原子核外電子排布規(guī)律①能量最低原理:電子層劃分為K<L<M<O<P<Q,對應(yīng)電子層能量增大;原子核外電子排布按照能量較低者低優(yōu)先排布原則.②每個電子層最多只能容納2n2個電子。③最外層最多只能容納8個電子（K層為最外層時不能超過2個）次外層最多只能容納18個電子（K層為次外層時不能超過2個倒數(shù)第三層最多只能容納32個電子注意：多條規(guī)律必須同時兼顧。簡單例子的結(jié)構(gòu)特點:(1)離子的電子排布:主族元素陽離子跟上一周期稀有氣體的電子層排布相同,如鈉離子、鎂離子、鋁離子和氖的核外電子排布是相同的。陰離子更同一周期稀有氣體的電子排布相同：負氧離子，氟離子和氖的核外電子排布是相同的。（2）等電子粒子（注意主要元素在周期表中的相對位置）①10電子粒子:CH、N、NH、NH、NH、O、OH、HO、HO、F、HF、Ne、Na、Mg、Al等。②18電子粒子：SiH、P、PH、S、HS、HS、Cl、HCl、Ar、K、Ca、PH等。特殊情況：F、HO、CH、CHOH③核外電子總數(shù)及質(zhì)子總數(shù)均相同的陽離子有：Na、NH、HO等；陰離子有：F、OH、NH；HS、Cl等。前18號元素原子結(jié)構(gòu)的特殊性：（1）原子核中無中子的原子：H（2）最外層有1個電子的元素：H、Li、Na；最外層有2個電子的元素:Be、Mg、He（3）最外層電子總數(shù)等于次外層電子數(shù)的元素：Be、Ar（4）最外層電子數(shù)等于次外層電子數(shù)2倍的元素：C；是次外層電子數(shù)3倍的元素：O；是次外層電子數(shù)4倍的元素：Ne（5）最外層電子數(shù)是內(nèi)層電子數(shù)一半的元素:Li、P（6）電子層數(shù)與最外層電子數(shù)相等的元素：H、Be、Al（7）電子總數(shù)為最外層電子數(shù)2倍的元素：Be（8）次外層電子數(shù)是最外層電子數(shù)2倍的元素：Li、Si元素周期表的規(guī)律：（1）最外層電子數(shù)大于或等于3而又小于8的元素一定是主族元素，最外層電子數(shù)為1或2的元素可能是主族、副族或0族元素，最外層電子數(shù)為8的元素是稀有氣體（He例外）（2）在元素周期表中，同周期的ⅡA、ⅢA族元素的原子序數(shù)差別有：①第2、3周期（短周期）元素原子序數(shù)都相差1；②第4、5周期相差11；③第6、7周期相差25（3）同主族、鄰周期元素的原子序數(shù)差①位于過渡元素左側(cè)的主族元素，即ⅠA、ⅡA族，同主族、鄰周期元素原子序數(shù)之差為下一周期元素所在周期所含元素總數(shù)；相差的數(shù)分別為2,8,8,18,18,32②位于過渡元素左側(cè)的主族元素，即ⅢA～ⅦA族，同主族、鄰周期元素原子序數(shù)之差為下一周期元素所在周期所含元素種數(shù)。例如，氯和溴的原子序數(shù)之差為35-17=18（溴所在第四周期所含元素的種數(shù)）。相差的數(shù)分別為8,18,18,32，32.③同主族非縣令的原子序數(shù)差為上述連續(xù)數(shù)的加和，如H和Cs的原子序數(shù)為2+8+8+18+18=54（4）元素周期表中除Ⅷ族元素之外，原子序數(shù)為奇數(shù)（偶數(shù)）的元素，所屬所在族的序數(shù)及主要化合價也為奇數(shù)（偶數(shù)）。如：氯元素的原子序數(shù)為17，而其化合價有-1、+1、+3、+5、+7，最外層有7個電子，氯元素位于ⅦA族；硫元素的原子序數(shù)為16，而其化合價有-2、+4、+6價，最外層有6個電子，硫元素位于ⅥA族。（5）元素周期表中金屬盒非金屬元素之間有一分界線，分界線右上方的元素為非金屬元素，分界線左下方的元素為非金屬元素（H除外），分界線兩邊的元素一般既有金屬性也有非金屬性。每周期的最右邊金屬的族序數(shù)與周期序數(shù)相等，如：Al為第三周期ⅢA族。元素周期律：（1）原子半徑的變化規(guī)律：同周期主族元素自左向右，原子半徑逐漸增大；同主族元素自上而下，原子半徑逐漸增大。（2）元素化合價的變化規(guī)律：同周期自左向右，最高正價：+1～+7,最高正價=主族序數(shù)（O、F除外），負價由-4～-1，非金屬負價=-（8-族序數(shù)）（3）元素的金屬性：同周期自左向右逐漸減弱；同主族自上而下逐漸增強。（4）元素的非金屬性：同周期制作仙游逐漸增強；同主族自上而下逐漸減弱。（5）最高價化合物對應(yīng)水化物的酸、堿性：同周期自左向右酸性逐漸增強，堿性逐漸減弱；同主族自上而下酸性逐漸減弱，堿性逐漸增強。（6）非金屬氣態(tài)氫化物的形成難以、穩(wěn)定性：同周期自左向右形成由難到易，穩(wěn)定性逐漸增強；同主族自上而下形成由易到難，穩(wěn)定性逐漸減弱。原子核外電子按照軌道式排布時遵守下列次序：1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p<6s<4f<5d<6p<7s<5f<6d<7p規(guī)律總結(jié)：s有1個軌道，最多容納2個電子p有3個軌道，最多容納6個電子d有5個軌道，最多容納10個電子f有7個軌道，最多容納14個電子每一個軌道可以容納兩個自選方向相反的電子s<p<d（N+1）s<Nd(N+1)p<(N+2)s<Nf<(N+1)d（一）泡利不相容原理：

1．在同一個原子里，沒有運動狀態(tài)四個方面完全相同的電子存在，這個結(jié)論叫泡利不相容原理。

2．根據(jù)這個原理，如果有兩個電子處于一個軌道（即電子層電子亞層電子云的伸展方向都相同的軌道），那么這兩個電子的自旋方向就一定相反。

3．各個電子層可能有的最多軌道數(shù)為，每個軌道只能容納自旋相反的兩個電子，各電子層可容納的電子總數(shù)為2個。（二）能量最低原理：

1．在核外電子的排布中，通常狀況下，電子總是盡先占有能量最低的原子軌道，只有當這些原子軌道占滿后，電子才依次進入能量較高的原子軌道，這個規(guī)律叫能量最低原理。

2．能級：就是把原子中不同電子層和亞層按能量高低排布成順序，象臺階一樣叫做能級。

（1）同一電子層中各亞層的能級不相同，它們是按s，p，d，f的次序增高。不同亞層：ns<np<nd<nf

（2）在同一個原子中，不同電子層的能級不同。離核越近，n越小的電子層能級越低。同中亞層：1s<2s<3s；1p<2p<3p；

（3）能級交錯現(xiàn)象：多電子原子的各個電子，除去原子核對它們有吸引力外，同時各個電子之間還存在著排斥力，因而使多電子原子的電子所處的能級產(chǎn)生了交錯現(xiàn)象。

例如：E3d>E4S,E4d>E5S，n≥3時有能級交錯現(xiàn)象。3．電子填入原子軌道順序：1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p6s4f5d6p7s5f6d7p，能級由低漸高。（三）洪特規(guī)則：

1．在同一亞層中的各個軌道上，電子