化学如何区别洪特规则泡利原理能量最低原理洪特规则特例

基态原子核外电子排布遵循能量最低原理、泡利原理、洪特规则。能量最低原理：原子核外的电子应优先排布在能量最低的能级里，然后由里到外，依次排布在能量逐渐升高的能级里。能级的能量高低顺序如构造原理所示(对于1～36号元素来说，应重点掌握和记忆“1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p”这一顺序)。泡利原理：在一个原子轨道里，最多只能容纳2个电子，而且它们的自旋状态相反，这一原理被称为泡利原理。因为每个原子轨道最多只能容纳 2个电子且自旋方向相反，所以从能层、能级、原子轨道、自旋方向四个方面来说明电子的运动状态是不可能有两个完全相同的电子的。如氟原子的电子排布可表示为1s22s22p2p2p，由于各原子轨道中的电子自旋方向相反，所以9个电子的运动状态互不相同。洪特规则：在相同能量的原子轨道上，电子的排布将尽可能占据不同的轨道，而且自旋方向相同，这就是洪特规则。通俗地说，洪特规则可以表述为电子总是尽量自旋平行地分占不同的轨道。如碳原子的电子排布图是，而不是。洪特规则的特例：在等价轨道(同一能级)上的电子排布处于全充满、半充满和全空状态时，具有较低的能量和较大的稳定性。

(1)泡利不相容原理---同一个轨道里,不能有四个量子数完全相同的两个电子! 推理---同一个轨道里的两个电子自旋必定相反! 同一个轨道里的两个电子,一个正自旋,一个反自旋! (2)能量最低原理---核外电子排布,尽先占据能量最低的轨道! 简单解释---能级交错!1s2,2s2,2p6,3s23p6,4s2,3d10,4p6... (3)洪特规则---电子尽先分占不同的轨道,且自旋相同! 推理---轨道半满,轨道全满是比较稳定的状态! (7)N---1S2,2S2,2Px,2Py,2Pz

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洪特规则之一 :洪特规则是在等价轨道（指相同电子层、电子亚层上的各个轨道）上排布的电子将尽可能分占不同的轨道，且自旋方向相同。后来经量子力学证明，电子这样排布可能使能量最低，所以洪特规则也可以包括在能量最低原理中。 洪特规则之二 :洪特规则 又称等价轨道规则。在同一个电子亚层中排布的电子，总是尽先占据不同的轨道，且自旋方向相同。如氮原子中的3个p电子分布于3个p轨道上并取向相同的自旋方向。p轨道上有3个电子、d轨道上有5个电子、f轨道上有7个电子时，都是半充满的稳定结构。另外量子力学的研究表明；等价轨道全空(p0、d0、f0)和全满时(p6、d10、f14)的结构，也具有较低能量和较大的稳定性。像铁离子Fe3+(3d5)和亚铁离子Fe2+(3d6)对比看，从3d6→3d5才稳定，这和亚铁离子不稳定易被氧化的事实相符合。根据洪特规则铬的电子排布式应为1s22s22p63s23p63d54s1。 以上是洪特规则,谢谢.

1、在能量相等的轨道上，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。例如碳原子核外有6个电子，按能量最低原理和泡利不相容原理，首先有2个电子排布到第一层的1s轨道中，另外2个电子填入第二层的2s轨道中，剩余2个电子排布在2个p轨道上，具有相同的自旋方向，而不是两个电子集中在一个p轨道，自旋方向相反。也就是尽可能分别占据同级的亚层轨道，并且自旋一致。 2、泡利不相容原理指在原子中不能容纳运动状态完全相同的电子。又称泡利原理、不相容原理引。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，都在第一层，电子云形状是球形对称、只有一种完全相同伸展的方向，因此，自旋方向必然相反。否则就是运动状态完全相同的了，这是不允许的。

核外电子的分层排布规律：1、第一层不超过2个，第二层不超过8个；2、最外层不超过8个。每层最多容纳电子数为2n2个(n代表电子层数)，即第一层不超过2个，第二层不超过8个，第三层不超过18个；3、最外层电子数不超过8个(只有1个电子层时，最多可容纳2个电子)。4、最低能量原理：电子尽可能地先占有能量低的轨道，然后进入能量高的轨道，使整个原子的能量处于最低状态。5、泡利原理：每个原子轨道里最多只能容纳2个电子，且自旋状态相反。6、洪特规则：当电子排布在同一能级的不同轨道时，基态原子中的电子总是优先单独占据一个轨道，且自旋状态相同。扩展资料一、核外电子排布与元素性质的关系1、金属元素原子的最外层电子数一般小于4，较易失去电子，形成阳离子，表现出还原性，在化合物中显正化合价。2、非金属元素原子的最外层电子数一般大于或等于4，较易获得电子，活泼非金属原子易形成阴离子。在化合物中主要显负化合价。3、稀有气体元素的原子最外层为8电子(氦为2电子)稳定结构，不易失去或得到电子，通常表现为0价。4、核外电子排布的几条规律之间既相互独立又相互统一，不能孤立地应用其中一条，如当M层不是最外层时，最多排布的电子数为2×32＝18个，而当M层是最外层时，则最多只能排布8个电子。5、书写原子结构示意图时要注意审题和书写规范：看清是原子还是离子结构示意图，勿忘记原子核内的“＋”号。二、1～18号元素原子结构的特征1、原子核中无中子的原子：H。2、最外层有1个电子的元素：H、Li、Na。3、最外层有2个电子的元素：Be、Mg、He。4、最外层电子数等于次外层电子数的元素：Be、Ar。5、最外层电子数是次外层电子数2倍的元素：C；是次外层3倍的元素：O；是次外层4倍的元素：Ne。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。9、内层电子总数是最外层电子数2倍的元素：Li、P。10、电子层数是最外层电子数2倍的原子有Li。11、最外层电子数是电子层数2倍的原子有He、C、S。12、最外层电子数是电子层数3倍的原子有O。参考资料来源：百度百科-核外电子排布

因为2P的一个原子轨道中容纳了两个自旋方向相同的电子，而泡利不相容原理上：原子轨道中最多容纳两个自旋方向相反的电子，所以答案上说违背了泡利原理。不过答案考虑不全面，所以没有提到洪特规则。准确讲应违背了泡利不相容原理和洪特规则。希望我的回答能对你的学习有帮助！

指在原子中不能容纳运动状态完全相同的电子。又称泡利原子、不相容原理。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，都在第一层（K层），电子云形状是球形对称、只有一种完全相同伸展的方向，自旋方向必然相反。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2n2。 核外电子排布遵循泡利不相容原理、能量最低原理和洪特规则．能量最低原理就是在不违背泡利不相容原理的前提下，核外电子总是尽先占有能量最低的轨道，只有当能量最低的轨道占满后，电子才依次进入能量较高的轨道，也就是尽可能使体系能量最低．洪特规则是在等价轨道(相同电子层、电子亚层上的各个轨道)上排布的电子将尽可能分占不同的轨道，且自旋方向相同．后来量子力学证明，电子这样排布可使能量最低，所以洪特规则可以包括在能量最低原理中，作为能量最低原理的一个补充． 自旋为半整数的粒子（费米子）所遵从的一条原理。简称泡利原理。它可表述为全同费米子体系中不可能有两个或两个以上的粒子同时处于相同的单粒子态。电子的自旋，电子遵从泡利原理。1925年W.E.泡利为说明化学元素周期律提出来的。原子中电子的状态由主量子数n、角量子数l、磁量子数ml以及自旋磁量子数ms所描述，因此泡利原理又可表述为原子内不可能有两个或两个以上的电子具有完全相同的4个量子数n、l 、ml 、ms 。根据泡利原理可很好地说明化学元素的周期律。泡利原理是全同费米子遵从的一条重要原则，在所有含有电子的系统中，在分子的化学价键理论中、在固态金属、半导体和绝缘体的理论中都起着重要作用。后来知道泡利原理也适用于其他如质子、中子等费米子。泡利原理是认识许多自然现象的基础。 最初泡利是在总结原子构造时提出一个原子中没有任何两个电子可以拥有完全相同的量子态。 一个由个费米子组成的量子系统波函数完全反对称： 和是第个费米子的位置和自旋，是置换算符，其作用是对换两个粒子： 解释[编辑本段] 假如将任何两个粒子对调后波函数的值的符号改变的话，那么这个波函数就是完全反对称的。这说明两个费米子在同一个系统中永远无法占据同一量子态。由于所有的量子粒子是不可区分的，假如两个费米子的量子态完全相同的话，那么在将它们对换后不应该波函数的值不应该改变。这个悖论的唯一解是该波函数的值为零： 比如在上面的例子中假如两个粒子的位置波函数一致的话，那么它们的自旋波函数必须是反对称的，也就是说它们的自旋必须是相反的。

电子在原子轨道的运动遵循三个基本定理：能量最低原理、泡利不相容原理、洪德定则。能量最低原理　　能量最低原理的意思是：核外电子在运动时，总是优先占据能量更低的轨道，使整个体系处于能量最低的状态。泡利不相容原理　　物理学家泡利在总结了众多事实的基础上提出：不可能有完全相同的两个费米子同时拥有样的量子物理态。泡利不相容原理应用在电子排布上，可表述为：同一轨道上最多容纳两个自旋相反的电子。该原理有两个推论：　　①若两电子处于同一轨道，其自旋方向一定不同；　　②若两个电子自旋相同，它们一定不在同一轨道；　　③每个轨道最多容纳两个电子。洪德规则(Hund"srule)　　洪德在总结大量光谱和电离势数据的基础上提出：电子在简并轨道上排布时，将尽可能分占不同的轨道，且自旋平行[6]。对于同一个电子亚层，当电子排布处于　　全满（s^2、p^6、d^10、f^14）　　半满（s^1、p^3、d^5、f^7）　　全空（s^0、p^0、d^0、f^0）　　时比较稳定。电子排布式　　最初人们只是用电子结构示意图来表示原子的微观结构，但电子结构示意图只能表示出原子的电子层而不能表示出能级和轨道，电子排布式由此诞生。　　电子排布式的表示方法为：用能级符号前的数字表示该能级所处的电子层，能级符号后的指数表示该能级的电子数，电子依据“能级交错”后的能级顺序顺序和“能量最低原理”、“泡利不相容原理”和“洪德规则”三个规则进行进行。另外，虽然电子先进入4s轨道，后进入3d轨道（能级交错的顺序），但在书写时仍然按1s∣2s,2p∣3s,3p,3d∣4s的顺序进行。　　示例　　H：1s^1　　F：1s^2∣2s^2,2p^5　　S：1s^2∣2s^2,2p^6∣3s^2,3p^4　　Cr：1s^2∣2s^2,2p^6∣3s^2,3p^6,3d^5∣4s^1（注意加粗数字，是3d^5,4s^1而不是3d^4,4s^2，因为d轨道上，5个电子是半充满状态，这里体现了洪德规则）。　　这个顺序还是先依据能量最低原理然后是“泡利不相容原理”和“洪德规则”

违背泡利不相容规则的是6,因为一个轨道只能填充两个电子;违背洪特规则的是2,因为2p上的电子要尽可能占更多的轨道。违背洪特规则特例的是4,因为d轨道在电子全充满时较稳定，因此应该是3d9，4s1。违背能量最低原则的是135.

