核外電子排布

核外電子將儘可能地按能量最低原理排布

處於穩定狀態(基態)的原子,核外電子將儘可能地按能量最低原理排布,另外,由於電子不可能都擠在一起,它們還要遵守最低能量原理,泡利不相容原理和洪特規則,一般而言,在這三條規則的指導下,可以推導出元素原子的核外電子排布情況,在中學階段要求的前36號元素里,沒有例外的情況發生。

排布原理


最低能量原理
核外電子排布
核外電子排布
電子在原子核外排布時,要儘可能使電子的能量最低。怎樣才能 使電子的能量最低,例如我們站在地面上,不會覺得有什麼危險;如果我們站在20層樓的頂上,再往下看時我們心理感到害怕。這是因為物體在越高處具有的勢能越高,物體總有從高處往低處的一種趨勢,就像自由落體一樣,我們從來沒有見過物體會自動從地面上升到空中,物體要從地面到空中,必須要有外加力的作用。電子可看作是一種物質,也具有同樣的性質,即它在一般情況下總想處於一種較為安全(或穩定)的一種狀態(基態),也就是能量最低時的狀態。當有外加作用時,電子也是可以吸收能量到能量較高的狀態(激發態),但是它總有要回到基態的趨勢。一般來說,離核較近的電子具有較低的能量,隨著電子層數的增加,電子的能量越來越大;同一層中,各亞層的能量是按s、p、d、f的次序增高的。這兩種作用的總結果可以得出電子在原子核外排布時遵守下列次序:1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p<6s<4f<5d<6p<7s<5f<6d<7p……(由低到高)當然,在實際排列中,有時候因為電子的磁量子數和自旋量子數的原因,能級軌道的能量高低也不是絕對像上邊一樣的,比如說Ⅷ族元素Pt,5(d9)6(s1),6s軌道還沒有排完,下一個電子就進駐5d軌道了……這些就要具體問題具體分析了。(一般情況下,4s<3d,這是用薛定諤方程算出的結果,被稱作是能級交錯。但由於H原子只有一個電子,填在1S中,所以3d與4s能量一樣)
泡利不相容原理
一個電子的運動狀態要從4個方面來進行描述,即它所處的電子層、電子亞層電子云的伸展方向以及電子的自旋方向。在同一個原子中沒有也不可能有運動狀態完全相同的兩個電子存在,這就是泡利不相容原理所告訴大家的。根據這個規則,如果兩個電子處於同一軌道,那麼,這兩個電子的自旋方向必定相反。也就是說,每一個軌道中只能容納兩個自旋方向相反的電子。這一點好像我們坐電梯,每個人相當於一個電子,每一個電梯相當於一個軌道,假設電梯足夠小,每一個電梯最多只能同時供兩個人乘坐,而且乘坐時必須一個人頭朝上,另一個人倒立著(為了充分利用空間)。根據泡利不相容原理,我們得知:s亞層只有1個軌道,可以容納兩個自旋相反的電子;p亞層有3個軌道,總共可以容納6個電子;d亞層有5個軌道,總共可以容納10個電子,f亞層有7個軌道,總共可以容納14個電子。我們還得知:第一電子層(K層)中只有1s亞層,最多容納兩個電子;第二電子層(L層)中包括2s和2p兩個亞層,總共可以容納8個電子;第3電子層(M層)中包括3s、3p、3d三個亞層,總共可以容納18個電子……第n層總共可以容納2n^2個電子。
洪特規則
從結果總結出來的洪特規則有兩方面的含義:一是電子在原子核外排布時,將儘可能分佔不同的軌道,且自旋平行;洪特規則的第二個含義是對於同一個電子亞層,當電子排布處於∶
全滿(s2、p6、d10、f14)
半滿(s1、p3、d5、f7)
全空(s0、p0、d0、f0)時比較穩定。這類似於我們坐電梯的情況中,要麼電梯是空的,要麼電梯里都有一個人,要麼電梯里都擠滿了兩個人,大家都覺得比較均等,誰也不抱怨誰;如果有的電梯里擠滿了兩個人,而有的電梯里只有一個人,或有的電梯里有一個人,而有的電梯里沒有人,則必然有人產生抱怨情緒,我們稱之為不穩定狀態。
例如,第24號元素鉻Cr,如果按照各能級填充規則,其核外電子排布式應為1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d4 4s2 但是,依據洪特規則可知3d能級填充5個電子時較穩定,所以其核外電子排布式為1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s1
同理,第29號元素銅Cu的核外電子排布式應為1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s1。

