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。一般來説，離核較近的電子具有較低的能量，隨着電子層數的增加，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，比如説Ⅷ族元素Pt，5d⁹6s¹，6s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） ^[1] 

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、電子雲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。也就是説，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，每一個電梯最多隻能同時供兩個人乘坐，而且乘坐時必須一個人頭朝上，另一個人倒立着（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。 ^[1] 

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，將盡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∶ ^[1] 

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，要麼電梯裏都有一個人，要麼電梯裏都擠滿了兩個人，大家都覺得比較均等，誰也不抱怨誰；如果有的電梯裏擠滿了兩個人，而有的電梯裏只有一個人，或有的電梯裏有一個人，而有的電梯裏沒有人，則必然有人產生抱怨情緒，我們稱之為不穩定狀態。 ^[1] 

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。 ^[1] 

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後，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 ^[2] 

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： ^[2] 

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。 ^[2] 

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後一項功能。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）。 ^[2] 

原子的核外電子排布與元素週期律的關係

如第一週期中含有的元素種類數為2，是由1s1~2決定的

第二週期中含有的元素種類數為8，是由2s1~2 2p0~6決定的

第三週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。 ^[2] 

由此可見，元素原子核外電子排布的規律是元素週期表劃分的主要依據，是元素性質週期性變化的根本所在。對於同族元素而言，從上至下，隨着電子層數增加，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；對於同週期元素而言，隨着核電荷數的增加，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。 ^[2] 

在原子裏，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週期性變化規律，按最外層電子排布相同進行歸類，將週期表中同一列的元素劃分為一族；按核外電子排布的週期性變化來進行劃分週期 ^[3]  。