泡利不相容原理（英语：Pauli"s exclusion principle）是由沃尔夫冈·泡利于1925年通过实验观察得到的结论，也称泡利原理或不相容原理。泡利不相容原理是微观粒子运动的基本规律之一，它指出在费米子组成的系统中，不能有两个或两个以上的粒子处于完全相同的状态。在原子中完全确定一个电子的状态需要四个量子数，所以泡利不相容原理在原子中就表现为不能有两个或两个以上的电子具有完全相同的四个量子数，这成为电子在核外排布形成周期性从而解释元素周期表的准则之一。

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.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.电子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…… 规则E：np＞（n－1）d＞（n－2）f＞ns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.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；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；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.

违反泡利不相容原理，简单，你一个轨道塞三个电子禁区就违反了。怎么算违背洪特规则？比如说这个Cr原子，应该试做[Ar]3d(5)4s(1)，你写成3d(4)4s(2)就违背了。

碳Z=6的原子基态 2s2,2p2. p 轨道里的两个电子平行（洪特规则）L=1 ===> PS=1===>2S+1=3J=2,1,0所以，基态光谱项=3P; 基态光谱支项=3P0

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.2．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,这就是泡利不相容原理所告诉大家的.3．洪特规则 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,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.

1 能量最低原理 自然界一个普遍的规律是“能量越低越稳定”。原子中的电子也是如此。在不违反保里原理的条件下，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。 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。一切自然变化进行的方向都是使能量降低，因为能量较低的状态比较稳定，此谓能量最低原理。人是自然界的一员，我想也应该适用于此原理。所以人才会通过各种方式发泄和排解自己的各种能量。这其中包括喜怒哀乐等情绪以运动。不过释放能量的方式还是要注意的，如小孩本身不能存储过多的情绪，想哭就哭、想笑就笑，没有太大的冲击；而成人能够容纳很多的能量，所以感情更深沉丰富。但也有弊端，如果这些能量不能合理的排解，一旦冲垮理智的大坝，江河泛滥，后果不堪设想。我想在我们提升自身修养与胸怀的同时，一定要时刻注意心理能量的警戒线，及时合理宣泄自身的情绪。有容乃大，无欲则刚。 2 另外解释一下 是洪特规则 不是洪特原理 在能量相等的轨道上，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。例如碳原子核外有6个电子，按能量最低原理和保里不相容原理，首先有2个电子排布到第一层的1s轨道中，另外2个电子填入第二层的2s轨道中，剩余2个电子排布在2个p轨道上，具有相同的自旋方向，而不是两个电子集中在一个p轨道，自旋方向相反。作为洪特规则的补充，能量相等的轨道全充满、半克满或全空的状态比较稳定。 根据以上原则，电子在原子轨道中填充排布的顺序为1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d…。下面我们运用核外电子排布的三原则来讨论核外电子排布的几个实例。氮(N)原子核外有7个电子，根据能量最低原理和保里不相容原理，首先有2个电子排布到第一层的1s轨道中，又有2个电子排布到第二层的2s轨道中。按照洪特规则，余下的3个电子将以相同的自旋方式分别排布到3个方向不同但能量相同的2p轨道中。氮原子的电子排布式为1s2 2s2 2p3。这种用量子数n和l表示的电子排布方式，叫做电子构型或电子组态，右上角的数字是轨道中的电子数目。也可以用下式比较形象地表明这些电子的磁量子数和自旋量子数：氖(Ne)原子核外有10个电子，根据电子排布三原则，第一电子层中有2个电子排布到1s轨道上，第二层中有8个电子，其中2个排布到2s轨道上，6个排布到2p轨道上。因此氛的原子结构可以用电子构型表示为1s2 2s2 2p6。这种最外电子层为8电子的结构，通常是一种比较稳定的结构，称为稀有气体结构。钠(Na)原子核外共有11个电子，按照电子排布顺序，最后一个电子应填充到第三电子层上，它的电子构型为1s2 2s2 2p6 3s1。为了避免电子结构式书写过繁，也可以把内层电子已达到稀有气体结构的部分写成“原子实”，以稀有气体的元素符号外加方括号来表示，例如钠原子的电子构型也可以表示为〔Ne〕3s1钾(K)原子核外共有19个电子，由于3d和4s轨道能级交错，第19个电子填入4s轨道而不填入3d轨道，它的电子构型为1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1或〔Ar〕4s1。同理20号元素钙(Ca)的第19，20个电子也填入4s轨道，钙原子的电子构型为〔Ar〕4s2。铬(Cr)原子核外有24个电子，最高能级组中有6个电子。铬的电子构型为〔Ar〕3d5 4s1，而不是〔Ar〕3d4 4s2。这是因为3d5的半充满结构是一种能量较低的稳定结构。洪特规则之一 洪特规则是在等价轨道（指相同电子层、电子亚层上的各个轨道）上排布的电子将尽可能分占不同的轨道，且自旋方向相同。后来经量子力学证明，电子这样排布可能使能量最低，所以洪特规则也可以包括在能量最低原理中。 洪特规则之二 洪特规则 又称等价轨道规则。在同一个电子亚层中排布的电子，总是尽先占据不同的轨道，且自旋方向相同。如氮原子中的3个p电子分布于3个p轨道上并取向相同的自旋方向。p轨道上有3个电子、d轨道上有5个电子、f轨道上有7个电子时，都是半充满的稳定结构。另外量子力学的研究表明；等价轨道全空(p0、d0、f0)和全满时(p6、d10、f14)的结构，也具有较低能量和较大的稳定性。像铁离子Fe3+(3d5)和亚铁离子Fe2+(3d6)对比看，从3d6→3d5才稳定，这和亚铁离子不稳定易被氧化的事实相符合。根据洪特规则铬的电子排布式应为1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s1。 3 保里不相容原理 在一个原子中没有两个或两个以上电子具有完全相同的四个量子数(在主量子数n、角量子数l、磁量子数ml、自旋磁量子数ms表象中的表达)。或者说一个原子轨道上（主量子数n、角量子数l、磁量子数ml 相同时）最多只能排两个电子，而且这两个电子自旋方向必须相反。因此一个s轨道最多只能有2个电子，p轨道最多可以容纳6个电子。按照这个原理，表1-1归纳了各个原子轨道上可容纳最多的电子数，从表中可得出第n电子层能容纳的电子总数为2n2个。泡利不相容原理： 指在原子中不能容纳运动状态完全相同的电子。又称泡利原子、不相容原理。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，都在第一层（K层），电子云形状是球形对称、只有一种完全相同伸展的方向，自旋方向必然相反。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2n2。 核外电子排布遵循泡利不相容原理、能量最低原理和洪特规则．能量最低原理就是在不违背泡利不相容原理的前提下，核外电子总是尽先占有能量最低的轨道，只有当能量最低的轨道占满后，电子才依次进入能量较高的轨道，也就是尽可能使体系能量最低．洪特规则是在等价轨道(相同电子层、电子亚层上的各个轨道)上排布的电子将尽可能分占不同的轨道，且自旋方向相同．后来量子力学证明，电子这样排布可使能量最低，所以洪特规则可以包括在能量最低原理中，作为能量最低原理的一个补充． 自旋为半整数的粒子（费米子）所遵从的一条原理。简称泡利原理。它可表述为全同费米子体系中不可能有两个或两个以上的粒子同时处于相同的单粒子态。电子的自旋，电子遵从泡利原理。1925年W.E.泡利为说明化学元素周期律提出来的。原子中电子的状态由主量子数n、角量子数l、磁量子数ml以及自旋磁量子数ms所描述，因此泡利原理又可表述为原子内不可能有两个或两个以上的电子具有完全相同的4个量子数n、l 、ml 、ms 。根据泡利原理可很好地说明化学元素的周期律。泡利原理是全同费米子遵从的一条重要原则，在所有含有电子的系统中，在分子的化学价键理论中、在固态金属、半导体和绝缘体的理论中都起着重要作用。后来知道泡利原理也适用于其他如质子、中子等费米子。泡利原理是认识许多自然现象的基础。 最初泡利是在总结原子构造时提出一个原子中没有任何两个电子可以拥有完全相同的量子态。 一个由个费米子组成的量子系统波函数完全反对称： 和是第个费米子的位置和自旋，是置换算符，其作用是对换两个粒子： 解释： 假如将任何两个粒子对调后波函数的值的符号改变的话，那么这个波函数就是完全反对称的。这说明两个费米子在同一个系统中永远无法占据同一量子态。由于所有的量子粒子是不可区分的，假如两个费米子的量子态完全相同的话，那么在将它们对换后不应该波函数的值不应该改变。这个悖论的唯一解是该波函数的值为零： 比如在上面的例子中假如两个粒子的位置波函数一致的话，那么它们的自旋波函数必须是反对称的，也就是说它们的自旋必须是相反的。4 至于洪特特例包含在上面的洪特规则了,你可以自己看啊

你好，是的，不是基态的原子可以不满足泡利不相容原理和洪特规则。激发态的原子的电子不会按照能量最低的规则排布，有时候是最外层电子到更外面的能级呆着，有时候甚至可以内层电子激发到最外层电子以外的能级呆着。一个简单的例子，H原子的电子，在激发态时，可以在n=5的能级上呆着，当然，这是一种不稳定的状态。希望对你有所帮助！不懂请追问！望采纳！

洪特规则内容：当电子排布在同一能级的不同轨道时，基态原子中的电子总是优先单独占据一个轨道，且自旋状态相同。这个规则由洪特首先提出，称为洪特规则。基态原子的电子排布遵循能量最低原理、泡利原理和洪特规则。用构造原理得到的电子排布式给出了基态原子核外电子在能层和能级中的排布，而电子排布图还给出了电子在原子轨道中的排布。另外，我们通常所说的电子排布指的是基态原子的电子排布。对于同一个电子亚层，当电子排布处于全满（s^2．p^6．d^10．f^14）半满（s^1．p^3．d^5．f^7）全空（s^0、p^0、d^0、f^0）时比较稳定。第二，第五主族的第一电离能大于于之相邻的主族

