元素的電子層構型和價電子構型怎麼寫有什麼規律 在基態的電子構型怎麼寫

電子構型的一般順序爲：ls,2s,2p,3s,3p,4s,3d,4p,5s,4d,5p,6s,4f,5d,6p,7s,5f,6d。元素的電子構型寫爲：KK(3σ)2(4σ)2(1π)4(5σ)2(2π)1。

根據能量最低原理，電子傾向於先佔有能量最低的軌道。又根據洪德規則，能量相等的軌道上若自旋平行的電子數最多時整個體系的能量最低。根據這三個原理向軌道填入電子，得到的原子總能量最低，即基態原子。

例如鋁原子核外，當其1s、2s、2p、3s和3p軌道上分別填入2個、2個、6個、2個和1個電子時，爲鋁原子基態，因此鋁原子基態的電子構型爲1s22s22p63s23p1。

實際上除最外層（n=3的軌道）之外，它完全與元素週期表上前一週期末的惰性氣體氖的電子構型1s22s22p6相同，所以鋁原子基態的電子構型又可簡單記爲【Ne】3s23p1。正三價鋁離子（Al3+）的電子構型與氖原子相同。

擴展資料：

原子中每個電子的能量是由他所處的軌道高度（能級）以及主量子數n和角量子數l來代表；n是整數。通常把n相同的軌道稱爲屬於同一殼層。從距離核最近的殼層向外數，把殼層依次編號爲：1、2、3、4、5、6、7、…，分別用符號K、L、M、N、O、P、Q、…表示。

n越小，離核愈近，殼層上的電子的能量愈低。屬於同一主量子數n的電子，其軌道角動量可以是0、1、2、…、（n-1），分別用角量子數l等於 0、1、2、…、（n-1）表示，記爲s、p、d、f、g、…。

例如同屬於n=3,l=0、1和2的軌道，分別稱爲3s、3p和3d軌道。l愈小表示電子軌道運動的能量愈小。角量子數爲 l的軌道內含有2(2l+1)個軌道。所以s、p、d和f軌道內分別含有2、6、10和14個軌道。

由此推算：主量子數爲n的殼層中軌道的總數爲：即n=1、2、3、4…的殼層內分別含有 2、8、18、32、…個軌道。因此，原子體系的狀態可以用其中全體N個電子的量子數n和l的集合（n1l1、n2l2、…、nNlN）來表示，這個集合就稱爲原子的電子構型。

參考資料：百度百科-電子構型

按照價電子構型的原理進行書寫，具體如下：

在主族元素中，價電子數就是最外層電子數。副族元素原子的價電子，除最外層電子外，還可包括次外層電子。例如，鉻的價電子層結構是3d54s1,6個價電子都可以參加成鍵。鑭系元素還能包括外數第三層的4f電子。

價電子全部參與成鍵，元素表現最高的正化合價；部分參加成鍵，就有多種化合價的特性。例如，鉻元素的最高化合價是+6價，此外有+5、+4、+3、+2、+1價等。在非金屬的主族元素中，除了第二週期元素外，一般都有nd空軌道。

當這些元素跟電負性更大的元素化合時，原先最外層上的價電子可拆開進入nd軌道中，然後透過軌道雜化使這些元素表現較高的化合價。

擴展資料：

價電子構型的相關介紹：

一原子最外層電子殼的價電子支配原子的化學鍵作用。因此，相同價電子數的原子在元素週期表被放置於同一列。一般來說，原子的價電子數愈少，活性就愈高。所以1族鹼金屬非常活潑，該族包括了鋰、鈉及鉀，它們是金屬中活性最高的一羣

每一個原子，如果有滿原子價的話都穩定得多，換句話就是活性會低得多。實現這個有兩個方式：一個原子可以跟鄰近原子分享電子，一條共價鍵，或者從其他原子中移走電子，一條離子鍵。

另一種離子鍵需要一原子把它的一些電子送給另一個原子；這也可以，因爲把整個外層送出就能剩下滿原子價。透過移動電子，兩原子就聯結起來了。這就是化學鍵，而且就提它們把原子建成分子及離子化合物。

