亚层电子层
《核外电子排布》 知识清单
《核外电子排布》知识清单一、核外电子排布的基本概念原子是由原子核和核外电子组成的。
原子核带正电荷，位于原子的中心，而核外电子带负电荷，围绕着原子核在一定的轨道上运动。
核外电子的排布情况决定了原子的化学性质和物理性质。
二、核外电子排布的规律1、能量最低原理电子总是先占据能量最低的轨道，然后依次进入能量较高的轨道。
这样可以使原子处于最稳定的状态。
2、泡利不相容原理在同一个原子中，不可能有两个或两个以上的电子具有完全相同的四个量子数。
这意味着每个轨道最多只能容纳两个电子，且这两个电子的自旋方向必须相反。
3、洪特规则电子在等价轨道（能量相同的轨道）上排布时，总是尽可能分占不同的轨道，并且自旋方向相同。
这样可以使原子的能量更低，更稳定。
三、电子层与电子亚层电子在原子核外的分布是分层的，我们称之为电子层。
通常用数字1、2、3、4、5、6、7 等来表示，分别对应着 K、L、M、N、O、P、Q 层。
每个电子层又包含着不同的电子亚层。
例如，K 层只有一个亚层，即 1s；L 层有两个亚层，分别是 2s 和 2p；M 层有三个亚层，分别是3s、3p 和 3d 等等。
s 亚层只有一个轨道，p 亚层有三个轨道，d 亚层有五个轨道，f 亚层有七个轨道。
每个轨道最多可以容纳两个电子。
四、核外电子排布的表示方法1、电子排布式用数字和字母来表示原子核外电子的排布情况。
例如，钠原子的电子排布式为 1s²2s²2p⁶3s¹。
2、轨道表示式用小方框表示轨道，用箭头表示电子的自旋方向。
例如，氮原子的轨道表示式为：1s 2s 2p↑↓ ↑↓ ↑ ↑ ↑五、元素周期表与核外电子排布的关系元素周期表是根据元素的原子序数从小到大排列的，元素的性质呈现周期性的变化，这与核外电子排布的规律密切相关。
1、周期与电子层周期数等于原子的电子层数。
例如，第一周期的元素只有一个电子层，第二周期的元素有两个电子层，以此类推。
2、族与电子亚层主族元素的族序数等于最外层电子数；副族元素的族序数一般等于最外层电子数与次外层 d 电子数之和。
S轨道和P轨道介绍
1
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核外电子层分K、L、M、N、O、P，，
可是科学家发现，在这每一层上，又有很多能量不同的区域，即电子亚层；
这种电子亚层有四种，分别用字母s,p,d,f来表示；
电子亚层，其实你就可以理解为电子轨道群，
每个亚层上都有若干个轨道，
s亚层有1个轨道，p亚层有3个轨道，d亚层有5个轨道，f亚层有7个轨道，有了这些轨道，电子才能装进去，每个轨道上能容纳2个自旋方向相反的电子（意思就是说，这两个电子旋转方向不一样）。
那么我再给你找些实用的资料，以后对你会很有用的：
①K层只有s亚层，简称为1s；L层有s，p两个亚层，简称为2s，2p；M层有s，p，d三个亚层，简称为3s，3p，3d；等等。
②由于亚层的存在，使同一个电子层中电子能量出现不同，甚至出现低电子层的高亚层能量大于高电子层的低亚层，各亚层能量由低到高排列如下：
1s，2s，2p，3s，3p，4s，3d，4p，5s，4d，5p，6s，4f，5d，6p，7s，5f....... 补充一点：根据能量最低原理，电子通常总是先填充能量低的亚层（懂了这个你就知道为什么有时第三层，就是M层有时没有填满，电子就去添下一层N层了吧，如钙，3s和3p都填满了，但是没填3d，就去填4s）
③个人建议：如果你想更了解关于电子亚层的知识，可以再了解一下：能量最低原理，洪特原理，保里不相容原理，洪特特例。
真的很有用！！。
核外电子排布
能量最低原理
自然界任何体系，能量越低最稳定。因此，核外电子 在轨道上的排布，应使整个原子的能量处于最低状态， 即电子先充满能量低的轨道。 在同一个原子里，不存在四个方面的运动状态完全相 同的电子。
泡利不相容原理
H:1s1 Li:1s2 2s1 Na:1s22s22p63s1
He:1s2 B:1s22s22p1 Fe:1s22s22p63s23p63d64s2
