。

3d4S4d5S

3．电子填入原子轨道顺序：1s 2s2p 3s3p 4s3d4p 5s4d5p 6s4f5d6p 7s5f6d7p，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

向相同，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、全空比较稳定。

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