參考資料來源：百度百科-價電子

參考資料來源：百度百科-價電子數

參考資料來源：百度百科-電子構型

價電子構型，就是把孤對電子、成鍵電子都算上，看構型。

中心原子雜化之後，形成的雜化軌道的構型，就是價電子構型。+Ⅲ氧化態是所有鑭系元素在固體化合物，水溶液或其他溶劑中的特徵氧化態。

由於鑭系金屬在氣態時，失去2個s電子和一個d電子或兩個s電子和一個f電子所需的電離勢比較低，所以一般能形成穩定的+Ⅲ氧化態。擴展資料：每個軌道上最多容納一個自旋平行的電子。

根據能量最低原理，電子傾向於先佔有能量最低的軌道。又根據洪德規則，能量相等的軌道上若自旋平行的電子數最多時整個體系的能量最低。

根據這三個原理向軌道填入電子，得到的原子總能量最低，即基態原子。例如鋁原子核外，當其1s、2s、2p、3s和3p軌道上分別填入2個、2個、6個、2個和1個電子時，爲鋁原子基態，因此鋁原子基態的電子構型爲1s22s22p63s23p1。

參考資料來源：百度百科-電子構型。

又稱電子組態。

是原子、離子或分子的電子狀態的一種標誌。按照量子力學的軌道近似法，原子、離子或分子中的每一個電子被認爲各處於某自旋和軌道的狀態。

體系中全體電子所處的自旋和軌道的總體，構成了整個體系的電子構型。電子構型是指：電子依照能量高低的能級進行排列，其一般順序爲：ls,2s,2p,3s,3p,4s,3d,4p,5s,4d,5p,6s,4f,5d,6p,7s,5f,6d電子排布式則是指：電子依照能層的順序進行排列，其一般順序爲：1s,2s,2p,3s,3p,3d,4s,4p,4d,4f。

摺疊不相容原理每個軌道上最多容納一個自旋平行的電子。根據能量最低原理，電子傾向於先佔有能量最低的軌道。

又根據洪德規則，能量相等的軌道上若自旋平行的電子數最多時整個體系的能量最低。根據這三個原理向軌道填入電子，得到的原子總能量最低，即基態原子。

例如鋁原子核外，當其1s、2s、2p、3s和3p軌道上分別填入2個、2個、6個、2個和1個電子時，爲鋁原子基態，因此鋁原子基態的電子構型爲1s22s22p63s23p1。實際上除最外層（n=3的軌道）之外，它完全與元素週期表上前一週期末的惰性氣體氖的電子構型1s22s22p6相同，所以鋁原子基態的電子構型又可簡單記爲【Ne】3s23p1。

正三價鋁離子（Al3+）的電子構型與氖原子相同。原子的電子構型原子中每個電子的能量是由他所處的軌道高度（能級）以及主量子數n和角量子數l來代表；（量子數是量子力學中表述原子核外電子運動的一組整數或半整數。

因爲核外電子運動狀態的變化不是連續的，而量子數是量子化的，所以量子數的取值也不是連續的，而只能取一組整數或半整數；量子數包括主量子數n、角量子數l、磁量子數m和自旋量子數ms四種，前三種是在數學解析薛定諤方程過程中引出的，而最後一種則是爲了表述電子的自旋運動提出的。）n簡單的原子的電子構型是整數。

通常把n相同的軌道稱爲屬於同一殼層。從距離核最近的殼層向外數，把殼層依次編號爲：1、2、3、4、5、6、7、…，分別用符號K、L、M、N、O、P、Q、…表示。

n越小，離核愈近，殼層上的電子的能量愈低。屬於同一主量子數n的電子，其軌道角動量可以是0、1、2、…、（n-1），分別用角量子數l等於 0、1、2、…、（n-1）表示，記爲s、p、d、f、g、…。

例如同屬於n=3,l=0、1和2的軌道，分別稱爲3s、3p和3d軌道。l愈小表示電子軌道運動的能量愈小。

角量子數爲 l的軌道內含有2(2l+1)個軌道。所以s、p、d和f軌道內分別含有2、6、10和14個軌道。

由此推算：主量子數爲n的殼層中軌道的總數爲：即n=1、2、3、4…的殼層內分別含有 2、8、18、32、…個軌道。因此，原子體系的狀態可以用其中全體N個電子的量子數n和l的集合（n1l1、n2l2、…、nNlN）來表示，這個集合就稱爲原子的電子構型。

