【图文】第一章核外电子排布_百度文库
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第一章核外电子排布
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你可能喜欢在原子核外电子排布的电子层模型中离核由近到远的电子层是怎样去判断的_百度知道电子层_百度百科
[diàn zǐ céng]
电子层，或称电子壳，是物理学中，一组拥有相同主量子数n的原子轨道。电子在中处于不同的状态，粗略说是分层分布的，故电子层又叫。
电子层定义
电子层是原子物理学中，一组拥有相同n的。
电子在原子中处于不同的能级状态，粗略说是分层分布的，故电子层又叫能层。电子层可用n（n=1、2、3…）表示，n=1表明第一层电子层（K层），n=2表明第二电子层（L层），依次n=3、
4、5时表明第三（M层）、第四（N层）、第五（O层）。一般随着n值的增加，即按K、L、M、N、O…的顺序，电子的逐渐升高、电子离的平均距离也越来越大。电子层可容纳最多电子的数量为2n?。
电子层不能理解为电子在核外一薄层空间内运动，而是按电子出现几率最大的区域，离核远近来划分的。
和首次于X-射线吸收研究的实验中发现电子层。巴克拉把它们称为K、L和、M(以英文字母排列)等电子层（最初 K 和 L 电子层名为 B 和 A，改为 K 和 L 的原因是预留空位给未发现的电子层）。这些字母后来被n值1、2、3等取代。
电子层名字起源
电子层（atomic orbital）的名字起源于模式中，电子被认为一组一组地围绕着以特定的距离旋转，所以轨迹就形成了一个壳。
电子在外排布时，要尽可能使电子的最低。一般来说，离核较近的电子具有较低的，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外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.......
电子层排布原理
当处在时，外电子的排布遵循三个原则：
电子层泡利不相容原理
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。根据这个规则，如果两个电子处于同一轨道，那么，这两个电子的方向必定相反。也就是说，每一个轨道中只能容纳两个方向相反的电子。
根据泡利不相容原理，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；d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；
注意： 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(所以8个电子时为稳定状态)；
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2n?个电子。
电子层能量最低原理
在满足前提下，电子将按照使体系总能量最低的原则填充。量子化学计算结果表明，当有d电子填充时（例如第四周期Ni，3d轨道能E3d=-18.7eV，而E4s=-7.53eV），E3d&E4s；当没有d电子填充时（例如第四周期K，有E3d=-0.64eV，而E4s=-4.00eV）E3d&E4s，发生了“倒置”现象，其他第五、六、七周期也有类似情况。所以不能简单地说电子是按轨道能由低到高的次序填入，但总可以说是按n+0.7l 值由小到大的次序填充。其中n是主量子数，l是。
电子层洪特规则
从实验结果总结出来的洪特规则有两方面的含义：一是电子在外排布时，将尽可能分占不同的轨道，且平行；洪特规则的第二个含义是对于同一个电子亚层，当处于
全满（s2、p6、d10、f14）
半满（s1、p3、d5、f7）
全空（s0、p0、d0、f0）时比较稳定。
如果仔细观察元素周期表,可以发现每个元素下面都有电子亚层的电子排布数量,之所以会有&奇怪的现象&,是因为3d层能量比4s层高,称为&现象&
电子层电子亚层
通过对许多元素的的进一步分析，人们发现，在同一电子层中，电子的能量还稍有差异，的形状也不相同。因此电子层仍可进一步分成一个或n个电子亚层。这一点在研究元素的中得到了证实。
电子亚层分别用s、p、d、f等符号表示。不同亚层的电子云形状不同。s亚层的电子云是以为中心的球形，p亚层的电子云是纺锤形，d亚层为花瓣形，f亚层的电子云形状比较复杂。
同一电子层不同亚层的按s、p、d、f序能量逐渐升高。
K层只包含一个s亚层；L层包含s和p两个亚层；M层包含s、p、d三个亚层；N层包含s、p、d、f四个亚层。
电子层磁量子数m
磁量子数m决定原子轨道（或电子云）在空间的伸展方向。当l给定时，m的取值为从-l到+l之间的一切整数（包括0在内），即0，±1，±2，±3，…± l，共有2l+1个取值。即原子轨道（或电子云）在空间有2l+1个伸展方向。原子轨道（或电子云）在空间的每一个伸展方向称做一个轨道。例如，l=0 时，s电子云呈球形对称分布，没有方向性。m只能有一个值，即m=0，说明s亚层只有一个轨道为s轨道。当l=1时，m可有
-1，0，+1三个取值，说明 p电子云在空间有三种取向，即p亚层中有三个以x,y,z轴为对称轴的px，py，pz轨道。当l=2时，m可有五个取值，即d电子云在空间有五种取向， d亚层中有五个不同伸展方向的d轨道.
