化学的原子排布问题不是电子是无规律运动的么,为什么还能分出层来啊?如果不能确定的分出层来,那为什么在化学反应中会显示特定的性质?

化学的原子排布问题不是电子是无规律运动的么,为什么还能分出层来啊?如果不能确定的分出层来,那为什么在化学反应中会显示特定的性质?
化学的原子排布问题
不是电子是无规律运动的么,为什么还能分出层来啊?
如果不能确定的分出层来,那为什么在化学反应中会显示特定的性质?

化学的原子排布问题不是电子是无规律运动的么,为什么还能分出层来啊?如果不能确定的分出层来,那为什么在化学反应中会显示特定的性质?
电子确实是无规则运动的,但有其统计规律性,即大多数时候特定的电子所活动的范围是大致确定的.能量不同的电子活动范围不同,便会分层.

虽然是无规律运动,但也有一定的运动范围,每个范围叫一层

电子是无规则运动的，但有其统计规律性，即大多数时候特定的电子所活动的范围是大致确定的。能量不同的电子活动范围不同，便会分层．我这里有些资料，请您看看．
电子层，或称电子壳，是原子物理学中，一组拥有相同主量子数n的原子轨道。
电子在原子中处于不同的能级状态，粗略说是分层分布的，故电子层又叫能层。电子层可用n（n=1、2、3…）表示，n=1表明第一层电子层（K层），n=2表明第二电...

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电子是无规则运动的，但有其统计规律性，即大多数时候特定的电子所活动的范围是大致确定的。能量不同的电子活动范围不同，便会分层．我这里有些资料，请您看看．
电子层，或称电子壳，是原子物理学中，一组拥有相同主量子数n的原子轨道。
电子在原子中处于不同的能级状态，粗略说是分层分布的，故电子层又叫能层。电子层可用n（n=1、2、3…）表示，n=1表明第一层电子层（K层），n=2表明第二电子层（L层），依次n=3、4、5时表明第三（M层）、第四（N层）、第五（O层）。一般随着n值的增加，即按K、L、M、N、O…的顺序，电子的能量逐渐升高、电子离原子核的平均距离也越来越大。电子层可容纳最多电子的数量为2n^2。
电子层不能理解为电子在核外一薄层空间内运动，而是按电子出现几率最大的区域，离核远近来划分的。
亨利·莫斯莱和巴克拉首次于X-射线吸收研究的实验中发现电子层。巴克拉把它们称为K、L和、M(以英文子母排列)等电子层（最初 K 和 L 电子层名为 B 和 A，改为 K 和 L 的原因是预留空位给未发现的电子层）。这些字母后来被n值1、2、3等取代。
电子层（electronic shell）的名字起源于波尔模式中，电子被认为一组一组地围绕著核心以特定的距离旋转，所以轨迹就形成了一个壳。
电子在原子核外排布时，要尽可能使电子的能量最低。一般来说，离核较近的电子具有较低的能量，随着电子层数的增加，电子的能量越来越大；同一层中，各亚层的能量是按s、p、d、f的次序增高的。这两种作用的总结果可以得出电子在原子核外排布时遵守下列次序：1s、2s、2p、3s、3p、4s、 3d、4p……
当原子处在基态时，原子核外电子的排布遵循三个原则：
(1)泡利不相容原理
(2)能量最低原理
(3)洪特规则
泡利不相容原理
