原子核外电子排布的原理
原子核外电子的排布遵循的原理和规则
原子核外电子的排布遵循的原理和规则原子核外电子的排布遵循一系列原理和规则，其中最重要的是泡利不相容原理、能级分裂、洪特规则和阿夫巴夫原理。
这些原理和规则对于预测和解释原子的化学性质和行为非常重要。
下面将详细介绍每个原理和规则以及它们的应用。
1.泡利不相容原理：由泡利提出的法则，它指出在一个原子的每个电子轨道中，只能有最多两个电子，且这两个电子的自旋方向必须相反。
这个原理的意思是，每个电子轨道只能容纳一对电子。
这样可以确保电子之间的空间位置和能量是最不相似的，从而使原子更加稳定。
2.能级分裂：能级是原子中电子的能量状态的一种表示。
按照能级的升序排列，从核心到外层，每个能级可以容纳一定数量的电子。
根据能级理论，电子趋向于填充最低能量的能级。
当原子有多个电子时，这些电子将分布在不同的能级上。
然而，原子内外层的电子受到不同的引力场作用，因此能级将分裂成若干个亚能级，其中每个亚能级可以容纳一对电子。
3.洪特规则：洪特规则描述了电子在亚能级中排布的顺序。
根据洪特规则，电子首先填充低能量亚能级，然后逐渐填充高能量亚能级。
在每个能级中，首先填充形状为s轨道的亚能级，然后是p、d、f轨道的亚能级。
例如，在3能级中，首先填充3s亚能级，然后填充3p亚能级。
这个规则保证电子填充亚能级的顺序使得原子更加稳定。
4.阿夫巴夫原理：根据阿夫巴夫原理，电子填充亚能级时，首先填满一个能级，然后再开始填充下一个能级。
这意味着，当同一能级有多个亚能级时，电子应忽略这些亚能级之间的能量差异，优先填充未被填满的亚能级。
例如，在4能级中，4s亚能级填满后，尽管4d亚能级能量更高，但电子仍然填充到4d亚能级中，而不是填充到下一个能级的3p亚能级中。
这个原则确保了电子填充能级的方式是最稳定的。
这些原理和规则为我们解释了原子核外电子排布的方式。
它们揭示了电子在原子中的分布模式，帮助我们理解元素周期表和元素化学性质的规律。
此外，它们还用于预测原子的反应性和化学键的形成方式，为我们设计和理解化学反应提供了基础。
核外电子排布遵循哪三项原则
核外电子排布遵循哪三项原则核外电子排布遵循的三项原则：
1、最低能量原理
2、泡利不相容原理
3、洪特规则
最低能量原理：
电子可看作是一种物质,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，但是它总有要回到基态的趋势。
泡利不相容原理：
在同一个原子中没有也不可能有两个运动状态完全相同的电子。
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。
原子核外电子排布的原理
核外电子排布原理三——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。
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
原子核外电子的排布需要遵循的三个原理
原子核外电子的排布需要遵循的三个原理“原子核外电子排布”是指原子核以外的电子以某种特定的模式存在于原子的外部。
这种模式由三个重要的原理决定：定律，原子数和能量状态。
定律：原子核外电子是按照一系列规则组织的，这些规则统称为原子核外电子排布定律。
根据经典牛顿力学及其波动形式，原子核外电子会以某种特定的排布形式存在，这种形式就是现代原子核外电子排布规则的精华内容。
主要的原子核外电子排布定律有巴斯特定律、晶体电荷定律、周期表排序定律等。
根据巴斯特定律，电子只能按照一定的规律存在于原子的外部，这些规律是由电子的能量状态和数量决定的。
原子数：原子核外电子排布的特定模式受原子核外电子的数量限制。
每种元素都有不同的原子核外电子数量，根据不同元素其原子核外电子数量不同，其原子核外电子分布模式也不尽相同。
例如氢原子只有一个原子核外电子，它的电子排布模式就是“1s1”；氦原子有两个原子核外电子，它的电子排布模式就是“1s2”。
能量状态：原子核外电子排布的特定模式受原子核外电子的能量状态限制。
电子的能量状态主要是指电子的动能与势能之间的平衡。
电子的动能是指电子的运动能量，电子的势能是指电子与原子核的相互作用能量。
电子的运动能量随着距离的增加而减小，而电子与原子核的相互作用能量随着距离的增加而增加。
由于电子的动能和势能之间的变化，电子的能量状态会随着其距离原子核的远近而变化。
电子在距离原子核较近时，其能量状态会变得十分紧张，而在距离原子核较远时，其能量状态会变得比较安定。
电子在它的能量状态变化中，会随着原子核的距离变化而变化，这种能量变化也影响了其在原子核外的排布。
总之，原子核外电子的排布是由定律、原子数和能量状态三个原理决定的。
在原子核外，由于原子核外电子的定律性，它们构成了一个由指定原子核外电子数量组成的能量状态，这一能量状态又决定了具体的原子核外电子排布模式。
通过对原子核外电子排布的原理有了深入的了解，有助于我们更好地理解原子核外电子排布以及元素的特性，为化学的研究奠定基础。
原子核外电子排布
最高价氧化 Na2O 物
SiO2 P2O5
最高价氧化 NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3 H4SiO4 H3PO4 H2SO4 HClO4 物对应水化 强碱 中强碱 两性氢 弱酸 中强酸 强酸 最强酸 氧化物 物的酸碱性 金属性和非 金属性递变 从左到右，碱性逐渐减弱，酸性逐渐增强； 从左到右，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强