　　结构化学是在原子- 分子水平上研究物质分子构型与组成的相互关系以及结构和各种运动的相互影响的化学分支学科。接下来我为你整理了选修三结构化学知识点总结，一起来看看吧。 　　选修三结构化学知识点：原子结构 　　1、能层和能级 　　(1)能层和能级的划分 　　①在同一个原子中，离核越近能层能量越低。 　　②同一个能层的电子，能量也可能不同，还可以把它们分成能级s、p、d、f，能量由低到高依次为s、p、d、f。 　　③任一能层，能级数等于能层序数。 　　④s、p、d、fu2026u2026可容纳的电子数依次是1、3、5、7u2026u2026的两倍。 　　⑤能层不同能级相同，所容纳的最多电子数相同。 　　(2)能层、能级、原子轨道之间的关系 　　每能层所容纳的最多电子数是：2n2(n：能层的序数)。 　　2、构造原理 　　(1)构造原理是电子排入轨道的顺序，构造原理揭示了原子核外电子的能级分布。 　　(2)构造原理是书写基态原子电子排布式的依据，也是绘制基态原子轨道表示式的主要依据之一。 　　(3)不同能层的能级有交错现象，如E(3d)>E(4s)、E(4d)>E(5s)、E(5d)>E(6s)、E(6d)>E(7s)、E(4f)>E(5p)、E(4f)>E(6s)等。原子轨道的能量关系是：ns<(n-2)f < (n-1)d 　　(4)能级组序数对应着元素周期表的周期序数，能级组原子轨道所容纳电子数目对应着每个周期的元素数目。 　　根据构造原理，在多电子原子的电子排布中：各能层最多容纳的电子数为2n2 ;最外层不超过8个电子;次外层不超过18个电子;倒数第三层不超过32个电子。 　　(5)基态和激发态 　　①基态：最低能量状态。处于 最低能量状态 的原子称为 基态原子 。 　　②激发态：较高能量状态(相对基态而言)。基态原子的电子吸收能量后，电子跃迁至较高能级时的状态。处于激发态的原子称为激发态原子 。 　　③原子光谱：不同元素的原子发生电子跃迁时会吸收(基态u2192激发态)和放出(激发态u2192较低激发态或基态)不同的能量(主要是光能)，产生不同的光谱——原子光谱(吸收光谱和发射光谱)。利用光谱分析可以发现新元素或利用特征谱线鉴定元素。 　　3、电子云与原子轨道 　　(1)电子云：电子在核外空间做高速运动，没有确定的轨道。因此，人们用“电子云”模型来描述核外电子的运动。“电子云”描述了电子在原子核外出现的概率密度分布，是核外电子运动状态的形象化描述。 　　(2)原子轨道：不同能级上的电子出现 概率 约为90%的电子云空间轮廓图 称为原子轨道。s电子的原子轨道呈 球形对称，ns能级各有1个原子轨道;p电子的原子轨道呈纺锤形，np能级各有3个原子轨道，相互垂直(用px、py、pz表示);nd能级各有5个原子轨道;nf能级各有7个原子轨道。 　　4、核外电子排布规律 　　(1)能量最低原理：在基态原子里，电子优先排布在能量最低的能级里，然后排布在能量逐渐升高的能级里。 　　(2)泡利原理：1个原子轨道里最多只能容纳2个电子，且自旋方向相反。 　　(3)洪特规则：电子排布在同一能级的各个轨道时，优先占据不同的轨道，且自旋方向相同。 　　(4)洪特规则的特例：电子排布在p、d、f等能级时，当其处于全空 、半充满或全充满时，即p0、d0、f0、p3、d5、f7、p6、d10、f14，整个原子的能量最低，最稳定。 　　能量最低原理表述的是“整个原子处于能量最低状态”，而不是说电子填充到能量最低的轨道中去，泡利原理和洪特规则都使“整个原子处于能量最低状态”。 　　电子数 　　(5)(n-1)d能级上电子数等于10时，副族元素的族序数=ns能级电子数 　　选修三结构化学知识点：元素周期表和元素周期律 　　1、元素周期表的结构 　　元素在周期表中的位置由原子结构决定：原子核外的能层数决定元素所在的周期，原子的价电子总数决定元素所在的族。 　　(1)原子的电子层构型和周期的划分 　　周期是指能层(电子层)相同，按照最高能级组电子数依次增多的顺序排列的一行元素。即元素周期表中的一个横行为一个周期，周期表共有七个周期。同周期元素从左到右(除稀有气体外)，元素的金属性逐渐减弱， 非金属性逐渐增强。 　　(2)原子的电子构型和族的划分 　　族是指价电子数相同(外围电子排布相同)，按照电子层数依次增加的顺序排列的一列元素。即元素周期表中的一个列为一个族(第Ⅷ族除外)。共有十八个列，十六个族。同主族周期元素从上到下，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。 　　(3)原子的电子构型和元素的分区 　　按电子排布可把周期表里的元素划分成 5个区，分别为s区、p区、d区、f区和ds区，除ds区外，区的名称来自按构造原理最后填入电子的能级的符号。 　　选修三结构化学知识三字经 　　选修三，新增添，看似繁，实不难， 　　说理想，说成绩，盼学子，多努力。 　　大爆炸，原子生，少量氦，大量氢， 　　原子中，看电子，能量差，分七层， 　　能层中，分能级，数轨道，电子添， 　　泡利理，两个反，洪特则，单独占， 　　构造理，排电子，铬和铜，皆不从， 　　一个半，一个全，为特例，能量低， 　　激发态，变基态，电子迁，光呈现， 　　光谱仪，吸和放，现新素，旧素鉴， 　　电子行，无规律，电子云，是几率， 　　百九十，不同形，S球，P 哑铃。 　　基原子，电子排，去0族，价电来, 　　价电子，看规律，周期表，分五区， 　　ds，d 紧连，sp，守两边， 　　f区，不重要，含镧锕，须知道， 　　周期律，看变化，电离能，电负性， 　　比半径，两因素，数能层，电荷数。 　　共价键，结分子，电子对，为共用， 　　电子云，球哑铃，据重叠，分键型， 　　西格玛，头碰头，重叠大，键稳定， 　　P P л, 肩并肩，要出现，键二三， 　　键参数，能长角，稳不稳，能大小， 　　键越长，能越小，分子形，看键角， 　　价原同，等电体，性质似，新原理。 　　分子多，形不同，价层斥，求稳定， 　　A B n ，看中原，键全成，n 定形， 　　分子内，存杂化，孤电对，西格玛， 　　配合物，新化键，浓与稀，颜色变， 　　配离子，金属成，主族少，过渡丰。 　　溶不溶，看极性，非极性，电归中， 　　分子间，力两面，范德华，和氢键， 　　手性碳，四键连，皆不同，始为然， 　　含氧酸，比酸性，非羟基，氧减氢。 　　非晶体，量很少，有玻璃，和橡胶， 　　得晶体，三途径，析结晶，两种凝， 　　自范性，多面体，能衍射，各向异， 　　多晶胞，六面体，需并置，且无隙。 　　分子晶，很常见，多为气，五类判， 　　配位高，密堆积，硬度小，熔沸低。 　　原子晶，共价键，熔沸高，硬度好。 　　电子气，金属晶，导热电，延展性， 　　简单立，和K型，密堆积，Mg和Cu。 　　混合晶，为石墨，碳异形，兼三性。 　　离子晶，晶格能，看电荷，比半径， 　　一几何，二电荷，两因素，配位数。 　　乘长风，破激浪，积跬步，高峰上，

这个问题容易产生误解。核外电子排布中所说的能量最低原理中的能量是特指轨道的能量（不考虑电子自旋对电子能量的影响）。而更广义的能量最低原理中所说的能量是指任一系统的自身能量的总和（对于宏观系统即是内能）。对于原子系统而言，广义的能量最低原理要求所有电子的能量（考虑电子自旋对能量的影响）总和最小。因此狭义的能量最低原理和洪特规则甚至保里（泡利）原理都是广义的能量最低原理的具体要求。反过来说如果不同时满足这三个具体要求，原子系统的总能量就不是最低，系统就处于不稳定的状态（即所谓的激发态）。原子通常情况下都尽可能处于能量最低的状态（即所谓的基态），能量较高的激发态不是不可能存在，而是要存在的话需要外界输入能量，并且存在的时间极短。不同轨道之间能量的差别较大，而电子自旋引起的能量差异较小，因此电子排布时，首先要满足狭义的能量最低原理（同时满足保里原理）。例如2p轨道上有空位（有没有空位是保里原理说了算）时，电子不会排到3s或能量更高的轨道上去。比方碳原子首先填充1s轨道2个电子，再填2s轨道2个电子，剩下的两个电子将排在2p轨道中。至于这两个电子在2p轨道中怎么排就是洪特规则说了算（三个p轨道中的两个分别填充1个电子，且这两个电子自旋平行，这样才能使电子的总能量最低。如果两个电子以自旋相反排在同一个p轨道中这样电子的总能量要比前一方式要高）。

泡利原理，能量反应最低原理，洪特规则，离子键、共价键理论，轨道杂化理论是新课标选修三的核心内容呀，也是和大学无机化学和结构化学练习最紧密的内容呀。泡利原理，能量反应最低原理，洪特规则出现在原子结构理论内容中；离子键、共价键理论，轨道杂化理论是分子结构和晶体结构里面的内容。一个原子轨道里最多只能容纳2个电子，而且自旋方向相反，这个原理成为泡利原理。当电子排布在同一能级的不同轨道时，总是优先单独占据一个轨道，而且自旋方向相同，这个规则是洪特规则.能量最低原理：原子的电子排布遵循构造原理能使整个原子的能量处于最低状态，简称能量最低原理。1 .共价键1.成因：共价键时原子之间通过共用电子对形成的化学键，其实质是经典作用。2.特点：⑴共价键有饱和性在共价分子中，每个原子成键的总数或以单键连接的原子数目是一定的，这是共价键的饱和性。形成条件之一是原子中必须有成单电子，由于一个原子的一个成单电子只能与另一个原子成单电子配对，形成一个共价单键，因此一个原子有几个成单电子便可与一个或几个原子的成单电子配对形成共价键。⑵共价键有方向性：形成共价键时，原子总是沿着原子轨道最大重叠的方向成键，故共价键是有方向性的。3.类型 ⑴σ键：沿键轴的方向，以“头碰头”的方式发生轨道重叠，如s-s(H2)，s-px(HCl)，px-px(Cl2)等，轨道重叠部分沿着键轴呈圆柱形对称，由于成键轨道总是在键轴方向上重叠，故成键时轨道发生最大程度的重叠，所以σ键的键能大，稳定性高，能量低。⑵π键：原子轨道总以“肩并肩”（或平行）的方式发生轨道重叠，原罪轨道重叠部分具有镜像对称性。从原子轨道重叠程度看，π键轨道重叠程度比σ键小，π键的键能要小于σ键，所以π键的稳定性也低于σ键，活动性高，是化学反应的积极参与者。杂化轨道理论简介1.杂化 杂化轨道杂化是指在形成分子时，由于原子的相互影响，若干不同类型能量相近的原子轨道混合起来，重新组合成一组新轨道。这种轨道重新组合的过程叫杂化，所形成的新轨道就称为杂化轨道。2.杂化的过程杂化轨道理论认为在形成分子时，通常存在激发、杂化和轨道重叠等过程。如CH4分子的形成过程：碳原子2s轨道中1个电子吸收能量跃迁到2p空轨道上，这个过程称为激发，但此时各个轨道的能量并不完全相同，于是1个2s轨道和3个2p轨道“混合”起来，形成能量相等、成分相同的4个sp3杂化轨道。然后4个sp3杂化轨道上的电子间相互排斥，使四个杂化轨道指向空间距离最远的正四面体的四个顶点，碳原子的4个sp3杂化轨道分别与4个H原子的1s轨道形成4个相同的σ键，从而形成CH4分子。由于四个C-H键完全相同，所以形成的CH4分子为正四面体，键角1090228＇。3.杂化轨道的类型: sp杂化、sp2杂化、sp3杂化等三种形式.

人家楼主是中学生，怎么可能懂量子？ 1L的回答是正解，但人家可能不懂吧。你就记得这个结论吧......