我们已经知道，一个电子的运动状态要从4个方面来进行描述，即它所处的电子层、电子亚层、电子云的伸展方向以及电子的自旋方向。在同一个原子中没有也不可能有运动状态完全相同的两个电子存在，这就是保里不相容原理所告诉大家的。根据这个规则，如果两个电子处于同一轨道，那么，这两个电子的自旋方向必定相反。也就是说，每一个轨道中只能容纳两个自旋方向相反的电子。
根据保里不相容原理，我们得知：s亚层只有1个轨道，可以容纳两个自旋相反的电子；p亚层有3个轨道，总共可以容纳6个电子；d亚层有5个轨道，总共可以容纳10个电子。我们还得知：第一电子层（K层）中只有1s亚层，最多容纳两个电子；
注意： 第二电子层（L层）中包括2s和2p两个亚层，总共可以容纳8个电子(所以8个电子时为稳定状态)；
第3电子层（M层）中包括3s、3p、3d三个亚层，总共可以容纳18个电子……第n层总共可以容纳2n^2个电子。
能量最低原理
在满足泡利原理前提下，电子将按照使体系总能量最低的原则填充。量子化学计算结果表明，当有d电子填充时（例如第四周期Ni，3d轨道能E3d=-18.7eV，而E4s=-7.53eV），E3d＜E4s；当没有d电子填充时（例如第四周期K，有E3d=-0.64eV，而E4s=-4.00eV）E3d＞E4s，发生了能级“倒置”现象，其他第五、六、七周期也有类似情况。所以不能简单地说电子是按轨道能由低到高的次序填入，但总可以说是按n＋0.7l 值由小到大的次序填充。其中n是主量子数，l是角量子数。
洪特规则
从光谱实验结果总结出来的洪特规则有两方面的含义：一是电子在原子核外排布时，将尽可能分占不同的轨道，且自旋平行；洪特规则的第二个含义是对于同一个电子亚层，当电子排布处于
全满（s2、p6、d10、f14）
半满（s1、p3、d5、f7）
全空（s0、p0、d0、f0）时比较稳定。
如果仔细观察元素周期表,可以发现每个元素下面都有电子亚层的电子排布数量,之所以会有"奇怪的现象",是因为3d层能量比4s层高,称为"能级交错现象"
电子亚层
通过对许多元素的电离能的进一步分析，人们发现，在同一电子层中，电子的能量还稍有差异，电子云的形状也不相同。因此电子层仍可进一步分成一个或n个电子亚层。这一点在研究元素的原子光谱中得到了证实。
电子亚层分别用s、p、d、f等符号表示。不同亚层的电子云形状不同。s亚层的电子云是以原子核为中心的球形，p亚层的电子云是纺锤形，d亚层为花瓣形，f亚层的电子云形状比较复杂。
同一电子层不同亚层的能量按s、p、d、f序能量逐渐升高。
K层只包含一个s亚层；L层包含s和p两个亚层；M层包含s、p、d三个亚层；N层包含s、p、d、f四个亚层。

磁量子数m
磁量子数m决定原子轨道（或电子云）在空间的伸展方向。当l给定时，m的取值为从-l到+l之间的一切整数（包括0在内），即0，±1，±2，±3，…± l，共有2l+1个取值。即原子轨道（或电子云）在空间有2l+1个伸展方向。原子轨道（或电子云）在空间的每一个伸展方向称做一个轨道。例如，l=0 时，s电子云呈球形对称分布，没有方向性。m只能有一个值，即m=0，说明s亚层只有一个轨道为s轨道。当l=1时，m可有-1，0，+1三个取值，说明 p电子云在空间有三种取向，即p亚层中有三个以x,y,z轴为对称轴的px，py，pz轨道。当l=2时，m可有五个取值，即d电子云在空间有五种取向， d亚层中有五个不同伸展方向的d轨道.