核外电子排布
一、核外电子的运动特征
电子以很小的质量，极高的运动速度，在 极小的空间，做高速运动。
电子云：电子在原子核外出 现的概率密度分布。电子云 是核外电子运动状态的形象 化描述。
氢原子电子云剖面图
90%
电子云轮廓图的制作过程
二、电子运动状态的描述
电子层
符号 电子亚层数 电子亚层符号
一
二
三
四
B
↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ ↑
1s 2s
C
2p
N
2p1s 2sO源自2pKr:1s22s22p63s23p63d104s24p6
三、核外电子排布的规则
洪特规则
当电子排布在同一能级的不同轨道时，总是优 先占据一个轨道，而且自旋方向相同。
↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑
↑↓ ↑
1s 2s
2p
1s 2s
2p
↑ ↑ ↑
1s 2s
2p
Li
↑↓ ↑↓ ↑ ↑
B e ↑↓ ↑↓
1s 2s
五
六
七
K
1 1s 2
L
M
3
N
4
O
5…
P
Q
2s2p
原子核外电子排布
14
7p
能量
6d 7s 6p 5d 6s 5p 5s 4p 4s 3s 2s 1s 3p 2p 7个能级组 个能级组 每个 代表一个原子轨道
15
5f
4f 4d
3d
电 子 在 原 子 轨 道 中 的 排 布 顺 序
16
(2) 电子在原子轨道中的排布顺序 电子排布式： 电子排布式： 原子： 原子 17Cl原子：1s
26
课堂练习
5、写出下列原子的电子排布式 、
13Al 15p 16S
1s22s22p63s23p1 1s22s22p63s23p3 1s22s22p63s23p4
27
3. 洪德 (Hund) 规则
的轨道表示式： 的轨道表示式 6C的轨道表示式： ① ② ③ 1s 2s 2p
28
3. 洪德 (Friedrich Hund) 规则
怎样判断原子轨道能量的高低呢？ 怎样判断原子轨道能量的高低呢？
10
(1) 原子轨道的能量主要是由电子层 和电子亚层决定的
1 2
3 4 5 6 7
K L M N O P Q
电子层数越大, 原子轨道能量越高. 例如： 电子层数越大, 原子轨道能量越高. 例如： E1s < E2s < E3s < E4s < E5s < E6s < E7s E2p < E3p < E4p < E5p < E6p E3d< E4d < E5d
原子核外电子的排布
1
电子的运动状态
电子质量小； 电子质量小； 运动空间小； 运动空间小； 运动速度快
1. 电子层 1 K 2 L 3 M 4 N 5 O 6 P 7 Q
原子核外n=4的4p亚层电子数目
原子核外n=4的4p亚层电子数目
原子核外的电子层结构是物理和化学的基础。n=4的4p
亚层电子数目是重要的化学概念。
n = 4的4p亚层包括p-层，它们由可以吸收入射线的电
子组成。电子在此射线下围绕核轴旋转、振荡，形成四个轨道。
每个轨道都有一组电子，可以被简单地标记为+2,+1,0和-1。
由此可以得出，n=4的4P亚层电子数目为4。
电子的排列是经过精心设计的，是涉及费米子和量子力
学的重要组成部分。根据全局分子轨道（GMO）理论，关于
n=4的4p亚层电子的排列，可以用四个轨道的指数组合来表
示。它们分别是n=4，l=1，m=0，s=（-1/2），（1/2）。
此外，由于电子对称性，轨道指数可以用范德华帕克公
式表示。由该公式可以得出，n=4的4p亚层电子数目为
（2×2）=4。因此，n＝4的4p亚层的电子数目为4。
综上所述，n＝4的4p亚层的电子数目为4。它们的排列
是经过精心设计的，关乎物理和化学的重要概念。电子的排列
和数目也是影响物质性质的重要因素之一。所以，掌握n＝4
的4p亚层电子数目十分重要。
《核外电子排布》 讲义
《核外电子排布》讲义一、引言在探索物质世界的奥秘中，原子的结构是一个至关重要的领域。
而核外电子的排布则是理解原子性质和化学行为的关键。