核外电子是按能量高低排在不同的轨道上，低能量的电子首先排在能低级轨道，低能级轨道填满之后，再排更高一级的轨道，原子核外轨道能级由低到高为1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p6s4f5d6p7s5f6d7p，其中s轨道最多容纳2个电子，p轨道6个，d轨道10个，f轨道14个。比如H原子核外只有一个电子，这个电子应排在1s轨道上，如果它受到激发，跃迁到了2s轨道，那么它就处于激发态，再例如B原子外有5个电子，这五个电子分别排在1s轨道上两个，2s轨道上两个，2p轨道上一个。如果发现2s轨道上只有一个电子，而2p轨道上有两个电子，说明2s轨道上的一个电子发生了跃迁，跑到了2p轨道，这个电子就处于激发态。总之，低能级轨道若未排满，却有电子跑到了高能级轨道，那么这个电子就处于激发态。扩展资料：处于稳定状态（基态）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，它们还要遵守最低能量原理，泡利不相容原理和洪特规则。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。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2*（n^2）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。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。参考资料来源：百度百科——核外电子排布

能量最低规律2n^2规律-2(n+1)^2规律

原子核外电子排布遵循的三大规律一、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二、能量最低原理：1、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。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。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。三、洪特规则：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。

选D洪特规则∶当电子排步在同一能级的不同轨道时，基态原子中的电子总是优先占据一个轨道，而且自旋状态相同，题中的P能级的Z轨道还没占满就占据X轨道，这是违背了洪特规则

1.洪特规则：洪特根据大量的光谱实验指出：电子在能量相同的轨道（即等价轨道）上排布时，总是尽可能分占不同的轨道且自旋方向同向，因为这样的排布方式总能量最低，称为洪特规则。 2.泡利原理：自旋为半整数的粒子（费米子）所遵从的一条原理，简称泡利原理。 3.它可表述为全体费米子体系中不可能有两个或两个以上的粒子同时处于相同的单粒子态。 4.能量最低原理：在不违背泡利不相容原理的前提下，核外电子总是尽先占有能量最低的轨道，只有当能量最低的轨道占满后，电子才依次进入能量较高的轨道，也就是尽可能使体系能量最低。

洪特规则特例是指：对于基态原子来说在能量相等的轨道上，自旋平行的电子数目最多时，原子的能量最低。对于同一电子亚层中，当电子排布为全充满、半充满或全空时是比较稳定的。洪特规则特例前提：对于基态原子来说，在能量相等的轨道上，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。泡利不相容原理泡利不相容原理（Pauli exclusion principle），又称泡利原理、不相容原理，是微观粒子运动的基本规律之一。它指出：在费米子组成的系统中，不能有两个或两个以上的粒子处于完全相同的状态。在原子中完全确定一个电子的状态需要四个量子数。所以泡利不相容原理在原子中就表现为：不能有两个或两个以上的电子具有完全相同的四个量子数，或者说在轨道量子数m，l，n确定的一个原子轨道上最多可容纳两个电子，而这两个电子的自旋方向必须相反。这成为电子在核外排布形成周期性从而解释元素周期表的准则之一。以上内容参考：百度百科——泡利不相容原理

使能量低 并且占据轨道要多

泡利不相容原理：　　指在原子中不能容纳运动状态完全相同的电子。又称泡利原子、不相容原理。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，都在第一层（K层），电子云形状是球形对称、只有一种完全相同伸展的方向，自旋方向必然相反。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2n2。　　核外电子排布遵循泡利不相容原理、能量最低原理和洪特规则．能量最低原理就是在不违背泡利不相容原理的前提下，核外电子总是尽先占有能量最低的轨道，只有当能量最低的轨道占满后，电子才依次进入能量较高的轨道，也就是尽可能使体系能量最低．洪特规则是在等价轨道(相同电子层、电子亚层上的各个轨道)上排布的电子将尽可能分占不同的轨道，且自旋方向相同．后来量子力学证明，电子这样排布可使能量最低，所以洪特规则可以包括在能量最低原理中，作为能量最低原理的一个补充．　　自旋为半整数的粒子（费米子）所遵从的一条原理。简称泡利原理。它可表述为全同费米子体系中不可能有两个或两个以上的粒子同时处于相同的单粒子态。电子的自旋，电子遵从泡利原理。1925年W.E.泡利为说明化学元素周期律提出来的。原子中电子的状态由主量子数n、角量子数l、磁量子数ml以及自旋磁量子数ms所描述，因此泡利原理又可表述为原子内不可能有两个或两个以上的电子具有完全相同的4个量子数n、l 、ml 、ms 。根据泡利原理可很好地说明化学元素的周期律。泡利原理是全同费米子遵从的一条重要原则，在所有含有电子的系统中，在分子的化学价键理论中、在固态金属、半导体和绝缘体的理论中都起着重要作用。后来知道泡利原理也适用于其他如质子、中子等费米子。泡利原理是认识许多自然现象的基础。　　最初泡利是在总结原子构造时提出一个原子中没有任何两个电子可以拥有完全相同的量子态。　　一个由个费米子组成的量子系统波函数完全反对称：　　和是第个费米子的位置和自旋，是置换算符，其作用是对换两个粒子：　　解释：　　假如将任何两个粒子对调后波函数的值的符号改变的话，那么这个波函数就是完全反对称的。这说明两个费米子在同一个系统中永远无法占据同一量子态。由于所有的量子粒子是不可区分的，假如两个费米子的量子态完全相同的话，那么在将它们对换后不应该波函数的值不应该改变。这个悖论的唯一解是该波函数的值为零：　　比如在上面的例子中假如两个粒子的位置波函数一致的话，那么它们的自旋波函数必须是反对称的，也就是说它们的自旋必须是相反的。

洪特规则前提 洪特规则前提：对于基态原子来说 在能量相等的轨道上，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。例如碳原子核外有6个电子，按能量最低原理和泡利不相容原理，首先有2个电子排布到第一层的1s轨道中，另外2个电子填入第二层的2s轨道中，剩余2个电子排布在2个p轨道上，具有相同的自旋方向，而不是两个电子集中在一个p轨道，自旋方向相反。作为洪特规则的补充，能量相等的轨道全充满、半满或全空的状态比较稳定。 根据以上原则，电子在原子轨道中填充排布的顺序为1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d…。 [编辑本段]详细信息 下面我们运用核外电子排布的三原则来讨论核外电子排布的几个实例。 氮(N)原子核外有7个电子，根据能量最低原理和泡利不相容原理，首先有2个电子排布到第一层的1s轨道中，又有2个电子排布到第二层的2s轨道中。按照洪特规则，余下的3个电子将以相同的自旋方式分别排布到3个方向不同但能量相同的2p轨道中。氮原子的电子排布式为1s2 2s2 2p3。这种用量子数n和l表示的电子排布方式，叫做电子构型或电子组态，右上角的数字是轨道中的电子数目。也可以用下式比较形象地表明这些电子的磁量子数和自旋量子数： 氖(Ne)原子核外有10个电子，根据电子排布三原则，第一电子层中有2个电子排布到1s轨道上，第二层中有8个电子，其中2个排布到2s轨道上，6个排布到2p轨道上。因此氖的原子结构可以用电子构型表示为1s2 2s2电子的磁量子数和自旋量子数2p6。这种最外电子层为8电子的结构，通常是一种比较稳定的结构，称为稀有气体结构。 钠(Na)原子核外共有11个电子，按照电子排布顺序，最后一个电子应填充到第三电子层上，它的电子构型为1s2 2s2 2p6 3s1。为了避免电子结构式书写过繁，也可以把内层电子已达到稀有气体结构的部分写成“原子实”，以稀有气体的元素符号外加方括号来表示，例如钠原子的电子构型也可以表示为［Ne］3s1 钾(K)原子核外共有19个电子，由于3d和4s轨道能级交错，第19个电子填入4s轨道而不填入3d轨道，它的电子构型为1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1或［Ar］4s1。同理20号元素钙(Ca)的第19，20个电子也填入4s轨道，钙原子的电子构型为［Ar］4s2。 铬(Cr)原子核外有24个电子，最高能级组中有6个电子。铬的电子构型为［Ar］3d5 4s1，而不是［Ar］3d4 4s2。这是因为3d5的半充满结构是一种能量较低的稳定结构。 [编辑本段]洪特规则之一 洪特规则是在等价轨道（指相同电子层、电子亚层上的各个轨道）上排布的电子将尽可能分占不同的轨道，且自旋方向相同。后来经量子力学证明，电子这样排布可能使能量最低，所以洪特规则也可以包括在能量最低原理中。 [编辑本段]洪特规则之二 洪特规则 又称等价轨道规则。在同一个电子亚层中排布的电子，总是尽先占据不同的轨道，且自旋方向相同。如氮原子中的3个p电子分布于3个p轨道上并取向相同的自旋方向。p轨道上有3个电子、d轨道上有5个电子、f轨道上有7个电子时，都是半充满的稳定结构。另外量子力学的研究表明；等价轨道全空(p0、d0、f0)和全满时(p6、d10、f14)的结构，也具有较低能量和较大的稳定性。像铁离子Fe3+(3d5)和亚铁离子Fe2+(3d6)对比看，从3d6→3d5才稳定，这和亚铁离子不稳定易被氧化的事实相符合。根据洪特规则铬的电子排布式应为1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s1。