原子中的电子除绕核作高速运动外，还绕自己的轴作自旋运动。电子的自旋运动用自旋量子数ms表示。ms 的取值有两个，+1/2和-1/2。说明电子的自旋只有两个方向，即顺时针方向和逆时针方向。通常用“↑”和“↓”表示。
综上所述，原子中每个电子的运动状态可以用n，l，m，ms四个量子数来描述。主量子数n决定电子出现几率最大的区域离核的远近（或电子层），并且是决定电子能量的主要因素；副量子数l决定原子轨道（或电子云）的形状，同时也影响电子的能量；磁量子数m决定原子轨道（或电子云）在空间的伸展方向；自旋量子数ms决定电子自旋的方向。因此四个量子数确定之后，电子在核外空间的运动状态也就确定了。
量子数，电子层，电子亚层之间的关系
每个电子层最多容纳的电子数 2 8 18 2n^2
主量子数n 1 2 3 4
电子层 K L M N
角量子数l 0 1 2 3
电子亚层 s p d f
每个亚层中轨道数目 1 3 5 7
每个亚层最多容纳电子数 2 6 10 14
电子层与元素周期表的关系
在元素周期表上每一横行叫做周期元素在那个周期是元素的电子层数决定的！所以元素周期表只有7个周期。
在元素周期表上每一纵行叫做族元素在那个族是元素的电子层的最外层电子数决定的！
但上述规律也并不是完全适用于所有元素，副族元素中就有原子不符合此规律，如第46号元素钯位于第五周期却只有4个电子层
（化学元素表是门捷列夫的重要成就，我也顺便见绍以下他。
俄罗斯化学家门捷列夫(1834.2.8~1907.2.2)，生在西伯利亚。他从小热爱劳动，喜爱大自然，学习勤奋。
1860年门捷列夫在为著作《化学原理》一书考虑写作计划时，深为无机化学的缺乏系统性所困扰。于是，他开始搜集每一个已知元素的性质资料和有关数据，把前人在实践中所得成果，凡能找到的都收集在一起。人类关于元素问题的长期实践和认识活动，为他提供了丰富的材料。他在研究前人所得成果的基础上，发现一些元素除有特性之外还有共性。例如，已知卤素元素的氟、氯、溴、碘，都具有相似的性质；碱金属元素锂、钠、钾暴露在空气中时，都很快就被氧化，因此都是只能以化合物形式存在于自然界中；有的金属例铜、银、金都能长久保持在空气中而不被腐蚀，正因为如此它们被称为贵金属。
于是，门捷列夫开始试着排列这些元素。他把每个元素都建立了一张长方形纸板卡片。在每一块长方形纸板上写上了元素符号、原子量、元素性质及其化合物。然后把它们钉在实验室的墙上排了又排。经过了一系列的排队以后，他发现了元素化学性质的规律性。
因此，当有人将门捷列夫对元素周期律的发现看得很简单，轻松地说他是用玩扑克牌的方法得到这一伟大发现的，门捷列夫却认真地回答说，从他立志从事这项探索工作起，一直花了大约20年的功夫，才终于在1869年发表了元素周期律。他把化学元素从杂乱无章的迷宫中分门别类地理出了一个头绪。此外，因为他具有很大的勇气和信心，不怕名家指责，不怕嘲讽，勇于实践，敢于宣传自己的观点，终于得到了广泛的承认。为了纪念他的成就，人们将美国化学家希伯格在1955年发现的第101号新元素命名为Mendelevium，即“钔”。）

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一、 原子核外电子排布的原理
处于稳定状态的原子，核外电子将尽可能地按能量最低原理排布，另外，由于电子不可能都挤在一起，它们还要遵守保里不相容原理和洪特规则，一般而言，在这三条规则的指导下，可以推导出元素原子的核外电子排布情况，在中学阶段要求的前36号元素里，没有例外的情况发生。
1．最低能量原理
电子在原子核外排布时，要尽可能使电子的能量最低。怎样才能使电子的能量最...