让我们一起走进核外电子排布的奇妙世界。
二、什么是核外电子排布原子由原子核和核外电子组成，原子核带正电荷，核外电子带负电荷。
核外电子在原子核外的一定区域内运动，这些区域被称为电子层。
核外电子的排布遵循一定的规律，决定了原子的化学性质和物理性质。
三、核外电子排布的规律1、能量最低原理电子总是优先占据能量较低的轨道，然后再依次进入能量较高的轨道。
这就像人们在坐座位时，总是先选择靠近门口、比较方便的位置，然后再考虑更远、更不方便的位置。
2、泡利不相容原理在同一个原子中，不可能有两个电子的四个量子数完全相同。
简单来说，就是在同一个轨道中，最多只能容纳两个电子，且这两个电子的自旋方向必须相反。
3、洪特规则电子在等价轨道（相同能量的轨道）上排布时，总是尽可能分占不同的轨道，且自旋方向相同。
这是因为这样的排布方式能够使原子的能量更低，更加稳定。
四、电子层与电子亚层1、电子层电子层通常用数字表示，从离原子核最近的一层开始，依次为第一层（K 层）、第二层（L 层）、第三层（M 层）等。
电子层的能量依次升高。
2、电子亚层在同一电子层中，电子还可以进一步分为不同的亚层，分别用s、p、d、f 表示。
s 亚层只有一个轨道，p 亚层有三个轨道，d 亚层有五个轨道，f 亚层有七个轨道。
五、核外电子排布的表示方法1、电子排布式用数字和字母来表示电子在原子核外各电子层和亚层的排布情况。
例如，钠原子的电子排布式为 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹。
2、轨道表示式用小方框表示轨道，用箭头表示电子的自旋方向。
这种表示方法能够更加直观地展示电子的排布情况。
六、核外电子排布与元素周期表元素周期表是化学中非常重要的工具，而核外电子排布与元素周期表有着密切的关系。
1、周期元素周期表中的周期与电子层有关。
电子云
实例
s,p
sp
2
HgCl2
s,p,p
sp2
3
BF3
重要的杂化轨道及其形状(2)
中心原子 中心原子 中心原子的 的轨道数 的杂化轨道 杂化轨道数 杂化轨道 形状 实例
s,p,p,p
sp3
4
CCl4 NH4+
s,p,5
判断共价分子结构的一般规则
1. 确定在中心原子（A）的价电子层中的总 电子数： 2. 根据中心原子A 周围的价层电子对数， 找出相对应的价层电子对的理想几何构型 3. 确定中心原子的孤电子对数，推断分子 的空间构型。
价层电子对的空间构型与价层电子对数 目的关系如下表所示：
①氧族元素（ⅥA族）原子作为配位原子 时，可认为不提供电子（如氧原子有6个 价电子，作为配位原子时，可认为它从 中心原子接受一对电子达到8电子结构）， 但作为中心原子时，认为它提供所有的6 个价电子；
②如果讨论的是离子，则应加上或减去 与离子电荷相应的电子数。如PO43－离 子中P原子的价层电子数应加上3，而 NH4＋离子中N原子的价层电子数则应减 去1。 ③如果价层电子数出现奇数电子，可把 这个单电子当作电子对看待。如NO2分 子中N原子有 5个价电子，O原子不提供 电子。因此中心原子N价层电子总数为5， 当作3对电子看待。
电子在空间不同方向上出现的几率 密度大小可用电子云的界面图表示， 它描述了电子的几率密度分布的方 向性。 通过电子云图可知：
S电子云是球形对称
的，表明s电子在各 个方向出现的几率 相同。
p电子云角度分布图的空间取向
能级的概念
在电子层、亚层、轨道和自旋这四个方面中， 与电子能量有关的是电子层和亚层。因此， 将电子层和亚层结合起来，就可以表示核外 电子的能量。核外电子的能量是不连续的， 而是由低到高象阶梯一样，每一个能量台阶 称为一个能级。因此，1s、2s、2p……分别 表示一个能级。
电子排布式
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。
s亚层只有1个轨道，最多可以容纳两个自旋相反的电子；p亚层有3个轨道，最多可以容
纳6个电子；d亚层有5个轨道，最多可以容纳10个电子；f亚层有７个轨道，最多可以
容纳1４个电子。