3 保里不相容原理 在一个原子中没有两个或两个以上电子具有完全相同的四个量子数(在主量子数n、角量子数l、磁量子数ml、自旋磁量子数ms表象中的表达)。或者说一个原子轨道上（主量子数n、角量子数l、磁量子数ml 相同时）最多只能排两个电子，而且这两个电子自旋方向必须相反。因此一个s轨道最多只能有2个电子，p轨道最多可以容纳6个电子。按照这个原理，表1-1归纳了各个原子轨道上可容纳最多的电子数，从表中可得出第n电子层能容纳的电子总数为2n2个。泡利不相容原理： 指在原子中不能容纳运动状态完全相同的电子。又称泡利原子、不相容原理。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，都在第一层（K层），电子云形状是球形对称、只有一种完全相同伸展的方向，自旋方向必然相反。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2n2。 核外电子排布遵循泡利不相容原理、能量最低原理和洪特规则．能量最低原理就是在不违背泡利不相容原理的前提下，核外电子总是尽先占有能量最低的轨道，只有当能量最低的轨道占满后，电子才依次进入能量较高的轨道，也就是尽可能使体系能量最低．洪特规则是在等价轨道(相同电子层、电子亚层上的各个轨道)上排布的电子将尽可能分占不同的轨道，且自旋方向相同．后来量子力学证明，电子这样排布可使能量最低，所以洪特规则可以包括在能量最低原理中，作为能量最低原理的一个补充． 自旋为半整数的粒子（费米子）所遵从的一条原理。简称泡利原理。它可表述为全同费米子体系中不可能有两个或两个以上的粒子同时处于相同的单粒子态。电子的自旋，电子遵从泡利原理。1925年W.E.泡利为说明化学元素周期律提出来的。原子中电子的状态由主量子数n、角量子数l、磁量子数ml以及自旋磁量子数ms所描述，因此泡利原理又可表述为原子内不可能有两个或两个以上的电子具有完全相同的4个量子数n、l 、ml 、ms 。根据泡利原理可很好地说明化学元素的周期律。泡利原理是全同费米子遵从的一条重要原则，在所有含有电子的系统中，在分子的化学价键理论中、在固态金属、半导体和绝缘体的理论中都起着重要作用。后来知道泡利原理也适用于其他如质子、中子等费米子。泡利原理是认识许多自然现象的基础。 最初泡利是在总结原子构造时提出一个原子中没有任何两个电子可以拥有完全相同的量子态。 一个由个费米子组成的量子系统波函数完全反对称： 和是第个费米子的位置和自旋，是置换算符，其作用是对换两个粒子： 解释： 假如将任何两个粒子对调后波函数的值的符号改变的话，那么这个波函数就是完全反对称的。这说明两个费米子在同一个系统中永远无法占据同一量子态。由于所有的量子粒子是不可区分的，假如两个费米子的量子态完全相同的话，那么在将它们对换后不应该波函数的值不应该改变。这个悖论的唯一解是该波函数的值为零： 比如在上面的例子中假如两个粒子的位置波函数一致的话，那么它们的自旋波函数必须是反对称的，也就是说它们的自旋必须是相反的。 4 至于洪特特例包含在上面的洪特规则了,你可以自己看啊 1 能量最低原理 自然界一个普遍的规律是“能量越低越稳定”。原子中的电子也是如此。在不违反保里原理的条件下，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。 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。 一切自然变化进行的方向都是使能量降低，因为能量较低的状态比较稳定，此谓能量最低原理。人是自然界的一员，我想也应该适用于此原理。所以人才会通过各种方式发泄和排解自己的各种能量。这其中包括喜怒哀乐等情绪以运动。不过释放能量的方式还是要注意的，如小孩本身不能存储过多的情绪，想哭就哭、想笑就笑，没有太大的冲击；而成人能够容纳很多的能量，所以感情更深沉丰富。但也有弊端，如果这些能量不能合理的排解，一旦冲垮理智的大坝，江河泛滥，后果不堪设想。我想在我们提升自身修养与胸怀的同时，一定要时刻注意心理能量的警戒线，及时合理宣泄自身的情绪。有容乃大，无欲则刚。2 另外解释一下 是洪特规则 不是洪特原理 在能量相等的轨道上，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。例如碳原子核外有6个电子，按能量最低原理和保里不相容原理，首先有2个电子排布到第一层的1s轨道中，另外2个电子填入第二层的2s轨道中，剩余2个电子排布在2个p轨道上，具有相同的自旋方向，而不是两个电子集中在一个p轨道，自旋方向相反。作为洪特规则的补充，能量相等的轨道全充满、半克满或全空的状态比较稳定。 根据以上原则，电子在原子轨道中填充排布的顺序为1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d…。下面我们运用核外电子排布的三原则来讨论核外电子排布的几个实例。氮(N)原子核外有7个电子，根据能量最低原理和保里不相容原理，首先有2个电子排布到第一层的1s轨道中，又有2个电子排布到第二层的2s轨道中。按照洪特规则，余下的3个电子将以相同的自旋方式分别排布到3个方向不同但能量相同的2p轨道中。氮原子的电子排布式为1s2 2s2 2p3。这种用量子数n和l表示的电子排布方式，叫做电子构型或电子组态，右上角的数字是轨道中的电子数目。也可以用下式比较形象地表明这些电子的磁量子数和自旋量子数： 氖(Ne)原子核外有10个电子，根据电子排布三原则，第一电子层中有2个电子排布到1s轨道上，第二层中有8个电子，其中2个排布到2s轨道上，6个排布到2p轨道上。因此氛的原子结构可以用电子构型表示为1s2 2s2 2p6。这种最外电子层为8电子的结构，通常是一种比较稳定的结构，称为稀有气体结构。钠(Na)原子核外共有11个电子，按照电子排布顺序，最后一个电子应填充到第三电子层上，它的电子构型为1s2 2s2 2p6 3s1。为了避免电子结构式书写过繁，也可以把内层电子已达到稀有气体结构的部分写成“原子实”，以稀有气体的元素符号外加方括号来表示，例如钠原子的电子构型也可以表示为〔Ne〕3s1 钾(K)原子核外共有19个电子，由于3d和4s轨道能级交错，第19个电子填入4s轨道而不填入3d轨道，它的电子构型为1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1或〔Ar〕4s1。同理20号元素钙(Ca)的第19，20个电子也填入4s轨道，钙原子的电子构型为〔Ar〕4s2。铬(Cr)原子核外有24个电子，最高能级组中有6个电子。铬的电子构型为〔Ar〕3d5 4s1，而不是〔Ar〕3d4 4s2。这是因为3d5的半充满结构是一种能量较低的稳定结构。 洪特规则之一 洪特规则是在等价轨道（指相同电子层、电子亚层上的各个轨道）上排布的电子将尽可能分占不同的轨道，且自旋方向相同。后来经量子力学证明，电子这样排布可能使能量最低，所以洪特规则也可以包括在能量最低原理中。 洪特规则之二 洪特规则 又称等价轨道规则。在同一个电子亚层中排布的电子，总是尽先占据不同的轨道，且自旋方向相同。如氮原子中的3个p电子分布于3个p轨道上并取向相同的自旋方向。p轨道上有3个电子、d轨道上有5个电子、f轨道上有7个电子时，都是半充满的稳定结构。另外量子力学的研究表明；等价轨道全空(p0、d0、f0)和全满时(p6、d10、f14)的结构，也具有较低能量和较大的稳定性。像铁离子Fe3+(3d5)和亚铁离子Fe2+(3d6)对比看，从3d6→3d5才稳定，这和亚铁离子不稳定易被氧化的事实相符合。根据洪特规则铬的电子排布式应为1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s1。3 保里不相容原理 在一个原子中没有两个或两个以上电子具有完全相同的四个量子数(在主量子数n、角量子数l、磁量子数ml、自旋磁量子数ms表象中的表达)。或者说一个原子轨道上（主量子数n、角量子数l、磁量子数ml 相同时）最多只能排两个电子，而且这两个电子自旋方向必须相反。因此一个s轨道最多只能有2个电子，p轨道最多可以容纳6个电子。按照这个原理，表1-1归纳了各个原子轨道上可容纳最多的电子数，从表中可得出第n电子层能容纳的电子总数为2n2个。泡利不相容原理： 指在原子中不能容纳运动状态完全相同的电子。又称泡利原子、不相容原理。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，都在第一层（K层），电子云形状是球形对称、只有一种完全相同伸展的方向，自旋方向必然相反。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2n2。 核外电子排布遵循泡利不相容原理、能量最低原理和洪特规则．能量最低原理就是在不违背泡利不相容原理的前提下，核外电子总是尽先占有能量最低的轨道，只有当能量最低的轨道占满后，电子才依次进入能量较高的轨道，也就是尽可能使体系能量最低．洪特规则是在等价轨道(相同电子层、电子亚层上的各个轨道)上排布的电子将尽可能分占不同的轨道，且自旋方向相同．后来量子力学证明，电子这样排布可使能量最低，所以洪特规则可以包括在能量最低原理中，作为能量最低原理的一个补充． 自旋为半整数的粒子（费米子）所遵从的一条原理。简称泡利原理。它可表述为全同费米子体系中不可能有两个或两个以上的粒子同时处于相同的单粒子态。电子的自旋，电子遵从泡利原理。1925年W.E.泡利为说明化学元素周期律提出来的。原子中电子的状态由主量子数n、角量子数l、磁量子数ml以及自旋磁量子数ms所描述，因此泡利原理又可表述为原子内不可能有两个或两个以上的电子具有完全相同的4个量子数n、l 、ml 、ms 。根据泡利原理可很好地说明化学元素的周期律。泡利原理是全同费米子遵从的一条重要原则，在所有含有电子的系统中，在分子的化学价键理论中、在固态金属、半导体和绝缘体的理论中都起着重要作用。后来知道泡利原理也适用于其他如质子、中子等费米子。泡利原理是认识许多自然现象的基础。 最初泡利是在总结原子构造时提出一个原子中没有任何两个电子可以拥有完全相同的量子态。 一个由个费米子组成的量子系统波函数完全反对称： 和是第个费米子的位置和自旋，是置换算符，其作用是对换两个粒子： 解释： 假如将任何两个粒子对调后波函数的值的符号改变的话，那么这个波函数就是完全反对称的。这说明两个费米子在同一个系统中永远无法占据同一量子态。由于所有的量子粒子是不可区分的，假如两个费米子的量子态完全相同的话，那么在将它们对换后不应该波函数的值不应该改变。这个悖论的唯一解是该波函数的值为零： 比如在上面的例子中假如两个粒子的位置波函数一致的话，那么它们的自旋波函数必须是反对称的，也就是说它们的自旋必须是相反的。 4 至于洪特特例包含在上面的洪特规则了,你可以自己看啊

洪特规则特例是指：对于基态原子来说在能量相等的轨道上，自旋平行的电子数目最多时，原子的能量最低。对于同一电子亚层中，当电子排布为全充满、半充满或全空时是比较稳定的。洪特规则特例前提：对于基态原子来说，在能量相等的轨道上，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。泡利不相容原理泡利不相容原理（Pauli exclusion principle），又称泡利原理、不相容原理，是微观粒子运动的基本规律之一。它指出：在费米子组成的系统中，不能有两个或两个以上的粒子处于完全相同的状态。在原子中完全确定一个电子的状态需要四个量子数。所以泡利不相容原理在原子中就表现为：不能有两个或两个以上的电子具有完全相同的四个量子数，或者说在轨道量子数m，l，n确定的一个原子轨道上最多可容纳两个电子，而这两个电子的自旋方向必须相反。这成为电子在核外排布形成周期性从而解释元素周期表的准则之一。以上内容参考：百度百科——泡利不相容原理

具体内容：对于特定电子排布，不同组态的LS耦合，洪特规则确定了能量排列顺序：（1）总自旋S越大，能量越低（2）S相等情况下，总轨道角动量L越大，能量越低（3）在S和L都相等情况下，对于未满半壳层或刚好半壳层，总角动量J越小能量越低，否则，J越大能量越低。下面我们运用核外电子排布的三原则来讨论核外电子排布的几个实例。氮(N)原子核外有7个电子，根据能量最低原理和泡利不相容原理，首先有2个电子排布到第一层的1s轨道中，又有2个电子排布到第二层的2s轨道中。按照洪特规则，余下的3个电子将以相同的自旋方式分别排布到3个方向不同但能量相同的2p轨道中。氮原子的电子排布式为1s2 2s2 2p3。这种用量子数n和l表示的电子排布方式，叫做电子构型或电子组态，右上角的数字是轨道中的电子数目。也可以用下式比较形象地表明这些电子的磁量子数和自旋量子数：氖(Ne)原子核外有10个电子，根据电子排布三原则，第一电子层中有2个电子排布到1s轨道上，第二层中有8个电子，其中2个排布到2s轨道上，6个排布到2p轨道上。因此氖的原子结构可以用电子构型表示为1s2 2s22p6。这种最外电子层为8电子的结构，通常是一种比较稳定的结构，称为稀有气体结构。钠(Na)原子核外共有11个电子，按照电子排布顺序，最后一个电子应填充到第三电子层上，它的电子构型为1s2 2s2 2p6 3s1。为了避免电子结构式书写过繁，也可以把内层电子已达到稀有气体结构的部分写成“原子实”，以稀有气体的元素符号外加方括号来表示，例如钠原子的电子构型也可以表示为[Ne]3s1钾(K)原子核外共有19个电子，由于3d和4s轨道能级交错，第19个电子填入4s轨道而不填入3d轨道，它的电子构型为1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1或[Ar]4s1。同理20号元素钙(Ca)的第19，20个电子也填入4s轨道，钙原子的电子构型为[Ar]4s2。铬(Cr)原子核外有24个电子，最高能级组中有6个电子。铬的电子构型为[Ar]3d5 4s1，而不是[Ar]3d4 4s2。这是因为3d5的半充满结构是一种能量较低的稳定结构。作为洪特规则的发展，能量简并的等价轨道全充满、半充满或全空的状态是比较稳定的尤其是简并度高的轨道更是如此。如全充满：p6，d10，f14半充满：p3，d5，f7全空：p0，d0，f0

洪特规则特例是指：对于基态原子来说在能量相等的轨道上，自旋平行的电子数目最多时，原子的能量最低。对于同一电子亚层中，当电子排布为全充满、半充满或全空时是比较稳定的。洪特规则特例前提：对于基态原子来说，在能量相等的轨道上，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。泡利不相容原理泡利不相容原理（Pauli exclusion principle），又称泡利原理、不相容原理，是微观粒子运动的基本规律之一。它指出：在费米子组成的系统中，不能有两个或两个以上的粒子处于完全相同的状态。在原子中完全确定一个电子的状态需要四个量子数。所以泡利不相容原理在原子中就表现为：不能有两个或两个以上的电子具有完全相同的四个量子数，或者说在轨道量子数m，l，n确定的一个原子轨道上最多可容纳两个电子，而这两个电子的自旋方向必须相反。这成为电子在核外排布形成周期性从而解释元素周期表的准则之一。以上内容参考：百度百科——泡利不相容原理