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一、 原子核外电子排布的原理
处于稳定状态的原子，核外电子将尽可能地按能量最低原理排布，另外，由于电子不可能都挤在一起，它们还要遵守保里不相容原理和洪特规则，一般而言，在这三条规则的指导下，可以推导出元素原子的核外电子排布情况，在中学阶段要求的前36号元素里，没有例外的情况发生。
1．最低能量原理
电子在原子核外排布时，要尽可能使电子的能量最低。怎样才能使电子的能量最低呢？比方说，我们站在地面上，不会觉得有什么危险；如果我们站在20 层楼的顶上，再往下看时我们心理感到害怕。这是因为物体在越高处具有的势能越高，物体总有从高处往低处的一种趋势，就像自由落体一样，我们从来没有见过物 体会自动从地面上升到空中，物体要从地面到空中，必须要有外加力的作用。电子本身就是一种物质，也具有同样的性质，即它在一般情况下总想处于一种较为安全 （或稳定）的一种状态（基态），也就是能量最低时的状态。当有外加作用时，电子也是可以吸收能量到能量较高的状态（激发态），但是它总有时时刻刻想回到基 态的趋势。一般来说，离核较近的电子具有较低的能量，随着电子层数的增加，电子的能量越来越大；同一层中，各亚层的能量是按s、p、d、f的次序增高的。 这两种作用的总结果可以得出电子在原子核外排布时遵守下列次序：1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p……
2．保里不相容原理
我们已经知道，一个电子的运动状态要从4个方面来进行描述，即它所处的电子层、电子亚层、电子云的伸展方向以及电子的自旋方向。在同一个原子中没 有也不可能有运动状态完全相同的两个电子存在，这就是保里不相容原理所告诉大家的。根据这个规则，如果两个电子处于同一轨道，那么，这两个电子的自旋方向 必定相反。也就是说，每一个轨道中只能容纳两个自旋方向相反的电子。这一点好像我们坐电梯，每个人相当于一个电子，每一个电梯相当于一个轨道，假设电梯足 够小，每一个电梯最多只能同时供两个人乘坐，而且乘坐时必须一个人头朝上，另一个人倒立着（为了充分利用空间）。根据保里不相容原理，我们得知：s亚层只 有1个轨道，可以容纳两个自旋相反的电子；p亚层有3个轨道，总共可以容纳6个电子；f亚层有5个轨道，总共可以容纳10个电子。我们还得知：第一电子层 （K层）中只有1s亚层，最多容纳两个电子；第二电子层（L层）中包括2s和2p两个亚层，总共可以容纳8个电子；第3电子层（M层）中包括3s、3p、 3d三个亚层，总共可以容纳18个电子……第n层总共可以容纳2n2个电子。
3．洪特规则
从光谱实验结果总结出来的洪特规则有两方面的含义：一是电子在原子核外排布时，将尽可能分占不同的轨道，且自旋平行；洪特规则的第二个含义是对于同一个电子亚层，当电子排布处于
全满（s2、p6、d10、f14）
半满（s1、p3、d5、f7）
全空（s0、p0、d0、f0）时比较稳定。这类似于我们坐电梯的情况中，要么电梯是空的，要么电梯里都有一个人，要么电梯里都挤满了两个人，大 家都觉得比较均等，谁也不抱怨谁；如果有的电梯里挤满了两个人，而有的电梯里只有一个人，或有的电梯里有一个人，而有的电梯里没有人，则必然有人产生抱怨 情绪，我们称之为不稳定状态。
二、核外电子排布的方法
对于某元素原子的核外电子排布情况，先确定该原子的核外电子数（即原子序数、质子数、核电荷数），如24号元素铬，其原子核外总共有24个电子， 然后将这24个电子从能量最低的1s亚层依次往能量较高的亚层上排布，只有前面的亚层填满后，才去填充后面的亚层，每一个亚层上最多能够排布的电子数 为：s亚层2个，p亚层6个，d亚层10个，f亚层14个。最外层电子到底怎样排布，还要参考洪特规则，如24号元素铬的24个核外电子依次排列为