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。
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。
分别用1、2、3、4、5、6、7等数字表示K、L、M、N、O、P、Q等电子层，用s、p、d、
f等符号分别表示各电子亚层，并在这些符号右上角用数字表示各亚层上电子的数目。如氧
原子的电子排布式为1s２ 2s２ 2p４。
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亚层电子层
、n、l、m、ms表示薛定谔方程是描述微观粒子运动的基本方程，1927年奥地利物理学家薛定锷
将光的波动方程引申来描述原子中单个电子运动规律建立起来的，是一个二阶偏微分方程。 在解
方程时，为了使解出的函数有合理的物理意义，还必须引入一套参数 n、l、m 作为限制条件。这
一套参数在量子化学中称为量子数。其取值规则为：
n = 1，2， 3，„，∞ n 为自然整数
l ≤ n – 1 l = 0,1,2,„, ( n -1)
|m| ≤ l m = 0, ±1, ±2, „ , ±l
1、主量子数（n）
描述电子离核的远近，确定原子的能级或确定轨道能量的高低。决定轨道或电子云的分布范围。
一般，n 值越大，电子离核越远，能量越高。主量子数所决定的电子云密集区或能量状态称为电
子层（或主层）。
主量子数 n=1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, „ （共取n个值）
电子层符号 K，L，M，N, O, P, Q , „
2、角量子数（副量子数）( l )
同一电子层（n)中因副量子数（l)不同又分成若干电子亚层（简称亚层，有时也称能级）。 l确
定同一电子层中不同原子轨道的形状。在多电子原子中，与 n 一起决定轨道的能量。
副量子数 l = 0, 1, 2, 3, 4, „, n-1 （共可取 n 个值））
亚层符号 s， p、 d、 f、 g„„
3、磁量子数（m）
确定原子轨道在空间的伸展方向。
m = 0, ±1, ±2, ±3, „, ±l 共可取值( 2l +1)个值
s、p、d、f轨道空间伸展方向数分别为1、3、5、7 ( m的取值个数)
m的每一个取值表示具有某种空间方向的电子轨道，同一个亚层l的m的取值对应亚层的不同伸
展方向，在没有外加磁场的条件下，同一个亚层的能量相同，即在n, l 相同，m不同的轨道能量
相同，将能量相同的轨道互称为等价轨道或简并轨道。
n 、l决定了电子的能量大小，l决定了电子运动的动量大小，由于n、l是量子化的，所以电子
的能量、动量都是量子化的，m决定了同一角动量l在空间的不同分布。
角动量的方向不同，轨道磁矩不同，与外加磁场的相互作用不同，由于轨道磁矩的方向是量子化
的与外磁场的作用能也是量子化的，从而m不同附加的能量值不同，本来2l+1个轨道在外加磁场
中发生能级分裂，被称为赛曼效应。在外加磁场下计算动量在磁场方向投影大小是利用m。
4、ms每个电子都在自旋，在量子力学计算自旋动量大小时取1/2，方向有两个，在计算有外磁场
时自旋动量在磁场方向投影大小去±1/2。
根据波利不相容原则在原子中没有四个量子数完全相同的电子，因此对于同一个亚层l，能容纳
的电子个数为2（2l+1）
2、n、l、j、mj表示
由上可知存在轨道角动量、自旋角动量，因此将产生轨道磁矩和自旋磁矩，轨道磁矩在原子范围
内形成一个磁场，自旋磁矩相对于磁场将有两种不同的取向，因而产生不同的附加能量。
电子运动：轨道运动+自旋运动
电子总角动量：J=L+S (矢量)可知总角动量也是量子化的
量子力学可知： J=根号j（j+1）h j=|l+-s| s=1/2
l=0时即s轨道电子，j=1/2，由量子力学计算轨道磁矩为0，只有自旋磁矩
L=0 J=S=根号3/4h
l=1，p轨道时j =1/2、3/2 ，J有两个值
同理d轨道分裂为j =3/2、5/2，f轨道分裂为j =5/2、7/2，„„