A. 原子半径
X > Y > Z
HX > H2Y > X > Y > Z
核电荷数越大，则离子半径越小。 如 O2- ＞ F- ＞ Na+＞ Mg2+ ＞ Al3+； S2-＞ Cl-＞ K+ ＞ Ca2+
3~9号 Li（锂） Be（铍） B（硼） C（碳） N（氮） O（氧） F（氟） Ne（氖） 元素
最高正 化合价 最低负 化合价 11~17 号元素
最高正 化合价 最低负 化合价
He Be Mg
N P C
4）最外层电子数是次外层电子数2倍的原子
5）M层电子数是L层电子数0.5倍的原子
Si
变式训练 1
下列说法不 正确的是( B ) ． A． 原子核外每层最多容纳的电子数为 2n 2 个(n 为电子层数) B． 同一原子核外的 M 层上的电子数一定比 L 层上的电子数多 C ．如果原子只有一个电子层，该原子的核电 荷数不超过 2 个 D． 1～18 号元素， 每层电子数都满足 2n 2 个电 子的元素只有 2 种
B﹥A ﹥ C ﹥ D
3、有A、B、C三种元素的原子，它们的核电荷数 之和为28。A元素的原子核外只有1个电子；B元素的 原子核外有三个电子层，其最外层电子数恰好为稳定 结构。则A、B、C三种元素的元素符号：A是 H ，B 是 Ar ，C是 F ， C元素的原子结构示意图为 。
原子核外电子排布规律
①能量最低原理:电子层划分为K<L<M<O<P<Q,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）①10电子粒子:CH4、N3、NH2、NH3、NH4、O2、OH、H2O、H3O、F、HF、Ne、Na、Mg2、Al3等。
②18电子粒子：SiH4、P3、PH3、S2、HS、H2S、Cl、HCl、Ar、K、Ca2、PH4等。
特殊情况：F2、H2O2、C2H6、CH3OH③核外电子总数及质子总数均相同的阳离子有：Na、NH4、H3O等；阴离子有：F、OH、NH2；HS、Cl等。
前18号元素原子结构的特殊性：（1）原子核中无中子的原子：11H（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2,8,8,18,18,32②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。
核外电子排布的规律
核外电子排布的规律根据光谱实验数据，多电子原子中的核外电子的排布规律可归纳为以下三条：能量最低原理、泡利不相容原理和洪特规则。
能量最低原理“系统的能量愈低，愈稳定”，是自然界的普遍规律。
核外电子的排布也遵循这一规律。
基态多电子原子核外电子排布时总是先占据能量最低的轨道，当低能量轨道占满后，才排入高能量的轨道，以使整个原子能量最低。
这就是能量最低原理。
在个别情况下，虽然按原子轨道能级由低到高的顺序填充了，但并没有达到使整个原子能量最低。
例如第24号铬，其价层电子按鲍林填电子顺序从低到高排布应是3d44s2，但按3d54s1排布才使整个原子能量最低。
Pauli不相容原理1925年，奥地利物理学家Pauli W提出，在同一原子中不可能有四个量子数完全相同的2个电子同时存在，这就是泡利不相容原理(Pauli exclusion principle)。
换言之，在一个原子中不容许有两个电子处于完全相同的运动状态。
前已提到n，l，m三个量子数可以决定一个原子轨道，而自旋角动量量子数，只可能有两个数值，所以在一个原子轨道上最多只能容纳两个自旋方向相反的电子。
Hund规则德国科学家Hund F根据光谱实验指出：“电子在能量相同的轨道（即简并轨道）上排布时，总是尽可能以自旋相同的方向，分占不同的轨道，因为这样的排布方式总能量最低”，这就是洪特规则（Hund’s rule）。
而若使两个电子在一个轨道上成对，就要克服它们之间的斥力，要吸收额外的电子成对能(electron pairing energy)，原子的总能量就会升高。
例如，基态碳原子的电子排布为1s2s22p2,若以方框表示一个原子轨道，则碳原子的核外电子排布的轨道式应表示为而不应表示为或。
光谱实验结果和量子力学还指出，简并轨道全充满（如p6、d10、f14），半充满（如p3、d5、f7）或全空（如p0、d0、f0）的这些状态都是能量较低的稳定状态。
这就解释了24号元素铬价层电子排布为3d54s1（半充满）而不是3d44s2、也说明了29号元素铜的价层电子排布为3d104s1（全充满）而不是3d94s2。
电子原子核外电子的排布应遵循以下三个原理
电子原子核外电子的排布应遵循以下三个原理：①能量最低原理：核外电子总是首先占据能量最低的轨道。
按照近似能级图，电子由低到高进入轨道的顺序为1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p。
因能级交错，其中E4s>E3d，电子先排满4s后再进入3d。
例如：钪元素核外21个电子依次填充的轨道为1s22s22p63s23p64s23d1。
②保里不相容原理：在同一原子中没有运动状态完全相同的电子，即同一个原子中的电子描述其运动状态的四个方面不可能完全相同。
在同一轨道上的电子必须自旋方向相反，每个轨道只能容纳2个电子。
根据保里不相容原理，各电子层最多容纳的电子总数为2n2。
