化學竟賽-核外電子的排布

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1、核外電子的排布量子數(shù)物理意義取值范圍主量子數(shù)n描述電子離核遠近及能量高低n=1,2,3,…正整數(shù)角量子數(shù)l描述原子軌道的形狀及能量的高低l=0,1,2,…(n-1)正整數(shù)磁量子數(shù)m描述原子軌道在空間的伸展方向自旋量子數(shù)ms描述電子的自旋方向ms=+1/2,-1/22－m=0,+1,-1,+2,,…±l一、四個量子數(shù)量子數(shù)的取值關系1.n與l的關系：可取0，1，…n-1n=1，l=0，為s軌道；n=2，l=0，為s軌道；n=2，l=1，為p軌道；n=3，l=0，為s軌道；n=3，l=1，為p軌道；n=3，l=2，為d軌道；2.l與m的關系當l=0時，稱s軌道，是球型，m=0

2、，無其它伸展方向。當l=1時，稱p軌道，是啞鈴型，m=-1,0,+1,有三個方向。當l=2時，是四葉梅花瓣型，m=-2,-1,0,+1,+2,有五個方向。s電子云p電子云d電子云電子云示意圖第一電子層(n＝1)，只有一個1s軌道；第二電子層(n＝2)，有四個軌道，包括一個2s軌道，三個3p軌道；第三電子層(n＝3)，有九個軌道，包括一個3s軌道，三個3p軌道，五個3d軌道。因此，每個電子層的軌道總數(shù)應為n2。ms=?1/2,分別表示電子的順時針和逆時針兩種自旋方向。通常也用符號?和?表示自旋方向。兩個電子的自旋方向相同時稱為自旋平行，記為??或??；而兩個電子自旋方向相反

3、時，稱為自旋反平行，記為??或??。屏蔽效應和鉆穿效應屏蔽效應：在多電子原子中，一個電子不僅受到原子核的引力，而且還要受到其他電子的排斥力。這種排斥力顯然要削弱原子核對該電子的吸引，可以認為排斥作用部分抵消或屏蔽了原子核對該電子的作用，我們把其他電子對某一電子的排斥作用而抵消了一部分核電荷，使該電子受到的有效核電荷降低的現(xiàn)象稱為屏蔽效應。一個電子受到其他電子的屏蔽，其能量升高。鉆穿效應：與屏蔽效應相反，外層電子有鉆穿效應。外層角量子數(shù)小的能級上的電子，如4s電子能鉆到近核內層空間運動，這樣它受到其他電子的屏蔽作用就小，受核引力就強，因而電子能量降低，造成E(4s)＜E(3

4、d)。我們把外層電子鉆穿到近核內層空間運動，因而使電子能量降低的現(xiàn)象，稱為鉆穿效應。鉆穿效應使得4s/5s軌道的能量低于3d/4d軌道，6s/7s軌道的能量低于4f/5f軌道。這一現(xiàn)象也稱為能級交錯現(xiàn)象。軌道角量子數(shù)l相同時，原子軌道的能量隨著主量子數(shù)n值增大而升高：E(2p)

5、規(guī)則鮑林近似能級圖Pauling根據(jù)光譜實驗數(shù)據(jù)及理論計算結果，把原子軌道能級按從低到高分為7個能級組。第一組　　第二組　　第三組　第四組　　第五組　　第六組　　　第七組1s;2s2p;3s3p;4s3d4p;5s4d5p;6s4f5d6p;7s5f6d7p1.泡利不相容原理在同一個原子中,不允許兩個電子的四個量子數(shù)完全相同。即，同一個原子軌道最多只能容納兩個電子，且自旋相反。根據(jù)泡利原理，s軌道可容納2個電子，p、d、f軌道依次最多可容納6、10、14個電子，每個電子層內允許排布的電子數(shù)最多為2n2個。2.能量最低原理在不違反Pauli原理前提下，電子在原子軌道上的排布

6、，必須使整個原子的能量最低。多電子原子基態(tài)的核外電子排布盡量優(yōu)先占據(jù)能量最低的軌道。即從能量低的軌道開始填。3.洪特規(guī)則當電子在等價軌道（能量相同軌道）上分布時，將盡可能分占等價軌道，且自旋相同。C原子的兩個電子在三個能量相同的2p軌道上分布時，分布方式為I，而不是II或III等價軌道中電子處于全空、半空或全滿狀態(tài)時能量較低電子排布式與電子構型7N的核外電子排布電子排布式:1s22s22p311Na1S22S22P63S119K1S22S22P63S23P64S1不是3d1核外電子的排布特例24Cr3d54S1而非3d44S229Cu3d104S1而非3d94S2因為(1

7、)全滿、全空、半滿時能量最低。(2)按主量子數(shù)填寫能級順序。(3d4s非4s3d)(3)外層電子排布式按周期表中位置填寫，且填完整Cr3d54S1而非4S1常把電子排布已達到稀有氣體結構的內層，以稀有氣體元素符號加方括號(稱原子實)表示。如鈉原子的電子構型1s22s22p63s1可表示為[Ne]3s1。原子實以外的電子排布稱外層電子構型。必須注意，雖然原子中電子是按近似能級圖由低到高的順序填充的，但在書寫原子的電子構型時，外層電子構型應按(n?2)f、(n?1)d、ns、np的順序書寫。當原子失去電子成為陽離子時，其電子是按n