原子中軌道：ls<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p<6s<4f<5d<6p<7s<5f<6d…ns<(n-3)g<(n-2)f<(n-1)d

各類分子軌道內，按能量次序由低向高排列編號（如1σ、2σ、3σ、4σ…，和1π、2π、3π…）。每個σ分子軌道內含有2個電子，π分子軌道內有4個電子……再按照上述的泡利不相容原理、能量最低原理和洪特原則，將原先氮原子的7個電子和氧原子的8個電子（共15電子）填入分子軌道，並且按分子軌道的能量次序由低向高寫出：（1σ）2(2σ)2(3σ)2(4σ)2(1π)4(5σ)2(2π)1這就是NO分子的電子構型。

實際上分子軌道1σ和2σ上的電子仍在原有的原子核周圍，本質還是氮原子和氧原子上的K層（n=1）電子，故NO分子的電子構型又可配合物的電子構型配合物的電子構型指中心原子的價電子數。例：IrCl[P(CH3)3]3中的Ir是16電子的構型，而IrCl3[P(CH3)3]3中的Ir是18電子的構型。

寫爲KK(3σ)2(4σ)2(1π)4(5σ)2(2π)1。

正離子外電子構型寫法：

1、最外層電子構型爲1s，如Li、Be等。

2、8電子構型：最外層電子構型爲nsnp，如Na、Ca等。

3、18電子構型：最外層電子構型爲nsnpnd，如Ag、Zn等。

4、18+2電子構型：次外層有18個電子，最外層有2個電子，電子構型爲（n-1）s(n-1)p(n-1)dns，如Sn、Pb等。

電子構型省略：

5、外層電子構型是價電子的電子亞層排布，如 O:2s2 2p4;Fe:3d6 4s2。主族元素的價電子就是最外層電子。

6、而過渡元素的價電子可能是次外層，甚至倒數第三層。外層電子構型和外圍電子構型是一個這其中的，9-17電子構型：屬於不規則電子組態，電子構型爲nsnpnd，如Fe、Cr 都需要省略。

外層電子構型

7、外層電子構型是價電子的電子亞層排布，如 O:2s2 2p4;Fe:3d6 4s2。主族元素的價電子就是最外層電子，而過渡元素的價電子可能是次外層，甚至倒數第三層。外層電子構型和外圍電子構型是一個意思。

8、s層有1個軌道，p層有3個軌道，d層有5個軌道，而1個軌道最多2電子，這樣說5s2軌道是填滿的，4d6,d層有5個軌道6電子填5軌道，一定是其中1個軌道填2個電子，其他4個軌道各填一個電子，這樣有4未成對電子。

擴展資料：

電子構型

1、原子中每個電子的能量是由他所處的軌道高度（能級）以及主量子數n和角量子數l來代表；（量子數是量子力學中表述原子核外電子運動的一組整數或半整數。因爲核外電子運動狀態的變化不是連續的，而量子數是量子化的。

2、所以量子數的取值也不是連續的，而只能取一組整數或半整數；量子數包括主量子數n、角量子數l磁量子數m和自旋量子數ms四種，前三種是在數學解析薛定諤方程過程中引出的，而最後一種則是爲了表述電子的自旋運動提出的。）n是整數。

3、分子體系的電子狀態也可以用全體電子所處的單電子軌道的總體來表示。以異核雙原子分子NO按照它在分子軸向上沒有節面、有一個節面或有二個節面而分別稱爲σ、π或δ分子軌道。

4、按能量次序由低向高排列編號（如1σ、2σ、3σ、4σ…，和1π、2π、3π…）。每個σ分子軌道內含有2個電子，π分子軌道內有4個電子……再按照上述的泡利不相容原理。

5、能量最低原理和洪特原則，將原先氮原子的7個電子和氧原子的8個電子（共15電子）填入分子軌道，並且按分子軌道的能量次序由低向高寫出。

參考資料：搜狗百科-電子構型