周期表中各周期含有元素的数目以及填充的能级如下：周期数元素数所填充的能级一 2 1s二 8 2s、2p三 8 3s、3p四 18 4s、3d、4p五 18 5s、4d、5p六 32 6s、4f、5d、6p七（未填满） 32 （理论预测） 7s、5f、6d、7p（理论预测）③洪特规则：电子进入同一亚层的各个轨道(也称等价轨道)时，总是尽先分占不同轨道而且自旋方向相同。
例如氮原子核外电子排布的轨道表示式为： N原子的价电子中有3个未成对电子，这与N原子的成键情况和化合物的组成结构有密切的关系。
洪特还指出等价轨道上的电子排布处于以下状态比较稳定：a.全充满（p6、d10、f14）、b.半充满（p3、d5、f7）、c.全空（p0、d0，f0）。
这是由原子核外电子排列的所遵循的能量最低原理决定的。
在各层中，离原子核远，电子的能量越大，电子都首先排满能量低的运行轨道，这样排列到到最外层时，能量最低的轨道只有八个，如果电子多于八个，还有比此能量要求低的轨道（同一层也因轨道不同而能量不同）可以排布电子。
因此，就造成了最外层电子最多只能有八个。
若最外层是第n层，次外层就是第(n－1)层。
由于E(n-1)f＞E(n+1)s＞Enp，在第(n＋1)层出现前，次外层只有(n－1)s、(n－1)p、(n－1)d上有电子，这三个亚层共有9个轨道，最多可容纳18个电子，因此次外层电子数不超过18个。
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原子核外电子排布的原理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。
核外电子排布原理一——能量最低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、3d、4s、4p……原子轨道能量的高低(也称能级)主要由主量子数n和角量子数l决定。
当l相同时，n越大，原子轨道能量E越高，例如E1s＜E2s＜E3s；E2p＜E3p ＜E4p。
当n相同时，l越大，能级也越高，如E3s＜E3p＜E3d。
当n和l都不同时，情况比较复杂，必须同时考虑原子核对电子的吸引及电子之间的相互排斥力。
由于其他电子的存在往往减弱了原子核对外层电子的吸引力，从而使多电子原子的能级产生交错现象，如E4s＜E3d，E5s＜E4d。
Pauling根据光谱实验数据以及理论计算结果，提出了多电子原子轨道的近似能级图。
用小圆圈代表原子轨道，按能量高低顺序排列起来，将轨道能量相近的放在同一个方框中组成一个能级组，共有7个能级组。
电子可按这种能级图从低至高顺序填入。
核外电子排布原理二——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，每一个轨道中最多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，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。
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(2乘以n的平方）个电子。
核外电子排布原理三——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。
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电子构型与电子排布式的区别（常错点）电子构型是指：电子依照能量高低的能级进行排列，其一般顺序为：ls2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p6s4f5d6p7s5f6d电子排布式则是指：电子依照能层的顺序进行排列，其一般顺序为：1s2s2p3s3p3d4s4p4d4f...应注意区分。
核外电子排布在中学化学中的应用1．原子的核外电子排布与轨道表示式、原子结构示意图的关系：原子的核外电子排布式与轨道表示式描述的内容是完全相同的，相对而言，轨道表示式要更加详细一些，它既能明确表示出原子的核外电子排布在哪些电子层、电子亚层上，还能表示出这些电子是处于自旋相同还是自旋相反的状态，而核外电子排布式不具备后一项功能。
原子结构示意图中可以看出电子在原子核外分层排布的情况，但它并没有指明电子分布在哪些亚层上，也没有指明每个电子的自旋情况，其优点在于可以直接看出原子的核电荷数（或核外电子总数）。
2．原子的核外电子排布与元素周期律的关系在原子里，原子核位于整个原子的中心，电子在核外绕核作高速运动，因为电子在离核不同的区域中运动，我们可以看作电子是在核外分层排布的。
按核外电子排布的3条原则将所有原子的核外电子排布在该原子核的周围，发现核外电子排布遵守下列规律：原子核外的电子尽可能分布在能量较低的电子层上（离核较近）；若电子层数是n，这层的电子数目最多是2n2个；无论是第几层，如果作为最外电子层时，那么这层的电子数不能超过8个，如果作为倒数第二层（次外层），那么这层的电子数便不能超过18个。
这一结果决定了元素原子核外电子排布的周期性变化规律，按最外层电子排布相同进行归类，将周期表中同一列的元素划分为一族；按核外电子排布的周期性变化来进行划分周期如第一周期中含有的元素种类数为2，是由1s1~2决定的第二周期中含有的元素种类数为8，是由2s1~22p0~6决定的第三周期中含有的元素种类数为8，是由3s1~23p0~6决定的第四周期中元素的种类数为18，是由4s1~23d0~104p0~6决定的。