分类: 教育/学业/考试 >> 学习帮助 问题描述: 我上初3,化学老师讲到原子结构(核外电子的排列规律),似乎怕我们理解不了,没深入去说,希望大家噶素我是怎么回事.谢谢~~~~~~~~~~~~~~~ 解析: 核外电子的排列规律: 1.能量最低原理 2.洪特规则3.鲍利不相容原理 你有兴趣的话可以在百度里搜一搜这三个词条，初中生没必要了解的太深，高中的课程里还要讲，大学化学专业的无机化学和结构化学里还要专门精讲的。 泡利不相容原理指在原子中不能容纳运动状态完全相同的电子。又称泡利原子、不相容原理。1925年由奥地利物理学家W．泡利提出。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，都在第一层（K层），电子云形状是球形对称、只有一种完全相同伸展的方向，自旋方向必然相反。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2n2。 核外电子排布遵循泡利不相容原理、能量最低原理和洪特规则．能量最低原理就是在不违背泡利不相容原理的前提下，核外电子总是尽先占有能量最低的轨道，只有当能量最低的轨道占满后，电子才依次进入能量较高的轨道，也就是尽可能使体系能量最低．洪特规则是在等价轨道(相同电子层、电子亚层上的各个轨道)上排布的电子将尽可能分占不同的轨道，且自旋方向相同．后来量子力学证明，电子这样排布可使能量最低，所以洪特规则可以包括在能量最低原理中，作为能量最低原理的一个补充．

洪特规则特例是指：对于基态原子来说在能量相等的轨道上，自旋平行的电子数目最多时，原子的能量最低。对于同一电子亚层中，当电子排布为全充满、半充满或全空时是比较稳定的。洪特规则特例前提：对于基态原子来说，在能量相等的轨道上，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。例如碳原子核外有6个电子，按能量最低原理和泡利不相容原理，首先有2个电子排布到第一层的1轨道中，另外2个电子填入第二层的轨道中，剩余2个电子排布在2个轨道上，具有相同的自旋方向，而不是两个电子集中在一个轨道，自旋方向相反。作为洪特规则的补充，能量相等的轨道全充满、半充满或全空的状态比较稳定。扩展资料：洪特规则前提：在能量相等的轨道上，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。例如碳原子核外有6个电子，按能量最低原理和泡利不相容原理。首先有2个电子排布到第一层的1s轨道中，另外2个电子填入第二层的2s轨道中，剩余2个电子排布在2个不同的2p轨道上，具有相同的自旋方向，而不是两个电子集中在一个p轨道，自旋方向相反。作为洪特规则的补充，能量相等的轨道全充满、半满或全空的状态比较稳定。

核外电子的分层排布规律：1、第一层不超过2个，第二层不超过8个；2、最外层不超过8个。每层最多容纳电子数为2n2个(n代表电子层数)，即第一层不超过2个，第二层不超过8个，第三层不超过18个；3、最外层电子数不超过8个(只有1个电子层时，最多可容纳2个电子)。4、最低能量原理：电子尽可能地先占有能量低的轨道，然后进入能量高的轨道，使整个原子的能量处于最低状态。5、泡利原理：每个原子轨道里最多只能容纳2个电子，且自旋状态相反。6、洪特规则：当电子排布在同一能级的不同轨道时，基态原子中的电子总是优先单独占据一个轨道，且自旋状态相同。扩展资料一、核外电子排布与元素性质的关系1、金属元素原子的最外层电子数一般小于4，较易失去电子，形成阳离子，表现出还原性，在化合物中显正化合价。2、非金属元素原子的最外层电子数一般大于或等于4，较易获得电子，活泼非金属原子易形成阴离子。在化合物中主要显负化合价。3、稀有气体元素的原子最外层为8电子(氦为2电子)稳定结构，不易失去或得到电子，通常表现为0价。4、核外电子排布的几条规律之间既相互独立又相互统一，不能孤立地应用其中一条，如当M层不是最外层时，最多排布的电子数为2×32＝18个，而当M层是最外层时，则最多只能排布8个电子。5、书写原子结构示意图时要注意审题和书写规范：看清是原子还是离子结构示意图，勿忘记原子核内的“＋”号。二、1～18号元素原子结构的特征1、原子核中无中子的原子：H。2、最外层有1个电子的元素：H、Li、Na。3、最外层有2个电子的元素：Be、Mg、He。4、最外层电子数等于次外层电子数的元素：Be、Ar。5、最外层电子数是次外层电子数2倍的元素：C；是次外层3倍的元素：O；是次外层4倍的元素：Ne。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。9、内层电子总数是最外层电子数2倍的元素：Li、P。10、电子层数是最外层电子数2倍的原子有Li。11、最外层电子数是电子层数2倍的原子有He、C、S。12、最外层电子数是电子层数3倍的原子有O。参考资料来源：百度百科-核外电子排布

满足洪特规则也是能量最低原理的一个补充

库仑力；泡利不相容是系统稳态的一种表现。

洪特规则特例是指：对于基态原子来说在能量相等的轨道上，自旋平行的电子数目最多时，原子的能量最低。对于同一电子亚层中，当电子排布为全充满、半充满或全空时是比较稳定的。洪特规则特例前提：对于基态原子来说，在能量相等的轨道上，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。泡利不相容原理泡利不相容原理（Pauli exclusion principle），又称泡利原理、不相容原理，是微观粒子运动的基本规律之一。它指出：在费米子组成的系统中，不能有两个或两个以上的粒子处于完全相同的状态。在原子中完全确定一个电子的状态需要四个量子数。所以泡利不相容原理在原子中就表现为：不能有两个或两个以上的电子具有完全相同的四个量子数，或者说在轨道量子数m，l，n确定的一个原子轨道上最多可容纳两个电子，而这两个电子的自旋方向必须相反。这成为电子在核外排布形成周期性从而解释元素周期表的准则之一。以上内容参考：百度百科——泡利不相容原理

基态的排列始终遵循能量最低原理。

楼上回答很细致，赞一个。能量最低原理优先说的比较简单，但实际操作的时候你要记得谁的能量最低，那种状态最低，至于其中的原因，如果你大学学习量子力学的话你就会明白啦！高中只要记住铬、铜、铁等几个特殊的元素的电子排布就可以啦！镧系锕系还是很复杂的。

核外电子的分层排布规律：1、第一层不超过2个，第二层不超过8个；2、最外层不超过8个。每层最多容纳电子数为2n2个(n代表电子层数)，即第一层不超过2个，第二层不超过8个，第三层不超过18个；3、最外层电子数不超过8个(只有1个电子层时，最多可容纳2个电子)。4、最低能量原理：电子尽可能地先占有能量低的轨道，然后进入能量高的轨道，使整个原子的能量处于最低状态。5、泡利原理：每个原子轨道里最多只能容纳2个电子，且自旋状态相反。6、洪特规则：当电子排布在同一能级的不同轨道时，基态原子中的电子总是优先单独占据一个轨道，且自旋状态相同。扩展资料一、核外电子排布与元素性质的关系1、金属元素原子的最外层电子数一般小于4，较易失去电子，形成阳离子，表现出还原性，在化合物中显正化合价。2、非金属元素原子的最外层电子数一般大于或等于4，较易获得电子，活泼非金属原子易形成阴离子。在化合物中主要显负化合价。3、稀有气体元素的原子最外层为8电子(氦为2电子)稳定结构，不易失去或得到电子，通常表现为0价。4、核外电子排布的几条规律之间既相互独立又相互统一，不能孤立地应用其中一条，如当M层不是最外层时，最多排布的电子数为2×32＝18个，而当M层是最外层时，则最多只能排布8个电子。5、书写原子结构示意图时要注意审题和书写规范：看清是原子还是离子结构示意图，勿忘记原子核内的“＋”号。二、1～18号元素原子结构的特征1、原子核中无中子的原子：H。2、最外层有1个电子的元素：H、Li、Na。3、最外层有2个电子的元素：Be、Mg、He。4、最外层电子数等于次外层电子数的元素：Be、Ar。5、最外层电子数是次外层电子数2倍的元素：C；是次外层3倍的元素：O；是次外层4倍的元素：Ne。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。9、内层电子总数是最外层电子数2倍的元素：Li、P。10、电子层数是最外层电子数2倍的原子有Li。11、最外层电子数是电子层数2倍的原子有He、C、S。12、最外层电子数是电子层数3倍的原子有O。参考资料来源：百度百科-核外电子排布

你学高中选修化学了吗？至少需要《物质结构与性质》这本书才能解释

核外电子的分层排布规律：1、第一层不超过2个，第二层不超过8个；2、最外层不超过8个。每层最多容纳电子数为2n2个(n代表电子层数)，即第一层不超过2个，第二层不超过8个，第三层不超过18个；3、最外层电子数不超过8个(只有1个电子层时，最多可容纳2个电子)。4、最低能量原理：电子尽可能地先占有能量低的轨道，然后进入能量高的轨道，使整个原子的能量处于最低状态。5、泡利原理：每个原子轨道里最多只能容纳2个电子，且自旋状态相反。6、洪特规则：当电子排布在同一能级的不同轨道时，基态原子中的电子总是优先单独占据一个轨道，且自旋状态相同。扩展资料一、核外电子排布与元素性质的关系1、金属元素原子的最外层电子数一般小于4，较易失去电子，形成阳离子，表现出还原性，在化合物中显正化合价。2、非金属元素原子的最外层电子数一般大于或等于4，较易获得电子，活泼非金属原子易形成阴离子。在化合物中主要显负化合价。3、稀有气体元素的原子最外层为8电子(氦为2电子)稳定结构，不易失去或得到电子，通常表现为0价。4、核外电子排布的几条规律之间既相互独立又相互统一，不能孤立地应用其中一条，如当M层不是最外层时，最多排布的电子数为2×32＝18个，而当M层是最外层时，则最多只能排布8个电子。5、书写原子结构示意图时要注意审题和书写规范：看清是原子还是离子结构示意图，勿忘记原子核内的“＋”号。二、1～18号元素原子结构的特征1、原子核中无中子的原子：H。2、最外层有1个电子的元素：H、Li、Na。3、最外层有2个电子的元素：Be、Mg、He。4、最外层电子数等于次外层电子数的元素：Be、Ar。5、最外层电子数是次外层电子数2倍的元素：C；是次外层3倍的元素：O；是次外层4倍的元素：Ne。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。9、内层电子总数是最外层电子数2倍的元素：Li、P。10、电子层数是最外层电子数2倍的原子有Li。11、最外层电子数是电子层数2倍的原子有He、C、S。12、最外层电子数是电子层数3倍的原子有O。参考资料来源：百度百科-核外电子排布

洪特规则是当电子排布在同一能级的不同轨道时，总是优先单独占据一个轨道，而且自旋方向相同。而半满和全满这些都是是它达到稳定的结构和符合能量最低原理。比如二十四号元素的铬等等

