目錄化學(xué)外層電子排布式 元素的電子層排布規(guī)律 元素周期表的電子層排布 化學(xué)核外電子排布元素周期表 化學(xué)最外層電子數(shù)排布規(guī)律
在原子里，
位于整個(gè)原子的中心，電子在核外繞核作高速運(yùn)動(dòng)，因?yàn)殡娮釉陔x核不同的區(qū)域中運(yùn)動(dòng)，我們可以看作電子是在核外分層排布的。按
的3條原則將所有原子的
在該
的周圍，發(fā)現(xiàn)
遵守下列規(guī)律：
外的電子盡可能分布在能量較低的
上（離核較近）；若
數(shù)是n，這層的電子數(shù)目最多是2n2個(gè)猛桐；無論是第幾層，如果作為最外
時(shí)，那么這層的電子數(shù)不能超過8個(gè)，如果作為倒數(shù)第二層（次外層），那么這層的電子數(shù)便不能超過18個(gè)。這一結(jié)果決定了元素原子核外
的周期性變化規(guī)律，按最外層
相同進(jìn)行歸類，將周期表中同一列的元素劃分為一族；按核外
的周期性變化來進(jìn)行劃分周期
如第一周期中含有的元素種類數(shù)為2，是由1s1~2決定的
第二周期中含有的元素種類數(shù)為8，是由2s1~22p0~6決定的
第三周期中含有的元素種類數(shù)為8，是由3s1~23p0~6決定的
第四周期中元素的種類數(shù)為18，是由4s1~23d0~104p0~6決定的。
由此可見，元素原子核外電子排布的規(guī)律是
劃分的主要依據(jù)，是元素性質(zhì)周期性變化的根本所在。對(duì)于同族衫彎元素而言，從上至下，隨著電子層數(shù)增加，原子半徑越來越大，原子核對(duì)最外層電子的吸引力越或知悶來越小，最外層電子越來越容易失去，即金屬性越來越強(qiáng)；對(duì)于同周期元素而言，隨著
的增加，原子核對(duì)外層電子的吸引力越來越強(qiáng)，使原子半徑逐漸減小，金屬性越來越差，非金屬性越來越強(qiáng)。
核外電子的排布規(guī)律：
①電子總是盡先排布在能量最低的電子層里；
②各電子層最多容納的電子數(shù)是2n2；
③最外層電子數(shù)不超過8個(gè)（K層為最外層不超過2個(gè)），次外層不超過18個(gè)，倒數(shù)第三層電子數(shù)不超過32個(gè)。
原子的核外電子排布與軌道表示式、原子結(jié)構(gòu)示意圖的關(guān)系：原子的核外電子排布式與軌道表示式描述的內(nèi)容是完全相同的，相對(duì)而言，軌道表示式要更加詳細(xì)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于自旋相同還是自旋相反的狀態(tài)，而核外電子排布式不具備后一項(xiàng)功能。原子結(jié)構(gòu)示意圖中可以看出電子在原子核外分層排布的情況，但它并沒有指明電子分布在哪些亞層上，也沒有指明每個(gè)電子的自旋情況，其優(yōu)點(diǎn)在于可以直接看出原子的核電荷數(shù)（或核外電子總數(shù)）。
原子的核外電子排布與元素周期律的關(guān)系
如第一周期鎮(zhèn)汪中含有的元素種類數(shù)為2，是由1s1~2決定的
第二周期中含有的元素種類數(shù)為8，是由2s1~2 2p0~6決定的
第三周期中含有的元素種類數(shù)為8，是由3s1~2 3p0~6決定的
第四周期中元素的種類數(shù)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(guī)律是元素周期表劃分的主要依據(jù)，是元素性質(zhì)周期性變化的根本所在。對(duì)于同族元素而言，從上至下，隨著電子層數(shù)增加，原子半徑越來越大，原子核對(duì)最外層電子的吸引力越來越小。
最外層亂旅譽(yù)電子越來越容易失去，即金屬性越來越強(qiáng)；對(duì)于同周期元素而言，隨著核電荷數(shù)的增加，原子核對(duì)外層電子的吸引力越來越強(qiáng)，使原子半徑逐漸減小，金屬性越來越差，非金屬性越來越強(qiáng)。
擴(kuò)展資料
元素周期律：元素的性質(zhì)（核外電子排布、原子半徑、主要化合價(jià)、金屬性、非金屬性）隨著核電荷數(shù)的遞增而呈周期性變化的規(guī)律。元素性質(zhì)的周期性變化實(shí)質(zhì)是元素原子核外電子排布的周期性變化的必然結(jié)果。
電子的排布情況，即“電子構(gòu)型”，是元素性質(zhì)的決定性因素。為了達(dá)到全充滿、半充滿、全空的穩(wěn)定狀態(tài)，不同的原子選擇不同的方式。具有同樣價(jià)電子構(gòu)型的原子，理論上得或失電子的趨勢(shì)是相同的，這就是同一族元素性質(zhì)相近的原因；同一族元素中，由于周期越高，價(jià)電子的能量就越高，就越容易失去。
元素周期表中的區(qū)塊是根據(jù)價(jià)電子構(gòu)型的顯著區(qū)別劃分的。不同區(qū)的元素性質(zhì)差別同樣顯著：如s區(qū)元素只能形成簡(jiǎn)單的離子，而d區(qū)的過渡金屬可以形成配合物。
編排原則：
①按原子序數(shù)遞增的順序從左到右排列
②將電子層數(shù)相同的各元素從左到右排成一橫行。（周期序數(shù)＝原子的電子層數(shù)）
③把最外層電子數(shù)相同的元素按電子層數(shù)遞增的順序從上到下排成一縱行。
主族嘩段序數(shù)＝原子最外層電子數(shù)
判斷元素金屬性和非金屬性強(qiáng)弱的方法：
（1）金屬性強(qiáng)（弱）——
①單質(zhì)與水或酸反應(yīng)生成氫氣容易（難）；
②氫氧化物堿性強(qiáng)（弱）；
③相互置換反應(yīng)（強(qiáng)制弱）Fe＋CuSO4＝FeSO4＋Cu。
（2）非金屬性強(qiáng)（弱）——
①單質(zhì)與氫氣易（難）反應(yīng)；
②生成的氫化物穩(wěn)定（不穩(wěn)定）；
③最高價(jià)氧化物的水化物（含氧酸）酸性強(qiáng)（弱）；
④相互置換反應(yīng)（強(qiáng)制弱）2NaBr＋Cl2＝2NaCl＋Br2。
參考資料：——核外電子排布
“電子排布規(guī)則”是主觀臆想，它雖然能夠解釋某些化學(xué)現(xiàn)象，但不能解釋其他現(xiàn)象。電子繞核高速旋轉(zhuǎn)，所態(tài)森哪以電子不可能決定分子的鍵長(zhǎng)和鍵角。可以肯定，是原子核決定原子的化學(xué)性質(zhì)。根據(jù)晶體結(jié)構(gòu)和分子結(jié)構(gòu)來推帆碼測(cè)春稿原子核結(jié)構(gòu)才是正確的研究方向。
電子層可用(n=1、 2、3... 表示，n=1表明第一-層電子層(K層) , n=2表明第二電子層(L層)，依次n=3、4、5時(shí)表明第三(M層)、第四(N層)、第五(O層(念錯(cuò)成零層) )。
一般隨著n值的增加，即按K、L、M、N、0.. 的順序，電子的能量逐漸升高，電子離原子核的平均距離也越來越大。電子層可容納最多電子的數(shù)量為2n2。
擴(kuò)展資料：
注意事項(xiàng)：
根據(jù)原子軌道能級(jí)的相對(duì)高低，可劃分為若干個(gè)電子層，同一電子層又可以劃分為若干個(gè)電子亞汪茄層。電子層排布公式為np>（n－1）d>（n－2）f>ns。
各電子層最多容納的電子數(shù)是2n2個(gè)（襲陵友表示電子層）。最外層電子數(shù)不超過8個(gè)（K層拍槐是最外層時(shí)，最多不超過2個(gè)），次外層電子數(shù)目不超過18個(gè) ，倒數(shù)第三層不超過32個(gè)。
參考資料來源：-電子層排布
核外電子是按照三個(gè)規(guī)律來排布的：
①能量最低原理（電子總是先排滿能量低的軌道，再排能量高的軌道）
②泡利不相容原理（一個(gè)軌道上只能容納兩個(gè)電子，且他們的自旋相反）
③洪特規(guī)則
洪特第一規(guī)則（同一能級(jí)有空軌道時(shí)，電子會(huì)先獨(dú)自占據(jù)一個(gè)空軌道，沒有空軌道時(shí)才會(huì)排到已有1個(gè)電悶雹子的軌道上）
洪特第二規(guī)則（軌道全滿、半滿、全空狀態(tài)時(shí)能螞敗帆量會(huì)更低，電子枯絕會(huì)傾向于這種排布）