原子中的电子除绕核作高速运动外，还绕自己的轴作自旋运动。电子的自旋运动用ms表示。ms 的取值有两个，+1/2和-1/2。说明电子的自旋只有两个方向，即顺时针方向和逆时针方向。通常用“↑”和“↓”表示。
综上所述，原子中每个电子的可以用n，l，m，ms四个量子数来描述。主量子数n决定电子出现几率最大的区域离核的远近（或电子层），并且是决定电子的主要因素；角l决定原子轨道（或电子云）的形状，同时也影响电子的能量；磁m决定原子轨道（或电子云）在空间的伸展方向；ms决定的方向。因此四个确定之后，电子在核外空间的运动状态也就确定了。
，电子层，电子亚层之间的关系
每个电子层最多容纳的 2 8 18 2n?
主量子数n 1 2 3 4
电子层 K L M N
角量子数l 0 1 2 3
电子亚层 s p d f
每个亚层中轨道数目 1 3 5 7
每个亚层最多容纳电子数 2 6 10 14
电子层相关关系
电子层元素周期表特征
在上每一横行叫做周期元素在那个周期是元素的电子层数决定的！所以元素周期表只有7个周期。
在元素周期表上每一纵行叫做族元素在那个族是元素的电子层的决定的！
但上述规律也并不是完全适用于所有元素，中就有原子不符合此规律，如第46号元素钯位于第五周期却只有4个电子层
（化学元素表是的重要成就，我也顺便介绍一下他。
俄罗斯化学家门捷列夫(~)，生在。他从小热爱劳动，喜爱大自然，学习勤奋。
电子层元素周期表产生
1860年门捷列夫在为著作《化学原理》一书考虑写作计划时，深为无机化学的缺乏系统性所困扰。于是，他开始搜集每一个已知元素的性质资料和有关数据，把前人在实践中所得成果，凡能找到的都收集在一起。人类关于元素问题的长期实践和认识活动，为他提供了丰富的材料。他在研究前人所得成果的基础上，发现一些元素除有特性之外还有共性。例如，已知卤素元素的氟、氯、溴、碘，都具有相似的性质；锂、钠、钾暴露在空气中时，都很快就被氧化，因此都是只能以化合物形式存在于中；有的金属例铜、银、金都能长久保持在空气中而不被腐蚀，正因为如此它们被称为
于是，门捷列夫开始试着排列这些元素。他把每个元素都建立了一张长方形纸板卡片。在每一块长方形纸板上写上了元素符号、原子量、元素性质及其化合物。然后把它们钉在实验室的墙上排了又排。经过了一系列的排队以后，他发现了元素化学性质的规律性。
因此，当有人将门捷列夫对的发现看得很简单，轻松地说他是用玩扑克牌的方法得到这一伟大发现的，门捷列夫却认真地回答说，从他立志从事这项探索工作起，一直花了大约20年的功夫，才终于在1869年发表了元素周期律。他把从杂乱无章的迷宫中分门别类地理出了一个头绪。此外，因为他具有很大的勇气和信心，不怕名家指责，不怕嘲讽，勇于实践，敢于宣传自己的观点，终于得到了广泛的承认。为了纪念他的成就，人们将美国化学家希伯格在1955年发现的第101号新元素命名为Mendelevium，即“钔”。）
电子层其它
电子层介绍
原子核外的电子总是有规律的排布在各自的轨道上。原子轨道的种类主页面：原子轨道作为的解，原子轨道的种类取决于主量子数(n)、角量子数(l)和(ml)。其中，主量子数就相当于电子层，角量子数相当于亚层，而磁量子数决定了原子轨道的伸展方向。另外，每个原子轨道里都可以填充两个电子，所以对于电子，需要再加一个 (ms)，一共四个量子数。n可以取任意正整数。在n取一定值时，l可以取小于n的，ml可以取±l。不论什么轨道，ms都只能取±1/2，两个相反。因此，s轨道（l=0）上只能填充2个电子，p轨道（l=1）上能填充6个，一个亚层填充的为4l+2。具有角量子数0、1、2、3的轨道分别叫做s轨道、p轨道、d轨道、f轨道。之后的轨道名称，按字母顺序排列，如l=4时叫g轨道。排布的规则电子的排布遵循以下三个规则：最低原理整个体系的能量越低越好。一般来说，新填入的电子都是填在最低的空轨道上的。Hund规则电子尽可能的占据不同轨道，方向相同。
Pauli不相容原理：在同一体系中，没有两个电子的四个量子数是完全相同的。同一亚层中的各个轨道是简并的，所以电子一般都是先填满能量较低的亚层，再填能量稍高一点的亚层
。各亚层之间有能级交错现象：1s、2s2p、3s3p、4s3d4p、5s4d5p、6s4f5d6p、7s5f6d7p、8s5g6f7d8p；有几个原子的排布不完全遵守上面的规则，如：Cr：[Ar]3d54s1；这是因为同一亚层中，全充满、半充满、全空的状态是最稳定的。这种方式的整体能量比3d44s2要低，因为所有亚层均处于稳定状态。排布示例以铬为例：铬原子核外有24个电子，可以填满1s至4s所有的轨道，还剩余4个填入3d轨道：1s22s22p63s23p64s23d4；由于半充满更稳定，排布发生变化：1s22s22p63s23p64s13d5；除了6个价电子之外，其余的电子一般不发生化学反应，于是简写为： [Ar]4s13d5；这里，具有氩的电子构型的那18个电子称为“原子实”。一般把主量子数小的写在前面：[Ar]3d54s1电子构型对性质的影响：主页面：元素周期律；电子的排布情况，即电子构型，是元素性质的决定性因素。为了达到全充满、半充满、全空的稳定状态，不同的原子选择不同的方式。具有同样价电子构型的原子，理论上得或失电子的趋势是相同的，这就是同一族元素性质相近的原因；同一族元素中，由于周期越高，价电子的能量就越高，就越容易失去。元素周期表中的区块是根据价电子构型的显著区别划分的。不同区的元素性质差别同样显著：如s区元素只能形成简单的离子，而d区的过渡金属可以形成配合物。
