《醫(yī)用化學》 三、核外電子的排布規(guī)律

（一）最低能量原理

所謂最低能量原理是，原子核外的電子，總是盡先占有能量最低的原子軌道，只有當能量較低的原子軌道被占滿后，電子才依次進入能量較高的軌道，以使原子處于能量最低的穩(wěn)定狀態(tài)。

原子軌道能量的高低為：

1．當n相同，l不同時，軌道的能量次序不s＜p＜d＜f。例如，E3S＜E3P＜E3d。

2．當n不同，l相同時，n愈大，各相應的軌道能量愈高。例如，E2S＜E3S＜E4S。

3．當n和l都不相同時，軌道能量有交錯現(xiàn)象。即（n-1）d軌道能量大于ns軌道的能量，（n-1）f軌道的能量大于np軌道的能量。在同一周期中，各元素隨著原子序數(shù)遞增核外電子的填充次序為ns，（n-2）f，（n-1）d，np。

核外電子填充次序如圖4-8所示。

圖4-8 電子填充的次序

（二）鮑里（Pauli）不相容原理

鮑里不相容原理的內(nèi)容是：在同一原子中沒有四個量子數(shù)完全相同的電子，或者說在同一原子中沒有運動狀態(tài)完全相同的電子。例如，氦原子的1s軌道中有兩個電子，描述其中一個原子中沒有運動狀態(tài)的一組量子數(shù)（n，l，m，ms）為1，0，0，+1/2，另一個電子的一組量子數(shù)必然是1，0，0，-1/2，即兩個電子的其他狀態(tài)相同但自旋方向相反。根據(jù)鮑里不相容原理可以得出這樣的結(jié)論，在每一個原子軌道中，最多只能容納自旋方向相反的兩個電子。于是，不難推算出各電子層最多容納的電子數(shù)為2n2個。例如，n=2時，電子可以處于四個量子數(shù)不同組合的8種狀態(tài)，即n=2時，最多可容納8個電子，見下表。

在等價軌道中，電子盡可能分占不同的軌道，且自旋方向相同，這就叫洪特規(guī)則。

洪特規(guī)則實際上是最低能量原理的補充。因為兩個電子同占一個軌道時，電子間的排斥作用會使體系能量升高，只有分占等價軌道，才有利于降低體系的能量。例如，碳原子核外有6個電子，除了有2個電子分布在1s軌道，2個電子分布在2s軌道外，另外2個電子不是占1個2p軌道，而是以自旋相同的方向分占能量相同，但伸展方向不同的兩個2p軌道。碳原子核外6個電子的排布情況如下：

作為洪特規(guī)則的特例，等價軌道全充滿，半充滿或全空的狀態(tài)是比較穩(wěn)定的。全充滿、半充滿和全空的結(jié)構分別表示如下：

用洪特規(guī)則可以解釋為什么Cr原子的外層電子排布為3d54s1而不是3d44s2，Cu原子的外層電子排布為3d104s1而不是3d94s2。

應該指出，核外電子排布的原理是從大量事實中概括出來的一般規(guī)律，絕大多數(shù)原子核外電子的實際排布與這些原理是一致的。但是隨著原子序數(shù)的增大，核外電子排布變得復雜，用核外電子排布的原理不能滿意地解釋某些實驗的事實。在學習中，我們首先應該尊重事實，不要拿原理去適應事實。也不能因為原理不完善而全盤否定原理?？茖W的任務是承認矛盾，不斷地發(fā)展這些原理，使之更加趨于完善。