目錄化學外層電子排布式 元素的電子層排布規律 元素周期表的電子層排布 化學核外電子排布元素周期表 化學最外層電子數排布規律
在原子里，
位于整個原子的中心，電子在核外繞核作高速運動，因為電子在離核不同的區域中運動，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，發現
遵守下列規律：
外的電子盡可能分布在能量較低的
上（離核較近）；若
數是n，這層的電子數目最多是2n2個猛桐；無論是第幾層，如果作為最外
時，那么這層的電子數不能超過8個，如果作為倒數第二層（次外層），那么這層的電子數便不能超過18個。這一結果決定了元素原子核外
的周期性變化規律，按最外層
相同進行歸類，將周期表中同一列的元素劃分為一族；按核外
的周期性變化來進行劃分周期
如第一周期中含有的元素種類數為2，是由1s1~2決定的
第二周期中含有的元素種類數為8，是由2s1~22p0~6決定的
第三周期中含有的元素種類數為8，是由3s1~23p0~6決定的
第四周期中元素的種類數為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律是
劃分的主要依據，是元素性質周期性變化的根本所在。對于同族衫彎元素而言，從上至下，隨著電子層數增加，原子半徑越來越大，原子核對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；對于同周期元素而言，隨著
的增加，原子核對外層電子的吸引力越來越強，使原子半徑逐漸減小，金屬性越來越差，非金屬性越來越強。
核外電子的排布規律：
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是2n2；
③最外層電子數不超過8個（K層為最外層不超過2個），次外層不超過18個，倒數第三層電子數不超過32個。
原子的核外電子排布與軌道表示式、原子結構示意圖的關系：原子的核外電子排布式與軌道表示式描述的內容是完全相同的，相對而言，軌道表示式要更加詳細一些，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，而核外電子排布式不具備后一項功能。原子結構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，也沒有指明每個電子的自旋情況，其優點在于可以直接看出原子的核電荷數（或核外電子總數）。
原子的核外電子排布與元素周期律的關系
如第一周期鎮汪中含有的元素種類數為2，是由1s1~2決定的
第二周期中含有的元素種類數為8，是由2s1~2 2p0~6決定的
第三周期中含有的元素種類數為8，是由3s1~2 3p0~6決定的
第四周期中元素的種類數為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律是元素周期表劃分的主要依據，是元素性質周期性變化的根本所在。對于同族元素而言，從上至下，隨著電子層數增加，原子半徑越來越大，原子核對最外層電子的吸引力越來越小。
最外層亂旅譽電子越來越容易失去，即金屬性越來越強；對于同周期元素而言，隨著核電荷數的增加，原子核對外層電子的吸引力越來越強，使原子半徑逐漸減小，金屬性越來越差，非金屬性越來越強。
擴展資料
元素周期律：元素的性質（核外電子排布、原子半徑、主要化合價、金屬性、非金屬性）隨著核電荷數的遞增而呈周期性變化的規律。元素性質的周期性變化實質是元素原子核外電子排布的周期性變化的必然結果。
電子的排布情況，即“電子構型”，是元素性質的決定性因素。為了達到全充滿、半充滿、全空的穩定狀態，不同的原子選擇不同的方式。具有同樣價電子構型的原子，理論上得或失電子的趨勢是相同的，這就是同一族元素性質相近的原因；同一族元素中，由于周期越高，價電子的能量就越高，就越容易失去。
元素周期表中的區塊是根據價電子構型的顯著區別劃分的。不同區的元素性質差別同樣顯著：如s區元素只能形成簡單的離子，而d區的過渡金屬可以形成配合物。
編排原則：
①按原子序數遞增的順序從左到右排列
②將電子層數相同的各元素從左到右排成一橫行。（周期序數＝原子的電子層數）
③把最外層電子數相同的元素按電子層數遞增的順序從上到下排成一縱行。
主族嘩段序數＝原子最外層電子數
判斷元素金屬性和非金屬性強弱的方法：
（1）金屬性強（弱）——
①單質與水或酸反應生成氫氣容易（難）；
②氫氧化物堿性強（弱）；
③相互置換反應（強制弱）Fe＋CuSO4＝FeSO4＋Cu。
（2）非金屬性強（弱）——
①單質與氫氣易（難）反應；
②生成的氫化物穩定（不穩定）；
③最高價氧化物的水化物（含氧酸）酸性強（弱）；
④相互置換反應（強制弱）2NaBr＋Cl2＝2NaCl＋Br2。
參考資料：——核外電子排布
“電子排布規則”是主觀臆想，它雖然能夠解釋某些化學現象，但不能解釋其他現象。電子繞核高速旋轉，所態森哪以電子不可能決定分子的鍵長和鍵角。可以肯定，是原子核決定原子的化學性質。根據晶體結構和分子結構來推帆碼測春稿原子核結構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時表明第三(M層)、第四(N層)、第五(O層(念錯成零層) )。
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量為2n2。
擴展資料：
注意事項：
根據原子軌道能級的相對高低，可劃分為若干個電子層，同一電子層又可以劃分為若干個電子亞汪茄層。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是2n2個（襲陵友表示電子層）。最外層電子數不超過8個（K層拍槐是最外層時，最多不超過2個），次外層電子數目不超過18個 ，倒數第三層不超過32個。
參考資料來源：-電子層排布
核外電子是按照三個規律來排布的：
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（一個軌道上只能容納兩個電子，且他們的自旋相反）
③洪特規則
洪特第一規則（同一能級有空軌道時，電子會先獨自占據一個空軌道，沒有空軌道時才會排到已有1個電悶雹子的軌道上）
洪特第二規則（軌道全滿、半滿、全空狀態時能螞敗帆量會更低，電子枯絕會傾向于這種排布）