由上可知总角动量的大小与j有关，在有外加磁场的时候动量在磁场方向的投影大小由mj计算，
mj的取值范围为 –j,-j+1, „,-1/2,1/2, „,j-1,j
如果j=l+1/2，mj共2l+2个，j=l-1/2，mj共2l个
电子的定态可以用量子数n,l,m,ms表示，自旋条件下每个亚层l 量子数为 2（2l+1）个，也可
以用量子数n,l,j,mj表示，在自旋耦合条件下共有2（2l+1）个量子数。
在不考虑轨道-自旋耦合的时候，动量大小有l决定，在外磁场下方向由m确定，考虑轨道-自旋
耦合时，动量大小由j决定，在外磁场下方向由mj确定。
在耦合后，在没有外加磁场的时候，一个电子的能量表示：
E=E(n,l)+ΔE(j,n,l)
能量主要有主、角量子数确定，当l=0，s轨道没有耦合，ΔE=0，当j=l+1/2时ΔE＞0，当j=l-1/2
时ΔE＜0
在光谱分析时考虑自旋耦合，除了s轨道外，p，d，f轨道都分裂为两个能级，能量由低到高依
次为：
s——p1/2——p3/2——d3/2——d5/2——f5/2——f7/2
elize2135 | 2009-09-15 14:55:01
元素周期表是元素周期律用表格表达的具体形式，它反映元素原子的内部结构和它们之间相互联
系的规律。元素周期表简称周期表。元素周期表有很多种表达形式，目前最常用的是维尔纳长式
周期表。元素周期表有7个周期，有16个族和4个区。元素在周期表中的位置能反映该元素的原
子结构。周期表中同一横列元素构成一个周期。同周期元素原子的电子层数等于该周期的序数。
同一纵行（第Ⅷ族包括3个纵行）的元素称“族”。族是原子内部外电子层构型的反映。例如外
电子构型
横着看叫周期，是指元素周期表上某一横列元素最外层电子从1到8的一个周期循环
竖着看叫族，是指某一竖列元素因最外层电子数相同而表现出的相似的化学性质
主族元素是只有最外层电子没有排满的，但是副族有能级的跃迁，次外层电子也没排满。
1 元素周期表中元素及其化合物的递变性规律
1.1 原子半径
（1）除第1周期外，其他周期元素（惰性气体元素除外）的原子半径随原子序数的递增而减
小；
（2）同一族的元素从上到下，随电子层数增多，原子半径增大。
1.2 元素化合价
（1）除第1周期外，同周期从左到右，元素最高正价由碱金属+1递增到+7，非金属元素负
价由碳族-4递增到-1（氟无正价，氧无+6价，除外）；
（2）同一主族的元素的最高正价、负价均相同
1.3 单质的熔点
（1）同一周期元素随原子序数的递增，元素组成的金属单质的熔点递增，非金属单质的熔点
递减；
（2）同一族元素从上到下，元素组成的金属单质的熔点递减，非金属单质的熔点递增
1.4 元素的金属性与非金属性
（1）同一周期的元素从左到右金属性递减，非金属性递增；
（2）同一主族元素从上到下金属性递增，非金属性递减。
1.5 最高价氧化物和水化物的酸碱性
元素的金属性越强，其最高价氧化物的水化物的碱性越强；元素的非金属性越强，最高价氧
化物的水化物的酸性越强。
1.6 非金属气态氢化物
元素非金属性越强，气态氢化物越稳定。同周期非金属元素的非金属性越强，其气态氢化物
水溶液一般酸性越强；同主族非金属元素的非金属性越强，其气态氢化物水溶液的酸性越弱。
1.7 单质的氧化性、还原性
一般元素的金属性越强，其单质的还原性越强，其氧化物的氧离子氧化性越弱；元素的非金
属性越强，其单质的氧化性越强，其简单阴离子的还原性越弱。
2. 推断元素位置的规律
判断元素在周期表中位置应牢记的规律：
（1）元素周期数等于核外电子层数；
（2）主族元素的序数等于最外层电子数；
主族元素比较容易理解，s、p右上角的数相加为最外层电子数
过渡元素有三个电子排布原理（这是大学化学知识），有些特殊情况需要死记，2n2是指第n层
最多排2n2个原子，但要注意同时最外第n层只能排2（n+1)2个电子，因此再从内向外和从外向
内数数值不同的时候，那么就要以少的为准
s-是电子亚层，前面的1说明最外层是第一层，后面的1说明s亚层上只有1个原子