1.能量相近，对称性匹配的原子轨道线性组合;2.轨道守恒原则：分子轨道数等于参与线性组合的原子轨道数。3.泡利不相容原理 ，洪特规则。

人教版）高中化学选修3 《物质结构与性质》全部教案学案第一章 原子结构与性质一、本章教学目标 1．了解原子结构的构造原理，知道原子核外电子的能级分布，能用电子排布式表示常见元素(1～36号)原子核外电子的排布。 2．了解能量最低原理，知道基态与激发态，知道原子核外电子在一定条件下会发生跃迁产生原子光谱。 3．了解原子核外电子的运动状态，知道电子云和原子轨道。 4．认识原子结构与元素周期系的关系，了解元素周期系的应用价值。 5．能说出元素电离能、电负性的涵义，能应用元素的电离能说明元素的某些性质。 6．从科学家探索物质构成奥秘的史实中体会科学探究的过程和方法，在抽象思维、理论分析的过程中逐步形成科学的价值观。 本章知识分析： 本章是在学生已有原子结构知识的基础上，进一步深入地研究原子的结构，从构造原理和能量最低原理介绍了原子的核外电子排布以及原子光谱等，并图文并茂地描述了电子云和原子轨道；在原子结构知识的基础上，介绍了元素周期系、元素周期表及元素周期律。总之，本章按照课程标准要求比较系统而深入地介绍了原子结构与元素的性质，为后续章节内容的学习奠定基础。尽管本章内容比较抽象，是学习难点，但作为本书的第一章，教科书从内容和形式上都比较注意激发和保持学生的学习兴趣，重视培养学生的科学素养，有利于增强学生学习化学的兴趣。 通过本章的学习，学生能够比较系统地掌握原子结构的知识，在原子水平上认识物质构成的规律，并能运用原子结构知识解释一些化学现象。注意本章不能挖得很深，属于略微展开。相关知识回顾（必修2）1. 原子序数：含义： （1） 原子序数与构成原子的粒子间的关系：原子序数＝ ＝ ＝ ＝ 。（3）原子组成的表示方法a. 原子符号： AzX A z b. 原子结构示意图： c.电子式： d.符号 表示的意义： A B C D E （4）特殊结构微粒汇总：无电子微粒　　　　　　　无中子微粒　　　　　　2e-微粒　　　　 　　8e-微粒　　　　　 　　　　　　　10e-微粒　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　18e-微粒　　　　　　　　　　　　 　　　 　　　　　　　　　　　　2. 元素周期表：（1）编排原则：把电子层数相同的元素，按原子序数递增的顺序从左到右排成横行叫周期；再把不同横行中最外层电子数相同的元素，按电子层数递增的顺序有上到下排成纵行，叫族。（2）结构： 各周期元素的种数 0族元素的原子序数 第一周期 2 2 第二周期 8 10 第三周期 8 18 第四周期 18 36 第五周期 18 54 第六周期 32 86 不完全周期 第七周期 26 118 ②族 族序数 罗马数字 用表示；主族用 A 表示；副族用 B 表示。主族 7个副族 7 个第VIII族是第8、9、10纵行零族是第 18 纵行 阿拉伯数字：1 2 3 4 5 6 7 8罗马数字： I II III IV V VI VII VIII （3）元素周期表与原子结构的关系：①周期序数＝ 电子层数 ②主族序数＝ 原子最外层电子数＝元素最高正化合价数(4)元素族的别称：①第ⅠA族：碱金属 第ⅠIA族：碱土金属②第ⅦA 族：卤族元素 ③第0族：稀有气体元素 3、 有关概念：（1） 质量数： （2） 质量数（ ）＝ （ ）＋ （ ）（3） 元素：具有相同 的 原子的总称。（4） 核素：具有一定数目的 和一定数目 的 原子。 （5） 同位素： 相同而 不同的同一元素的 原子，互称同位素。（6） 同位素的性质：①同位素的化学性质几乎完全相同 ②在天然存在的某种元素里，无论是游离态还是化合态，各种元素所占的百分比是不变的。（7） 元素的相对原子质量：a、 某种核素的相对原子质量＝b、 元素的相对原子质量＝练习：用A质子数B中子数C核外电子数D最外层电子数E电子层数填下列空格。①原子种类由 决定 ②元素种类由 决定③元素有无同位素由 决定 ④同位素相对原子质量由 决定⑤元素原子半径由 决定 ⑥元素的化合价由 决定⑦元素的化学性质由 决定 4、元素周期律：（1） 原子核外电子的排布：电子层 。 分别用n＝ 或 来表示从内到外的电子层。（2）排布原理：核外电子一般总是尽先从 排起，当一层充满后再填充 。5、判断元素金属性或非金属性的强弱的依据金属性强弱 非金属性强弱1、最高价氧化物对应水化物碱性强弱 最高价氧化物对应水化物酸性强弱2、与水或酸反应，置换出H的易难 与H2化合的难易及气态氢化物的稳定性3、活泼金属能从盐溶液中置换出不活泼金属 活泼非金属单质能置换出较不活泼非金属单质6、比较微粒半径的大小（1）核电荷数相同的微粒，电子数越多，则半径越 如: H+＜ H＜ H-; Fe ＞ Fe2+ ＞ Fe3+ Na+ Na; Cl Cl- （2）电子数相同的微粒，核电荷数越多则半径越 ．如：①与He电子层结构相同的微粒: H-＞Li+＞Be2+②与Ne电子层结构相同的微粒：O2-＞F-＞Na+＞Mg2+＞Al3+ ③与Ar电子层结构相同的微粒: S2-＞Cl-＞K+＞Ca2+7、 电子数和核电荷数都不同的微粒： (1)同主族的元素,半径从上到下 (2)同周期:原子半径从左到右递减.如：Na Cl Cl- Na+ (3)比较Ge、P、O的半径大小 8、核外电子排布的规律：（1） （2） （3）第一章 原子结构与性质第一节 原子结构：(第一课时) 知识与技能：1、进一步认识原子核外电子的分层排布 2、知道原子核外电子的能层分布及其能量关系3、知道原子核外电子的能级分布及其能量关系4、能用符号表示原子核外的不同能级，初步知道量子数的涵义5、了解原子结构的构造原理，能用构造原理认识原子的核外电子排布 6、能用电子排布式表示常见元素（1～36号）原子核外电子的排布方法和过程：复习和沿伸、类比和归纳、能层类比楼层，能级类比楼梯。情感和价值观：充分认识原子结构理论发展的过程是一个逐步深入完美的过程。教学过程：1、原子结构理论发展 从古代希腊哲学家留基伯和德谟克利特的朴素原子说到现代量子力学模型，人类思想中的原子结构模型经过多次演变，给我们多方面的启迪。 现代大爆炸宇宙学理论认为，我们所在的宇宙诞生于一次大爆炸。大爆炸后约两小时，诞生了大量的氢、少量的氦以及极少量的锂。其后，经过或长或短的发展过程，氢、氦等发生原子核的熔合反应，分期分批地合成其他元素。〖复习〗必修中学习的原子核外电子排布规律： 核外电子排布的尸般规律(1)核外电子总是尽量先排布在能量较低的电子层，然后由里向外，依次排布在能量逐步升高的电子层(能量最低原理)。(2)原子核外各电子层最多容纳29"个电子。(3)原于最外层电子数目不能超过8个(K层为最外层时不能超过2个电子 (4)次外层电子数目不能超过18个(K层为次外层时不能超过2个)，倒数第三层电子数目不能超过32个。 说明：以上规律是互相联系的，不能孤立地理解。例如；当M层是最外层时，最多可排8个电子；当M层不是最外层时，最多可排18个电子〖思考〗这些规律是如何归纳出来的呢？2、能层与能级由必修的知识，我们已经知道多电子原子的核外电子的能量是不同的，由内而外可以分为： 第一、二、三、四、五、六、七……能层符号表示 K、 L、 M、 N、 O、 P、 Q…… 能量由低到高例如：钠原子有11个电子，分布在三个不同的能层上，第一层2个电子，第二层8个电子，第三层1个电子。由于原子中的电子是处在原子核的引力场中，电子总是尽可能先从内层排起，当一层充满后再填充下一层。理论研究证明，原子核外每一层所能容纳的最多电子数如下：能 层 一 二 三 四 五 六 七……符 号 K L M N O P Q……最多电子数 2 8 18 32 50……即每层所容纳的最多电子数是：2n2(n：能层的序数)但是同一个能层的电子，能量也可能不同，还可以把它们分成能级(S、P、d、F)，就好比能层是楼层，能级是楼梯的阶级。各能层上的能级是不一样的。能级的符号和所能容纳的最多电子数如下：能 层 K L M N O ……能 级 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f ……最多电子数 2 2 6 2 6 10 2 6 10 14 ……各能层电子数 2 8 18 32 50 ……（1） 每个能层中，能级符号的顺序是ns、np、nd、nf……（2） 任一能层，能级数=能层序数（3） s、p、d、f……可容纳的电子数依次是1、3、5、7……的两倍3、构造原理 根据构造原理，只要我们知道原子序数，就可以写出几乎所有元素原子的电子排布。即电子所排的能级顺序：1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s……元素原子的电子排布：（1—36号）氢 H 1s1……钠 Na 1s22s22p63s1……钾 K 1s22s22p63s23p64s1 【Ar】4s1……有少数元素的基态原子的电子排布对于构造原理有一个电子的偏差，如：铬 24Cr [Ar]3d54s1铜 29Cu [Ar]3d104s1[课堂练习]1、写出17Cl（氯）、21Sc(钪)、35Br（溴）的电子排布氯：1s22s22p63s23p5钪：1s22s22p63s23p63d14s2溴：1s22s22p63s23p63d104s24p5根据构造原理只要我们知道原子序数，就可以写出元素原子的电子排布，这样的电子排布是基态原子的。2、写出1—36号元素的核外电子排布式。3、写出1—36号元素的简化核外电子排布式。总结并记住书写方法。4、画出下列原子的结构示意图：Be、N、Na、Ne、Mg 回答下列问题： 在这些元素的原子中，最外层电子数大于次外层电子数的有 ，最外层电子数与次外层电子数相等的有 ，最外层电子数与电子层数相等的有 ；L层电子数达到最多的有 ，K层与M层电子数相等的有 。5、下列符号代表一些能层或能级的能量，请将它们按能量由低到高的顺序排列： （1）EK EN EL EM ，（2）E3S E2S E4S E1S ，（3）E3S E3d E2P E4f 。6、A元素原子的M电子层比次外层少2个电子。B元素原子核外L层电子数比最外层多7个电子。 （1）A元素的元素符号是 ，B元素的原子结构示意图为________________；（2）A、B两元素形成化合物的化学式及名称分别是__ _____ 第一节 原子结构：(第二课时)知识与技能：1、了解原子结构的构造原理，能用构造原理认识原子的核外电子排布2、能用电子排布式表示常见元素（1～36号）原子核外电子的排布3、知道原子核外电子的排布遵循能量最低原理4、知道原子的基态和激发态的涵义5、初步知道原子核外电子的跃迁及吸收或发射光谱，了解其简单应用教学过程： 〖课前练习〗1、理论研究证明，在多电子原子中，电子的排布分成不同的能层，同一能层的电子，还可以分成不同的能级。能层和能级的符号及所能容纳的最多电子数如下： (1)根据 的不同，原子核外电子可以分成不同的能层，每个能层上所能排布的最多电子数为 ，除K层外，其他能层作最外层时，最多只能有 电子。 （2）从上表中可以发现许多的规律，如s能级上只能容纳2个电子，每个能层上的能级数与 相等。