由此可见，元素原子核外电子排布的规律是元素周期表划分的主要依据，是元素性质周期性变化的根本所在。
对于同族元素而言，从上至下，随着电子层数增加，原子半径越来越大，原子核对最外层电子的吸引力越来越小，最外层电子越来越容易失去，即金属性越来越强；对于同周期元素而言，随着核电荷数的增加，原子核对外层电子的吸引力越来越强，使原子半径逐渐减小，金属性越来越差，非金属性越来越强。
简化的电子排布式电子排布式中的内层电子排布可用相应的稀有气体的元素符号加方括号来表示，以简化电子排布式。
以稀有气体的元素符号加方括号的播放称为“原子实”。
如碳、钠、钙原子的电子排布式分别是1s2 2s2 2p2、1s2 2s2 2p6 3s1、1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 ,其简化的电子排布式可以分别表示为[He]2s2 2p2[Ne]3s1[Ar]4s2。
原子实——[He]:1s2[Ne]:1s2 2s2 2p6[Ar]:1s2 2s2 2p6 3s2 3p6[Kr]:1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6[Xe]:1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d10 5s2 5p6[Rn]:1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d10 4f14 5s2 5p6 5d10 6s2 6p6[Uuo]:1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d10 4f14 5s2 5p6 5d10 5f14 6s2 6p6 6d10 7s2 7p61至36号原子的电子排布式注:原子轨道类型字母后的数字为电子个数标" * "的元素的电子排列较特殊[1]H氢1s1[2]He氦1s2[3]Li锂1s2 2s1[4]Be铍1s2 2s2[5]B硼1s2 2s2 2p1[6]C碳1s2 2s2 2p2[7]N氮1s2 2s2 2p3[8]O氧1s2 2s2 2p4[9]F氟1s2 2s2 2p5[10]Ne氖1s2 2s2 2p6[11]Na钠1s2 2s2 2p6 3s1[12]Mg镁1s2 2s2 2p6 3s2[13]Al铝1s2 2s2 2p6 3s2 3p1[14]Si硅1s2 2s2 2p6 3s2 3p2[15]P磷1s2 2s2 2p6 3s2 3p3[16]S硫1s2 2s2 2p6 3s2 3p4[17]Cl氯1s2 2s2 2p6 3s2 3p5[18]Ar氩1s2 2s2 2p6 3s2 3p6[19]K钾1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1[20]Ca钙1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2[21]Sc钪1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d1 4s2 [22]Ti钛1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d2 4s2 [23]V 钒1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d3 4s2*[24]Cr铬1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s1 [25]Mn锰1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s2 [26]Fe铁1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 4s2 [27]Co钴1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d7 4s2 [28]Ni镍1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d8 4s2*[29]Cu铜1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s1 [30]Zn锌1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 [31]Ga镓1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p1 [32]Ge锗1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p2 [33]As砷1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p3 [34]Se硒1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p4 [35]Br溴1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p5 [36]Kr氪1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6。