1s22s22p63s23p64s23d4
根据洪特规则，d亚层处于半充满时较为稳定，故其排布式应为：
1s22s22p63s23p64s13d5
最后，按照人们的习惯“每一个电子层不分隔开来”，改写成
1s22s22p63s23p63d54s1
即可。
三、核外电子排布在中学化学中的应用
1．原子的核外电子排布与轨道表示式、原子结构示意图的关系：原子的核外电子排布式与轨道表示式描述的内容是完全相同的，相对而言，轨道表示式要 更加详细一些，它既能明确表示出原子的核外电子排布在哪些电子层、电子亚层上， 还能表示出这些电子是处于自旋相同还是自旋相反的状态，而核外电子排布式不具备后一项功能。原子结构示意图中可以看出电子在原子核外分层排布的情况，但它 并没有指明电子分布在哪些亚层上，也没有指明每个电子的自旋情况，其优点在于可以直接看出原子的核电荷数（或核外电子总数）。
2．原子的核外电子排布与元素周期律的关系
在原子里，原子核位于整个原子的中心，电子在核外绕核作高速运动，因为电子在离核不同的区域中运动，我们可以看作电子是在核外分层排布的。按核外 电子排布的3条原则将所有原子的核外电子排布在该原子核的周围，发现核外电子排布遵守下列规律：原子核外的电子尽可能分布在能量较低的电子层上（离核较 近）；若电子层数是n，这层的电子数目最多是2n2个；无论是第几层，如果作为最外电子层时，那么这层的电子数不能超过8个，如果作为倒数第二层（次外 层），那么这层的电子数便不能超过18个。这一结果决定了元素原子核外电子排布的周期性变化规律，按最外层电子排布相同进行归类，将周期表中同一列的元素 划分为一族；按核外电子排布的周期性变化来进行划分周期
如第一周期中含有的元素种类数为2，是由1s1~2决定的
第二周期中含有的元素种类数为8，是由2s1~22p0~6决定的
第三周期中含有的元素种类数为8，是由3s1~23p0~6决定的
第四周期中元素的种类数为18，是由4s1~23d0~104p0~6决定的。
由此可见，元素原子核外电子排布的规律是元素周期表划分的主要依据，是元素性质周期性变化的根本所在。对于同族元素而言，从上至下，随着电子层数 增加，原子半径越来越大，原子核对最外层电子的吸引力越来越小，最外层电子越来越容易失去，即金属性越来越强；对于同周期元素而言，随着核电荷数的增加， 原子核对外层电子的吸引力越来越强，使原子半径逐渐减小，金属性越来越差，非金属性越来越强。
参考资料：http://kx.pyjy.net/source/czhx/HWDZPB/447_SR.asp
电子层

electronic shell
电子层，或称电子壳，是原子物理学中，一组拥有相同主量子数n的原子轨道。
电子在原子中处于不同的能级状态，粗略说是分层分布的，故电子层又叫能层。电子层可用n（n=1、2、3…）表示，n=1表明第一层电子层（K层），n=2表明第二电子层（L层），依次n=3、4、5时表明第三（M层）、第四（N层）、第五（O层）。一般随着n值的增加，即按K、L、M、N、O…的顺序，电子的能量逐渐升高、电子离原子核的平均距离也越来越大。电子层可容纳最多电子的数量为2n^2。
电子层不能理解为电子在核外一薄层空间内运动，而是按电子出现几率最大的区域，离核远近来划分的。
亨利•莫斯莱和巴克拉首次于X-射线吸收研究的实验中发现电子层。巴克拉把它们称为K、L和、M(以英文子母排列)等电子层（最初 K 和 L 电子层名为 B 和 A，改为 K 和 L 的原因是预留空位给未发现的电子层）。这些字母后来被n值1、2、3等取代。
电子层（electronic shell）的名字起源于波尔模式中，电子被认为一组一组地围绕著核心以特定的距离旋转，所以轨迹就形成了一个壳。
