洪特规则和泡利原理能量更低原理(洪特规则)-犀牛文库

原子的核外电子排布的洪特规则是什么？

铜原子的核外电子排布式是1s22s22p?3s23p?3d1?4s1。

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；二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。

所以，Cu原子核外电子数为29，根据能量更低原理与洪特规则特例，其核外电子排布为：1s22s22p?3s23p?3d1?4s1。

原子的核外电子排布与元素周期律的关系

如之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2s1~2 2p0~6决定的。

第三周期中含有的元素种类数为8，是由3s1~2 3p0~6决定的。

第四周期中元素的种类数为18，是由4s1~2 3d0~10 4p0~6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。

洪特规则和泡利原理能量更低原理

洪特规则：洪特根据大量的光谱实验指出：电子在能量相同的轨道（即等价轨道）上排布时，总是尽可能分占不同的轨道且自旋方向同向，因为这样的排布方式总能量更低，称为洪特规则。

泡利原理：自旋为半整数的粒子（费米子）所遵从的一条原理，简称泡利原理。它可表述为全体费米子体系中不可能有两个或两个以上的粒子同时处于相同的单粒子态。

能量更低原理：在不违背泡利不相容原理的前提下，核外电子总是尽先占有能量更低的轨道，只有当能量更低的轨道占满后，电子才依次进入能量较高的轨道，也就是尽可能使体系能量更低。

洪特规则和泡利原理是什么？

1、洪特原理：

电子在能量相同的轨道，即等价轨道上排布时，总是尽可能分占不同的轨道且自旋方向同向，因为这样的排布方式总能量更低，称为洪特规则。

2、泡利原理：

在费米子组成的系统中，不能有两个或两个以上的粒子处于完全相同的状态。在原子中完全确定一个电子的状态需要四个量子数，所以泡利不相容原理在原子中就表现为：

不能有两个或两个以上的电子具有完全相同的四个量子数，或者说在轨道量子数m，l，n确定的一个原子轨道上最多可容纳两个电子，而这两个电子的自旋方向必须相反。这成为电子在核外排布形成周期性从而解释元素周期表的准则之一。

扩展资料：

能量更低原理：

能量是守恒的，如果能量一部分会升高，另一部分则会下降，所谓下降的一部分就是能量降低的一部分，所以说能量为了保持平衡会自动降低，自然变化进行的方向都是使能量降低，因此能量更低的状态比较稳定，这就叫能量更低原理。

所谓能量更低就是能势更低，相反对周围的引力更大，也叫引力更高原理。能量以波动形式传播，光也是一种能量波，所以，所以光的速度取决于被照射目标引力的大小。

洪特规则和泡利原理是什么？

泡利原理是说每个轨道（例如1s轨道，2p轨道中的px），最多只能容纳两个自旋相反的电子。泡利不相容原理所属现代词，指的是在原子中不能容纳运动状态完全相同的电子。又称泡利原理、不相容原理引。

洪特规则是说在相同能量的轨道上，电子在排布的时候优先进入空轨道，每个轨道中的单电子取得相同自旋。

洪特规则原理

洪特规则前提：对于基态原子来说

在能量相等的轨道上，自旋平行的电子数目最多时，原子的能量更低。所以在能量相等的轨道上，电子尽可能自旋平行地多占不同的轨道。例如碳原子核外有6个电子，按能量更低原理和保里不相容原理，首先有2个电子排布到之一层的1s轨道中，另外2个电子填入第二层的2s轨道中，剩余2个电子排布在2个p轨道上，具有相同的自旋方向，而不是两个电子集中在一个p轨道，自旋方向相反。作为洪特规则的补充，能量相等的轨道全充满、半克满或全空的状态比较稳定。

根据以上原则，电子在原子轨道中填充排布的顺序为1s

6d…。

下面我们运用核外电子排布的三原则来讨论核外电子排布的几个实例。

氮(N)原子核外有7个电子，根据能量更低原理和保里不相容原理，首先有2个电子排布到之一层的1s轨道中，又有2个电子排布到第二层的2s轨道中。按照洪特规则，余下的3个电子将以相同的自旋方式分别排布到3个方向不同但能量相同的2p轨道中。氮原子的电子排布式为1s2