排布方法


對於某元素原子的核外電子排布情況,先確定該原子的核外電子數(即原子序數、質子數、核電荷數),如24號元素鉻,其原子核外總共有24個電子,然後將這24個電子從能量最低的1s亞層依次往能量較高的亞層上排布,只有前面的亞層填滿后,才去填充後面的亞層,每一個亞層上最多能夠排布的電子數為:s亞層2個,p亞層6個,d亞層10個,f亞層14個。最外層電子到底怎樣排布,還要參考洪特規則,如24號元素鉻的24個核外電子依次排列為
1s(2)2s(2)2p(6)3s(2)3p(6)4s(2)3d(4)
根據洪特規則,d亞層處於半充滿時較為穩定,故其排布式應為:
1s(2)2s(2)2p(6)3s(2)3p(6)4s(1)3d(5)最後,按照人們的習慣“每一個電子層不分隔開來”,改寫成
1s(2)2s(2)2p(6)3s(2)3p(6)3d(5)4s(1)即可。
與軌道表示式、原子結構示意圖的關係
原子的核外電子排布與軌道表示式、原子結構示意圖的關係:原子的核外電子排布式與軌道表示式描述的內容是完全相同的,相對而言,軌道表示式要更加詳細一些,它既能明確表示出原子的核外電子排布在哪些電子層、電子亞層上,還能表示出這些電子是處於自旋相同還是自旋相反的狀態,而核外電子排布式不具備后一項功能。原子結構示意圖中可以看出電子在原子核外分層排布的情況,但它並沒有指明電子分佈在哪些亞層上,也沒有指明每個電子的自旋情況,其優點在於可以直接看出原子的核電荷數(或核外電子總數)。
原子的核外電子排布與元素周期律的關係
如第一周期中含有的元素種類數為2,是由1s1~2決定的
第二周期中含有的元素種類數為8,是由2s1~2 2p0~6決定的
第三周期中含有的元素種類數為8,是由3s1~2 3p0~6決定的
第四周期中元素的種類數為18,是由4s1~2 3d0~10 4p0~6決定的。
由此可見,元素原子核外電子排布的規律是元素周期表劃分的主要依據,是元素性質周期性變化的根本所在。對於同族元素而言,從上至下,隨著電子層數增加,原子半徑越來越大,原子核對最外層電子的吸引力越來越小,最外層電子越來越容易失去,即金屬性越來越強;對於同周期元素而言,隨著核電荷數的增加,原子核對外層電子的吸引力越來越強,使原子半徑逐漸減小,金屬性越來越差,非金屬性越來越強。

變化規律


在原子里,原子核位於整個原子的中心,電子在核外繞核作高速運動,因為電子在離核不同的區域中運動,我們可以看作電子是在核外分層排布的。按核外電子排布的3條原則將所有原子的核外電子排布在該原子核的周圍,發現核外電子排布遵守下列規律:原子核外的電子儘可能分佈在能量較低的電子層上(離核較近);若電子層數是n,這層的電子數目最多是2*(n^2)個;無論是第幾層,如果作為最外電子層時,那麼這層的電子數不能超過8個,如果作為倒數第二層(次外層),那麼這層的電子數便不能超過18個。這一結果決定了元素原子核外電子排布的周期性變化規律,按最外層電子排布相同進行歸類,將周期表中同一列的元素劃分為一族;按核外電子排布的周期性變化來進行劃分周期。