电子在原子核外排布时，要尽可能使电子的能量最低。一般来说，离核较近的电子具有较低的能量，随着电子层数的增加，电子的能量越来越大；同一层中，各亚层的能量是按s、p、d、f的次序增高的。这两种作用的总结果可以得出电子在原子核外排布时遵守下列次序：1s、2s、2p、3s、3p、4s、 3d、4p……
当原子处在基态时，原子核外电子的排布遵循三个原则：
(1)泡利不相容原理
(2)能量最低原理
(3)洪特规则
泡利不相容原理
我们已经知道，一个电子的运动状态要从4个方面来进行描述，即它所处的电子层、电子亚层、电子云的伸展方向以及电子的自旋方向。在同一个原子中没有也不可能有运动状态完全相同的两个电子存在，这就是保里不相容原理所告诉大家的。根据这个规则，如果两个电子处于同一轨道，那么，这两个电子的自旋方向必定相反。也就是说，每一个轨道中只能容纳两个自旋方向相反的电子。
根据保里不相容原理，我们得知：s亚层只有1个轨道，可以容纳两个自旋相反的电子；p亚层有3个轨道，总共可以容纳6个电子；d亚层有5个轨道，总共可以容纳10个电子。我们还得知：第一电子层（K层）中只有1s亚层，最多容纳两个电子；
注意： 第二电子层（L层）中包括2s和2p两个亚层，总共可以容纳8个电子(所以8个电子时为稳定状态)；
第3电子层（M层）中包括3s、3p、3d三个亚层，总共可以容纳18个电子……第n层总共可以容纳2n^2个电子。
能量最低原理
在满足泡利原理前提下，电子将按照使体系总能量最低的原则填充。量子化学计算结果表明，当有d电子填充时（例如第四周期Ni，3d轨道能E3d=-18.7eV，而E4s=-7.53eV），E3d＜E4s；当没有d电子填充时（例如第四周期K，有E3d=-0.64eV，而E4s=-4.00eV）E3d＞E4s，发生了能级“倒置”现象，其他第五、六、七周期也有类似情况。所以不能简单地说电子是按轨道能由低到高的次序填入，但总可以说是按n＋0.7l 值由小到大的次序填充。其中n是主量子数，l是角量子数。
洪特规则
从光谱实验结果总结出来的洪特规则有两方面的含义：一是电子在原子核外排布时，将尽可能分占不同的轨道，且自旋平行；洪特规则的第二个含义是对于同一个电子亚层，当电子排布处于
全满（s2、p6、d10、f14）
半满（s1、p3、d5、f7）
全空（s0、p0、d0、f0）时比较稳定。
如果仔细观察元素周期表,可以发现每个元素下面都有电子亚层的电子排布数量,之所以会有"奇怪的现象",是因为3d层能量比4s层高,称为"能级交错现象"
电子亚层
通过对许多元素的电离能的进一步分析，人们发现，在同一电子层中，电子的能量还稍有差异，电子云的形状也不相同。因此电子层仍可进一步分成一个或n个电子亚层。这一点在研究元素的原子光谱中得到了证实。
电子亚层分别用s、p、d、f等符号表示。不同亚层的电子云形状不同。s亚层的电子云是以原子核为中心的球形，p亚层的电子云是纺锤形，d亚层为花瓣形，f亚层的电子云形状比较复杂。
同一电子层不同亚层的能量按s、p、d、f序能量逐渐升高。
K层只包含一个s亚层；L层包含s和p两个亚层；M层包含s、p、d三个亚层；N层包含s、p、d、f四个亚层。

磁量子数m
磁量子数m决定原子轨道（或电子云）在空间的伸展方向。当l给定时，m的取值为从-l到+l之间的一切整数（包括0在内），即0，±1，±2，±3，…± l，共有2l+1个取值。即原子轨道（或电子云）在空间有2l+1个伸展方向。原子轨道（或电子云）在空间的每一个伸展方向称做一个轨道。例如，l=0 时，s电子云呈球形对称分布，没有方向性。m只能有一个值，即m=0，说明s亚层只有一个轨道为s轨道。当l=1时，m可有-1，0，+1三个取值，说明 p电子云在空间有三种取向，即p亚层中有三个以x,y,z轴为对称轴的px，py，pz轨道。当l=2时，m可有五个取值，即d电子云在空间有五种取向， d亚层中有五个不同伸展方向的d轨道.