2s2

2p3。这种用量子数n和l表示的电子排布方式，叫做电子构型或电子组态，右上角的数字是轨道中的电子数目。也可以用下式比较形象地表明这些电子的磁量子数和自旋量子数：

氖(Ne)原子核外有10个电子，根据电子排布三原则，之一电子层中有2个电子排布到1s轨道上，第二层中有8个电子，其中2个排布到2s轨道上，6个排布到2p轨道上。因此氛的原子结构可以用电子构型表示为1s2

2s2

2p6。这种最外电子层为8电子的结构，通常是一种比较稳定的结构，称为稀有气体结构。

钠(Na)原子核外共有11个电子，按照电子排布顺序，最后一个电子应填充到第三电子层上，它的电子构型为1s2

2s2

2p6

3s1。为了避免电子结构式书写过繁，也可以把内层电子已达到稀有气体结构的部分写成“原子实”，以稀有气体的元素符号外加方括号来表示，例如钠原子的电子构型也可以表示为［Ne］3s1

钾(K)原子核外共有19个电子，由于3d和4s轨道能级交错，第19个电子填入4s轨道而不填入3d轨道，它的电子构型为1s2

2s2

2p6

3s2

3p6

4s1或［Ar］4s1。同理20号元素钙(Ca)的第19，20个电子也填入4s轨道，钙原子的电子构型为［Ar］4s2。

铬(Cr)原子核外有24个电子，更高能级组中有6个电子。铬的电子构型为［Ar］3d5

4s1，而不是［Ar］3d4

4s2。这是因为3d5的半充满结构是一种能量较低的稳定结构。

洪特规则之一

洪特规则是在等价轨道（指相同电子层、电子亚层上的各个轨道）上排布的电子将尽可能分占不同的轨道，且自旋方向相同。后来经量子力学证明，电子这样排布可能使能量更低，所以洪特规则也可以包括在能量更低原理中。

洪特规则之二

洪特规则

又称等价轨道规则。在同一个电子亚层中排布的电子，总是尽先占据不同的轨道，且自旋方向相同。如氮原子中的3个p电子分布于3个p轨道上并取向相同的自旋方向。p轨道上有3个电子、d轨道上有5个电子、f轨道上有7个电子时，都是半充满的稳定结构。另外量子力学的研究表明；等价轨道全空(p0、d0、f0)和全满时(p6、d10、f14)的结构，也具有较低能量和较大的稳定性。像铁离子Fe3+(3d5)和亚铁离子Fe2+(3d6)对比看，从3d6→3d5才稳定，这和亚铁离子不稳定易被氧化的事实相符合。根据洪特规则铬的电子排布式应为1s2

2s2

2p6

3s2

3p6

3d5

4s1。

泡利原理和洪特原则是什么？

泡利原理，基态多电子原子中.不可能同时存在4个量子数完全相同的电子，换言之，一个轨道里最多只能容纳两个电子且电旋方向相反.这个原理称为泡利原理，洪特规则，当电子排布在同一能级的不同轨道时总是优先单独占据一个轨道，而且自旋方向相同，这个规则叫洪特规则。

泡利原理和洪特原则的内洪特规则，就是在能量相等的轨道上，电子尽可能自旋平行地多占不同的轨道。泡利原理，不能有两个或两个以上的粒子处于完全相同的状态，也就是一个亚层中最多能有2个电子，自旋相反。

泡利原理和洪特原则的内容

泡利原理，在原子中不能容纳运动状态完全相同的电子。又称泡利原理、不相容原理引，一个原子中不可能有电子层、电子亚层、电子云伸展方向和自旋方向完全相同的两个电子，如氦原子的两个电子，都在之一层K层，电子云形状是球形对称，只有一种完全相同伸展的方向，自旋方向必然相反。每一轨道中只能容纳自旋相反的两个电子，每个电子层中可能容纳轨道数是n2个，每层最多容纳电子数是2n2个。

洪德定则又名洪德规则，洪特规则，是原子核外电子排布规律之一，指原子核外电子的排布必先尽可能分占在同一电子亚层的各个轨道上，且自旋方向相同，于1925年由德国物理学家弗里德里希·洪特提出。

洪特规则指出，对于一个给定的电子组态形成的一组原子态，总自旋量子数Ms更大的能量更低，总自旋量子数S相同时，总角量子数L更大的能量更低。