电子层排布规律
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
。原子轨道的能级与其所在电子的电子层及电子亚层有关,还与原子序数有关。
1、不同电子层能级相对高低K&L&M&N…2、同一电子层不同亚层：ns&np&nd&nf…3、同一亚层内各原子轨道能级相同，称为简并轨道。4、原子轨道能级随原子序数增大而降低。电子轨道亚层在周期表上也有，就是那个S、P、D、F、G等就是亚层排布。S亚层最多容纳两个电子，P层最多6个，依次为10个、14个。另外在分析时候还要考虑能级交错。给你举个例子，铁的亚层在书上标的是3D64S2，这就是说，铁的第四层只用到S层，有两个电子，而第三层用到D层，D层有六个，这说明第三层的S、P层都饱和，所以S层有2个，P层有6个，D层有6个（上面分析的）所以铁的第三层有2+6+6=14个电子。先说说金属。元素周期表的前两个族除了氢之外都是金属元素。由于它们是主族元素，它们的原子核外的电子层里电子都是饱和的，除了最外层。这样看，它们最外层的电子很容易全部失去，因此它们的正价很稳定，而且只有一个，等于最外层的电子数。除了前两个族的元素大部分为金属元素外，还有过渡元素。
电子层排列特征
从在周期表中的位置看，很容易判断它们的次外层电子并不饱和，这样使得它们的繁多，性质也很复杂。通常都有亚正价，比如说铁的二价正离子就叫，铜的一价正离子就叫。这些亚价的正离子都不是很稳定，在有氧化剂的存在下都会被氧化，成为高价。而且这些几乎都可以成为的
，比如铁，根和等。在这种高价态形成的酸中，由于最外层和次外层的电子全部失去，这些酸大部分都有强，比如等。在化学推断题中，经常使用这些课本中不常见的氧化剂，多了解它们的性质对今后做题很有帮助。在第三到第六主族里都有存在，它们是因为随着增多，都显示了或多或少的。在元素周期表中都是写在绿框里的，很醒目。非都一得电子，一般在与金属元素形成的化合物中显负价。但这不代表它们不显正价。在遇到极强的氧化剂时，也会显正价，比如。这些正价的溶于水也会形成相应的酸。这些以高价非金属元素为主元素的酸一般也都有强，象，。但是，由于氟的最强，没有氧化剂可以把它氧化，所以氟没有正价。请注意在金属与非金属交界的地方，有一些元素，它们呈梯形排列，有铝锗锑和硼硅砷碲。它们兼有和。这是由它们所在的特殊位置决定的。它们正处在金属与非金属交界处，是元素由金属向非金属过渡的中间元素。仔细观察镧系和。这些元素之所以被排在周期表的同一个格里，是因为它们的性质很相似。它们最外层电子层相同，电子的变化都发生在次外层或倒数第三层。科学家们为了。
电子层能量
如果没有外界能量输入的话，电子会尽可能降低自身能量。能量低的电子在离核较近的区域运动，能量高的电子在离核较远的区域运动。而电子总是尽先排布在能量最低的电子层里。也就是说，在通常情况下，低层有了空位，高层的电子会释放光子降低能量填补到低层去（在外面跑大圈是很累的），
电子层主量子数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。
电子层原子核外电子的排布
原子核外电子的运动特征[1]
①速度：速度非常快，接近光速；
②没有固定的轨迹
意义：用来表示电子在一定时间内在核外空间各处出现机会的模型。
电子云密度大的地方表示电子出现的几率大[1]
核外电子的排布规律
电子层的划分
电子层（用n表示）：1、2、3、4、5、6……
电子层的符号：K、L、M、N、O、P ……
元素核外电子排布
各电子层最多容纳的电子数是2n?个（表示电子层）。最外层电子数不超过8个（K 层是最外层时，最多不超过2个），次外层电子数目不超过18个 ，倒数第三层不超过32个。
核外电子总是先排布在能量最低的电子层，然后由里向外从能量低的电子层逐步向能量高的电子层排布[1]
．百度文库[引用日期]
中国电子学会（Chinese Instit...
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（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=1,2,3,4,5,6,7 电子层符号分别为K,L,M,N,O,P,Q.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；如l=1时,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=0,1,2,3……(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,+/-1,+/-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.
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