原子核外电子排布优化

原子核外电子的排布情况，通常称为电子层结构（electron configuration of layer），简称电子构型（electron configuration）。在化学中常用两种方法表示原子的电子构型。一种是形象直观的轨道表示式：用一个小圆圈（或方框）代表一个原子轨道，圆圈（或方框）内用箭头（↑或↓）表示电子的自旋方向，圆圈（或方框）下面标出该轨道的符号；另一种是简单方便的电子排布式：在原子轨道的右上角用数字注明所排列的电子数。

了解原子核外电子的排布，可以从原子结构的观点认识元素性质变化的周期性的本质。原子核外电子的排布遵循泡利不相容原理（Pauli exclusion principle）、能量最低原理（Lowest energy principle）和洪特规则（Hund's rule）3个原则。

1.泡利不相容原理

泡利不相容原理简称泡利原理。即在同一原子中不可能存在4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。也可表述为任何一个原子轨道最多能容纳2个自旋方向相反的电子。泡利不相容原理是核外电子填充时必须遵守的基本法则。按照泡利不相容原理，s轨道最多可填充2个电子，p轨道最多可填充6个电子，d轨道最多可填充10个电子，f轨道最多可填充14个电子。

奥地利物理学家泡利（Wolfgang Pauli，1900—1958）（图2－22）在1924年提出来的。

2.能量最低原理

在不违反泡利不相容原理的前提下，电子总是尽可能分布到能量最低的轨道，然后按鲍林的原子轨道近似能级图依次向能量较高的能级分布，这一规律称为能量最低原理。(www.xing528.com)

3.洪特规则

1925年，德国物理学家弗里德里希·洪特（Friedrich Hund，1896—1997）提出洪特规则，用来解决当电子填充到能量相同的简并轨道时如何排布的问题。洪特从大量光谱实验数据中总结出来的规律：电子在简并轨道上排布时，总是优先以自旋相同的方向，单独占据能量相同的轨道，电子这样排布，原子的能量较低。

在周期表中，有些元素的核外电子排布并不符合洪特规则，作为洪特规则的特例，简并轨道处于全充满（p6，d10，f14）、半充满（p3，d5，f7）或全空（p0，d0，f0）的状态是比较稳定的（即原子能量较低）。如Cu（copper）的电子排布最外层是4s13d10，而不是4s23d9，就是因为d轨道填充10个电子，“全满”状态时能量较低。常见的不符合构造原理的元素主要有Cu（copper）、Ag（silver）、Au（gold）、Cr（chromium）和Mo（molybdenum）等。

根据原子核外电子排布的3个原则，结合鲍林和科顿的原子轨道近似能级图，基本上可以解决核外电子的分布问题。如Zn的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s2，可简写为［Ar］3d104s2（为了避免电子排布式过长，通常可把内层已达到稀有气体电子层结构的部分写成“原子实”，并以此稀有气体的元素符号［］表示），而不是［Ar］4s23d10；Cr的核外电子排布式为1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s1，可简写为［Ar］3d5 4s1，而不是［Ar］3d5 4s2或［Ar］4s13d5。

应该指出，核外电子排布的3个原则只是一般规律。随着原子序数的增大、核外电子数目的增多和原子中电子之间相互作用的增强，核外电子排布常常出现例外的情况。因此某一具体元素原子的电子排布情况，还应尊重实验事实，结合实验的结果加以判断。

图2－22　泡利