电子层排布规律:元素周期表中电子层排布规律

1.元素周期表中电子层排布规律

化学电子亚层排布规律是由低到高先排出每层的电子亚层,形成一个渐高的箭头平行线,由低到高就是排布规律,当然还须注意半充满的情况。电子排布的规律：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果得出的，应该尊重光谱实验事实。对于核外电子排布规律，电子层排布分布规律：E2p<E5p<规则E：np>（n－2）f>ns根据这个排电子所在的原子轨道离核越近，电子受原子核吸收力越大，电子的能量越低。离核越远的轨道，电子的能量越高。

2.在多电子的 原子中，核外电子的排布规律遵循哪些原则

1、最低能量原理。要尽可能使电子的能量最低。电子可看作是一种物质,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。电子也是可以吸收能量到能量较高的状态（激发态），但是它总有要回到基态的趋势。2、泡利不相容原理。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。从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，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，而有的电梯里没有人，则必然有人产生抱怨情绪。

3.电子数的排布规律是什么？

第一层最多2个电子第二层最多8个电子当电子层达或超过到三层时。

4.电子亚层排布规律是什么呀？

化学电子亚层排布规律是由低到高先排出每层的电子亚层,然后由右下向左上画箭头,形成一个渐高的箭头平行线,由低到高就是排布规律,当然还须注意半充满的情况。电子排布的规律：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果得出的，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。电子层排布分布规律：E1s<E2s<E2p<E3s<E3p<E4s<E3d<E4p<E5s<E4d<E5p<E6s<E4f<E5d；规则E：np>（n－1）d>（n－2）f>ns根据这个排电子所在的原子轨道离核越近，电子受原子核吸收力越大，电子的能量越低。反之，离核越远的轨道，电子的能量越高，这说明电子在不同的原子轨道上运动时其能量可能有所不同。原子中电子所处的不同能量状态称原子轨道的能级。根据原子轨道能级的相对高低，可划分为若干个电子层，K、L、M、N、O、P、Q…. 同一电子层又可以划分为若干个电子亚层，如s、p、d、f等。每个电子亚层包含若干个原子轨道。原子轨道的能级可以通过光谱实验确定，也可以应用薛定谔方程求得 电子层。

5.原子核外电子的排布规律是什么？

每个电子层可能有的轨道数最多为n2。而每个轨道又至多能容纳2个电子。

6.电子层的排布规律就是那个1s，2s，2p，3s的，后面具体的规律是什么？

1 泡利不相容原理（Pauli’s exclusion principle）指在原子中不能容纳运动状态完全相同的电子。一个原子中不可能有电子层、电子亚层、电子云伸展方向和自旋方向完全相同的两个电子。如氦原子的两个电子，电子云形状是球形对称、只有一种完全相同伸展的方向，每一轨道中只能客纳自旋相反的两个电子，每个电子层中可能容纳轨道数是n2个、每层最多容纳电子数是2n^2个。原子中的电子也是如此。在不违反泡利原理、和洪特规则的条件下。电子优先占据能量较低的原子轨道，使整个原子体系能量处于最低，这样的状态是原子的基态，自旋平行的电子数目最多时，原子的能量最低，所以在能量相等的轨道上。电子尽可能自旋平行地多占不同的轨道。

7.原子核外电子排布规律

（1）主量子数n n相同的电子为一个电子层，电子近乎在同样的空间范围内运动，故称主量子数。当n=1,7 电子层符号分别为K,L,M,N,P,当主量子数增大，电子出现离核的平均距离也相应增大，电子的能量增加。例如氢原子中电子的能量完全由主量子数n决定：E=-13.6(eV)/n^2 （2）角量子数l 角量子数l确定原子轨道的形状并在多电子原子中和主量子数一起决定电子的能级。电子绕核运动，不仅具有一定的能量，而且也有一定的角动量M，它的大小同原子轨道的形状有密切关系。例如M=0时，即l=0时说明原子中电子运动情况同角度无关，即原子轨道的轨道是球形对称的；其原子轨道呈哑铃形分布；如l=2时，则呈花瓣形分布。对于给定的n值，量子力学证明l只能取小于n的正整数：l=0,3……(n-1) （3）磁量子数m 磁量子数m决定原子轨道在空间的取向。某种形状的原子轨道，可以在空间取不同方向的伸展方向，从而得到几个空间取向不同的原子轨道。这是根据线状光谱在磁场中还能发生分裂，显示出微小的能量差别的现象得出的结果。磁量子数可以取值：m=0,-2……+/-l （4）自旋量子数ms 直接从Schrödinger方程得不到第四个量子数——自旋量子数ms，它是根据后来的理论和实验要求引入的。精密观察强磁场存在下的原子光谱，发现大多数谱线其实由靠得很近的两条谱线组成。这是因为电子在核外运动，还可以取数值相同，方向相反的两种运动状态，通常用↑和↓表示。//219.226.9.43/Resource/GZ/GZHX/DGJC/G1/D5/tbjx0181ZW_05_0016.htm http: