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核外电子排布的原理

一、最低能量原理

所谓最低能量原理是,原子核外的电子,总是尽先占有能量最低的原子轨道,只有当能量较低的原子轨道被占满后,电子才依次进入 能量较高的轨道,以使原子处于能量最低的稳定状态。

原子轨道能量的高低为:

1.当n相同,l不同时,轨道的能量次序不s<p<d<f。例如,E3S<E3P<E3d

2.当n不同,l相同时,n愈大,各相应的轨道能量愈高。例如,E2S<E3S<E4S

3.当n和l都不相同时,轨道能量有交错现象。即(n-1)d轨道能量大于ns轨道的能量,(n-1)f轨道的能量大于np轨道的能量。在同一周期中,各元素随着原子序数递增核外电子的填充次序为ns,(n-2)f,(n-1)d,np。

核外电子填充次序如图1所示。

核外电子排布的原理

图1 电子填充的次序          

二、鲍利(Pauli)不相容原理

鲍利不相容原理的内容是:在同一原子中没有四个量子数完全相同的电子,或者说在同一原子中没有运动状态完全相同的电子。例如,氦原子的1s轨道中有两个电子,描述其中一个原子中没有运动状态的一组量子数(n,l,m,ms)为1,0,0,+1/2,另一个电子的一组量子数必然是1,0,0,-1/2,即两个电子的其他状态相同但自旋方向相反。根据鲍利不相容原理可以得出这样的结论,在每一个原子轨道中,最多只能容纳自旋方向相反的两个电子。于是,不难推算出各电子层最多容纳的电子数为2n2个。例如,n=2时,电子可以处于四个量子数不同组合的8种状态,即n=2时,最多可容纳8个电子 ,见下表。

N

2

2

2

2

2

2

2

2

L

0

0

1

1

1

1

1

1

M

0

0

0

0

+1

+1

-1

-1

ms

+1/2

-1/2

+1/2

-1/2

+1/2

-1/2

+1/2

-1/2

在等价轨道中,电子尽可能分占不同的轨道,且自旋方向相同,这就叫洪特规则

洪特规则实际上是最低能量原理的补充。因为两个电子同占一个轨道时,电子间的排斥作用会使体系能量升高,只有分占等价轨道,才有利于降低体系的能量。例如,碳原子核外有6个电子,除了有2个电子分布在1s轨道,2个电子分布在2s轨道外,另外2个电子不是占1个2p轨道,而是以自旋相同的方向分占能量相同,但伸展方向不同的两 个2p轨道。碳原子核外6个电子的排布情况如下:

核外电子排布的原理

作为洪特规则 的特例,等价轨道全充满,半充满或全空的状态是比较稳定的。全充满、半充满和全空的结构分别表示如下:

全充满:核外电子排布的原理 ;半充满:核外电子排布的原理 ;全空:核外电子排布的原理

用洪特规则可以解释为什么Cr原子的外层电子排布为3d54s1而不是3d44s2,Cu原子的外层电子排布为3d104s1而不是3d94s2

应该指出,核外电子排布的原理是从大量事实中概括出来的一般规律,绝大多数原子核外电子的实际排布与这些原理是一致的。但是随着原子序数的增大,核外电子排布变得复杂,用核外电子排布的原理不能满意地解释某些实验的事实。在学习中,我们首先应该尊重事实,不要拿原理去适应事实。也不能因为原理不完善而全盘否定原理。科学的任务是承认矛盾,不断地发展这些原理,使之更加趋于完善。

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