请再写出一个规律 。2、A、B、C、D均为主族元素，已知A原子L层上的电子数是K层的三倍；B元素的原子核外K、L层上电子数之和等于M、N层电子数之和；C元素形成的C2＋离子与氖原子的核外电子排布完全相同，D原子核外比C原子核外多5个电子。则 （1）A元素在周期表中的位置是 ，B元素的原子序数为 ； （2）写出C和D的单质发生反应的化学方程式 。〖引入〗电子在核外空间运动，能否用宏观的牛顿运动定律来描述呢？4、电子云和原子轨道： (1)电子运动的特点：①质量极小 ②运动空间极小 ③极高速运动。因此，电子运动来能用牛顿运动定律来描述，只能用统计的观点来描述。我们不可能像描述宏观运动物体那样，确定一定状态的核外电子在某个时刻处于原子核外空间如何，而只能确定它在原子核外各处出现的概率。概率分布图看起来像一片云雾，因而被形象地称作电子云。常把电子出现的概率约为90%的空间圈出来，人们把这种电子云轮廓图成为原子轨道。S的原子轨道是球形的，能层序数越大，原子轨道的半径越大。 P的原子轨道是纺锤形的，每个P能级有3个轨道，它们互相垂直，分别以Px、Py、Pz为符号。P原子轨道的平均半径也随能层序数增大而增大。s电子的原子轨道都是球形的(原子核位于球心)，能层序数，2越大，原子轨道的半径越大。这是由于1s，2s，3s……电子的能量依次增高，电子在离核更远的区域出现的概率逐渐增大，电子云越来越向更大的空间扩展。这是不难理解的，打个比喻，神州五号必须依靠推动(提供能量)才能克服地球引力上天，2s电子比1s电子能量高，克服原子核的吸引在离核更远的空间出现的概率就比1s大，因而2s电子云必然比1s电子云更扩散。(2) [重点难点]泡利原理和洪特规则量子力学告诉我们：ns能级各有一个轨道，np能级各有3个轨道，nd能级各有5个轨道，nf能级各有7个轨道.而每个轨道里最多能容纳2个电子，通常称为电子对，用方向相反的箭头“↑↓”来表示。一个原子轨道里最多只能容纳2个电子，而且自旋方向相反，这个原理成为泡利原理。推理各电子层的轨道数和容纳的电子数。当电子排布在同一能级的不同轨道时，总是优先单独占据一个轨道，而且自旋方向相同，这个规则是洪特规则。〖练习〗写出5、6、7、8、9号元素核外电子排布轨道式。并记住各主族元素最外层电子排布轨道式的特点：(成对电子对的数目、未成对电子数和它占据的轨道。〖思考〗下列表示的是第二周期中一些原子的核外电子排布，请说出每种符号的意义及从中获得的一些信息。 〖思考〗写出24号、29号元素的电子排布式，价电子排布轨道式，阅读周期表，比较有什么不同，为什么？从元素周期表中查出铜、银、金的外围电子层排布。它们是否符合构造原理? 2．电子排布式可以简化，如可以把钠的电子排布式写成[Ne]3S1。试问：上式方括号里的符号的意义是什么？你能仿照钠原子的简化电子排布式写出第8号元素氧、第14号元素硅和第26号元素铁的简化电子排布式吗?洪特规则的特例：对于同一个能级，当电子排布为全充满、半充满或全空时，是比较稳定的。课堂练习1、用轨道表示式表示下列原子的价电子排布。(1)N (2)Cl (3)O (4)Mg 2、以下列出的是一些原子的2p能级和3d能级中电子排布的情况。试判断，哪些违反了泡利不相容原理，哪些违反了洪特规则。(1) (2) (3) (4) (5) (6) 违反泡利不相容原理的有 ，违反洪特规则的有 。3、下列原子的外围电子排布中，那一种状态的能量较低？试说明理由。(1)氮原子：A． B． 2s 2p 2s 2p ；(2)钠原子：A．3s1 B．3p1 ；(3)铬原子：A．3d54s1 B．3d44s2 。4、核外电子排布式和轨道表示式是表示原子核外电子排布的两种不同方式。请你比较这两种表示方式的共同点和不同点。5、原子核外电子的运动有何特点?科学家是怎样来描述电子运动状态的? 以氮原子为例，说明原子核外电子排布所遵循的原理。第一节 原子结构：(第3课时)知识与技能：1、知道原子核外电子的排布遵循能量最低原理2、知道原子的基态和激发态的涵义3、初步知道原子核外电子的跃迁及吸收或发射光谱，了解其简单应用[重点难点]能量最低原理、基态、激发态、光谱教学过程：〖引入〗在日常生活中，我们看到许多可见光如灯光、霓虹灯光、激光、焰火与原子结构有什么关系呢？ 创设问题情景：利用录像播放或计算机演示日常生活中的一些光现象，如霓虹灯光、激光、节日燃放的五彩缤纷的焰火等。 提出问题：这些光现象是怎样产生的? 问题探究：指导学生阅读教科书，引导学生从原子中电子能量变化的角度去认识光产生的原因。 问题解决：联系原子的电子排布所遵循的构造原理，理解原子基态、激发态与电子跃迁等概念，并利用这些概念解释光谱产生的原因。 应用反馈：举例说明光谱分析的应用，如科学家们通过太阳光谱的分析发现了稀有气体氦，化学研究中利用光谱分析检测一些物质的存在与含量，还可以让学生在课后查阅光谱分析方法及应用的有关资料以扩展他们的知识面。〖总结〗原子的电子排布遵循构造原理能使整个原子的能量处于最低状态，简称能量最低原理。处于最低能量的原子叫做基态原子。当基态原子的电子吸收能量后，电子会跃迁到较高能级，变成激发态原子。电子从较高能量的激发态跃迁到较低能量的激发态乃至基态时，将释放能量。光（辐射）是电子释放能量的重要形式之一。 不同元素的原子发生跃迁时会吸收或释放不同的光，可以用光谱仪摄取各种元素的电子的吸收光谱或发射光谱，总称原子光谱。许多元素是通过原子光谱发现的。在现代化学中，常利用原子光谱上的特征谱线来鉴定元素，称为光谱分析。〖阅读分析〗分析教材p8发射光谱图和吸收光谱图，认识两种光谱的特点。阅读p8科学史话，认识光谱的发展。〖课堂练习〗1、同一原子的基态和激发态相比较 （ ） A、基态时的能量比激发态时高 B、基态时比较稳定C、基态时的能量比激发态时低 D、激发态时比较稳定2、生活中的下列现象与原子核外电子发生跃迁有关的是（ ） A、钢铁长期使用后生锈 B、节日里燃放的焰火C、金属导线可以导电 D、卫生丸久置后消失3、比较多电子原子中电子能量大小的依据是（ ） A．元素原子的核电荷数 B．原子核外电子的多少 C．电子离原子核的远近 D．原子核外电子的大小4、当氢原子中的电子从2p能级，向其他低能量能级跃迁时( ) A. 产生的光谱为吸收光谱 B. 产生的光谱为发射光谱C. 产生的光谱线的条数可能是2 条 D. 电子的势能将升高.第一章 原子结构与性质第二节 原子结构与元素的性质(第1课时)知识与技能 1、进一步认识周期表中原子结构和位置、价态、元素数目等之间的关系2、知道外围电子排布和价电子层的涵义3、认识周期表中各区、周期、族元素的原子核外电子排布的规律4、知道周期表中各区、周期、族元素的原子结构和位置间的关系教学过程〖复习〗必修中什么是元素周期律？元素的性质包括哪些方面？元素性质周期性变化的根本原因是什么？〖课前练习〗写出锂、钠、钾、铷、铯基态原子的简化电子排布式和氦、氖、氩、氪、氙的简化电子排布式。一、原子结构与周期表1、周期系： 随着元素原子的核电—荷数递增，每到出现碱金属，就开始建立一个新的电子层，随后最外层上的电子逐渐增多，最后达到8个电子，出现稀有气体。然后又开始由碱金属到稀有气体，如此循环往复——这就是元素周期系中的一个个周期。例如，第11号元素钠到第18号元素氩的最外层电子排布重复了第3号元素锂到第10号元素氖的最外层电子排布——从1个电子到8个电子；再往后，尽管情形变得复杂一些，但每个周期的第1个元素的原子最外电子层总是1个电子，最后一个元素的原子最外电子层总是8个电子。可见，元素周期系的形成是由于元素的原子核外屯子的排布发生周期性的重复。2、周期表 我们今天就继续来讨论一下原子结构与元素性质是什么关系？所有元素都被编排在元素周期表里，那么元素原子的核外电子排布与元素周期表的关系又是怎样呢？说到元素周期表，同学们应该还是比较熟悉的。第一张元素周期表是由门捷列夫制作的，至今元素周期表的种类是多种多样的：电子层状、金字塔式、建筑群式、螺旋型(教材p15页)到现在的长式元素周期表，还待进一步的完善。首先我们就一起来回忆一下长式元素周期表的结构是怎样的？在周期表中，把能层数相同的元素，按原子序数递增的顺序从左到右排成横行，称之为周期，有7个；在把不同横行中最外层电子数相同的元素，按能层数递增的顺序由上而下排成纵行，称之为族，共有18个纵行，16 个族。16个族又可分为主族、副族、0族。〖思考〗元素在周期表中排布在哪个横行，由什么决定？什么叫外围电子排布？什么叫价电子层？什么叫价电子？要求学生记住这些术语。元素在周期表中排在哪个列由什么决定？阅读分析周期表着重看元素原子的外围电子排布及价电子总数与族序数的联系。〖总结〗元素在周期表中的位置由原子结构决定：原子核外电子层数决定元素所在的周期，原子的价电子总数决定元素所在的族。〖分析探索〗每个纵列的价电子层的电子总数是否相等?按电子排布，可把周期表里的元素划分成5个区，除ds区外，区的名称来自按构造原理最后填入电子的能级的符号。s区、d区和p区分别有几个纵列?为什么s区、d区和ds区的元素都是金属?元素周期表可分为哪些族?为什么副族元素又称为过渡元素？各区元素的价电子层结构特征是什么？[基础要点]分析图1-16 s区 p 区 d 区 ds 区 f 区分区原则 纵列数 是否都是金属 区全是金属元素，非金属元素主要集中 区。主族主要含 区，副族主要含 区，过渡元素主要含 区。[思考]周期表上的外围电子排布称为“价电子层”，这是由于这些能级上的电子数可在化学反应中发生变化。元素周期表的每个纵列上是否电子总数相同？〖归纳〗S区元素价电子特征排布为nS1~2，价电子数等于族序数。d区元素价电子排布特征为（n-1）d1~10ns1~2；价电子总数等于副族序数；ds区元素特征电子排布为(n-1)d10ns1~2，价电子总数等于所在的列序数；p区元素特征电子排布为ns2np1~6；价电子总数等于主族序数。原子结构与元素在周期表中的位置是有一定的关系的。（1） 原子核外电子总数决定所在周期数周期数=最大能层数（钯除外）46Pd [Kr]4d10,最大能层数是4，但是在第五周期。（2） 外围电子总数决定排在哪一族如：29Cu 3d104s1 10+1=11尾数是1所以，是IB。 元素周期表是元素原子结构以及递变规律的具体体现。原子结构与元素的性质(第2课时)知识与技能：1、掌握原子半径的变化规律

（10分） (1) 铬 第四周期、第ⅥB族, (2) ②　C (3) ⅣA （4） 试题分析：(1)根据核外电子的排布式可知，1～36号元素原子核外电子排布中未成对电子数最多的元素是铬，位于第四周期第ⅥB族。（2）在等价轨道(指相同电子层、电子亚层上的各个轨道)上排布的电子将尽可能分占不同的轨道,且自旋方向相同，这就是洪特规则，显然①不符合洪特规则，正确第排布图是②。（3）依据正负化合价代数和等于0可知，H元素的最高价是＋1价、最低价是－1价，所以氢元素可以放在周期表中的ⅣA族。（4）氯化铵是含有离子键的离子化合物，电子式是 。点评：该题是基础性试题的考查，也是高考中的常见考点，难度不大，试题基础性强，侧重对学生基础知识的巩固和训练，旨在考查学生灵活运用基础性知识解决实际问题的能力，有利于培养学生的逻辑推理能力和发散思维能力。