原子中的电子除绕核作高速运动外，还绕自己的轴作自旋运动。电子的自旋运动用自旋量子数ms表示。ms 的取值有两个，+1/2和-1/2。说明电子的自旋只有两个方向，即顺时针方向和逆时针方向。通常用“↑”和“↓”表示。
综上所述，原子中每个电子的运动状态可以用n，l，m，ms四个量子数来描述。主量子数n决定电子出现几率最大的区域离核的远近（或电子层），并且是决定电子能量的主要因素；副量子数l决定原子轨道（或电子云）的形状，同时也影响电子的能量；磁量子数m决定原子轨道（或电子云）在空间的伸展方向；自旋量子数ms决定电子自旋的方向。因此四个量子数确定之后，电子在核外空间的运动状态也就确定了。
量子数，电子层，电子亚层之间的关系
每个电子层最多容纳的电子数 2 8 18 2n^2
主量子数n 1 2 3 4
电子层 K L M N
角量子数l 0 1 2 3
电子亚层 s p d f
每个亚层中轨道数目 1 3 5 7
每个亚层最多容纳电子数 2 6 10 14
电子层与元素周期表的关系
在元素周期表上每一横行叫做周期元素在那个周期是元素的电子层数决定的！所以元素周期表只有7个周期。
在元素周期表上每一纵行叫做族元素在那个族是元素的电子层的最外层电子数决定的！
但上述规律也并不是完全适用于所有元素，副族元素中就有原子不符合此规律，如第46号元素钯位于第五周期却只有4个电子层
（化学元素表是门捷列夫的重要成就，我也顺便见绍以下他。
俄罗斯化学家门捷列夫(1834.2.8~1907.2.2)，生在西伯利亚。他从小热爱劳动，喜爱大自然，学习勤奋。
1860年门捷列夫在为著作《化学原理》一书考虑写作计划时，深为无机化学的缺乏系统性所困扰。于是，他开始搜集每一个已知元素的性质资料和有关数据，把前人在实践中所得成果，凡能找到的都收集在一起。人类关于元素问题的长期实践和认识活动，为他提供了丰富的材料。他在研究前人所得成果的基础上，发现一些元素除有特性之外还有共性。例如，已知卤素元素的氟、氯、溴、碘，都具有相似的性质；碱金属元素锂、钠、钾暴露在空气中时，都很快就被氧化，因此都是只能以化合物形式存在于自然界中；有的金属例铜、银、金都能长久保持在空气中而不被腐蚀，正因为如此它们被称为贵金属。
于是，门捷列夫开始试着排列这些元素。他把每个元素都建立了一张长方形纸板卡片。在每一块长方形纸板上写上了元素符号、原子量、元素性质及其化合物。然后把它们钉在实验室的墙上排了又排。经过了一系列的排队以后，他发现了元素化学性质的规律性。
因此，当有人将门捷列夫对元素周期律的发现看得很简单，轻松地说他是用玩扑克牌的方法得到这一伟大发现的，门捷列夫却认真地回答说，从他立志从事这项探索工作起，一直花了大约20年的功夫，才终于在1869年发表了元素周期律。他把化学元素从杂乱无章的迷宫中分门别类地理出了一个头绪。此外，因为他具有很大的勇气和信心，不怕名家指责，不怕嘲讽，勇于实践，敢于宣传自己的观点，终于得到了广泛的承认。为了纪念他的成就，人们将美国化学家希伯格在1955年发现的第101号新元素命名为Mendelevium，即“钔”。）
原子核外电子排布规律
1、Pauli不相容原理：每个轨道最多只能容纳两个电子，且自旋相反配对
2、能量最低原理：电子尽可能占据能量最低的轨道
3、Hund规则：简并轨道（能级相同的轨道）只有被电子逐一自旋平行地占据后，才能容纳第二个电子
另外：等价轨道在全充满、半充满或全空的状态是比较稳定的，亦即下列电子结构是比较稳定的：
全充满---p6或d10 或f14
半充满----p3或d5或f7
全空-----p0 或d0或 f0
还有少数元素（如某些原子序数较大的过渡元素和镧系、锕系中的某些元素）的电子排布更为复杂，既不符合鲍林能级图的排布顺序，也不符合全充满、半充满及全空的规律。而这些元素的核外电子排布是由光谱实验结构得出的，我们应该尊重光谱实验事实。
对于核外电子排布规律，只要掌握一般规律，注意少数例外即可。
处于稳定状态的原子，核外电子将尽可能地按能量最低原理排布，另外，由于电子不可能都挤在一起，它们还要遵守保里不相容原理和洪特规则，一般而言，在这三条规则的指导下，可以推导出元素原子的核外电子排布情况，在中学阶段要求的前36号元素里，没有例外的情况发生。
1．最低能量原理
电子在原子核外排布时，要尽可能使电子的能量最低。怎样才能使电子的能量最低呢？比方说，我们站在地面上，不会觉得有什么危险；如果我们站在20层楼的顶上，再往下看时我们心理感到害怕。这是因为物体在越高处具有的势能越高，物体总有从高处往低处的一种趋势，就像自由落体一样，我们从来没有见过物体会自动从地面上升到空中，物体要从地面到空中，必须要有外加力的作用。电子本身就是一种物质，也具有同样的性质，即它在一般情况下总想处于一种较为安全（或稳定）的一种状态（基态），也就是能量最低时的状态。当有外加作用时，电子也是可以吸收能量到能量较高的状态（激发态），但是它总有时时刻刻想回到基态的趋势。一般来说，离核较近的电子具有较低的能量，随着电子层数的增加，电子的能量越来越大；同一层中，各亚层的能量是按s、p、d、f的次序增高的。这两种作用的总结果可以得出电子在原子核外排布时遵守下列次序：1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p……
2．保里不相容原理
我们已经知道，一个电子的运动状态要从4个方面来进行描述，即它所处的电子层、电子亚层、电子云的伸展方向以及电子的自旋方向。在同一个原子中没有也不可能有运动状态完全相同的两个电子存在，这就是保里不相容原理所告诉大家的。根据这个规则，如果两个电子处于同一轨道，那么，这两个电子的自旋方向必定相反。也就是说，每一个轨道中只能容纳两个自旋方向相反的电子。这一点好像我们坐电梯，每个人相当于一个电子，每一个电梯相当于一个轨道，假设电梯足够小，每一个电梯最多只能同时供两个人乘坐，而且乘坐时必须一个人头朝上，另一个人倒立着（为了充分利用空间）。根据保里不相容原理，我们得知：s亚层只有1个轨道，可以容纳两个自旋相反的电子；p亚层有3个轨道，总共可以容纳6个电子；f亚层有5个轨道，总共可以容纳10个电子。我们还得知：第一电子层（K层）中只有1s亚层，最多容纳两个电子；第二电子层（L层）中包括2s和2p两个亚层，总共可以容纳8个电子；第3电子层（M层）中包括3s、3p、3d三个亚层，总共可以容纳18个电子……第n层总共可以容纳2n2个电子。
3．洪特规则
从光谱实验结果总结出来的洪特规则有两方面的含义：一是电子在原子核外排布时，将尽可能分占不同的轨道，且自旋平行；洪特规则的第二个含义是对于同一个电子亚层，当电子排布处于
全满（s2、p6、d10、f14）
半满（s1、p3、d5、f7）
全空（s0、p0、d0、f0）时比较稳定。这类似于我们坐电梯的情况中，要么电梯是空的，要么电梯里都有一个人，要么电梯里都挤满了两个人，大家都觉得比较均等，谁也不抱怨谁；如果有的电梯里挤满了两个人，而有的电梯里只有一个人，或有的电梯里有一个人，而有的电梯里没有人，则必然有人产生抱怨情绪，我们称之为不稳定状态。
二、核外电子排布的方法
对于某元素原子的核外电子排布情况，先确定该原子的核外电子数（即原子序数、质子数、核电荷数），如24号元素铬，其原子核外总共有24个电子，然后将这24个电子从能量最低的1s亚层依次往能量较高的亚层上排布，只有前面的亚层填满后，才去填充后面的亚层，每一个亚层上最多能够排布的电子数为：s亚层2个，p亚层6个，d亚层10个，f亚层14个。最外层电子到底怎样排布，还要参考洪特规则，如24号元素铬的24个核外电子依次排列为
1s22s22p63s23p64s23d4
根据洪特规则，d亚层处于半充满时较为稳定，故其排布式应为：
1s22s22p63s23p64s13d5
最后，按照人们的习惯“每一个电子层不分隔开来”，改写成
1s22s22p63s23p63d54s1
即可。

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