A. 化學電子排布式
第一題：
顯然原子序數為19的元素是鉀，根據軌道填充的規則可以得出其電子排布式1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 由此可知未成對電子數為1 所屬分區為s區，因為鉀的價電子只有4s1電子
34號元素是硒，同上可得1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p4（或寫成[Ar]3d10 4s2 4p6），未成對電子數為2個4p4電子，屬於p區元素。
48號元素電子排布式：[Kr]4d10 5s2，因為整個元素的電子排布式過長，建議使用稀有氣體原子實+價電子的方法簡化書寫，該元素是鎘Cd，未成對電子數是0，屬於ds區的IIB族。
75號元素電子排布式：[Xe]5d5 6s2，未成對電子數是5,屬於d族的過渡金屬元素。
第二題：根據電子軌道填充理論，明顯A D項都是符合從低到高能量能級填充的順序，而B 項中的2s軌道還未填滿3s軌道就有一個單電子了，說明這個軌道狀態不是基態，電子從2s到3s軌道發生了躍遷。 C項更是誇張，低能量的2s軌道沒填滿且不說，4d軌道直接有了一個單電子，明顯是原子吸收能量後使2s軌道電子對中的一個電子激發到了4d軌道上。
回答完畢，純手打，望採納，Thanks。
B. 書寫化學電子排布式的方法
1.先判斷要書寫的是原子還是離子；
2.計算總電子數以及核電荷數；
3.先畫一個圓代表原子或離子,裡面寫核電荷數；
4.在外面依次寫每層的電子數,要按照規定的寫,不能超過該層最大的電子數.
很高興為您回答!
C. 元素電子排布中S、P、D等怎麼算啊
如果已知原子的核外電子排布或者外圍電子排布，就是你那樣直接算出電子數如果已知質子數，要想順利排布出電子的構型，需要知道電子能級構造圖，也就是電子能級的高低順序。按照電子能量由低到高，也就是電子先後填充的順序是 1s, 2s 2p,3s,3p, 4s,3d 4p.5s,4d,5p高中知道這么多就夠了s亞層最多排2個電子， P最多填充6個，d做多填10個當然還有一些特殊的規則，高中不作要求的
D. 化學電子排布是怎麼排的有什麼規律
電子層一共有7層，分別為K，L，M，N，O，P，Q層。
電子層一般總是盡先排布在能量低的電子層里，即最先排布K層，當K層排滿後，再排布L層。
規律：元素名稱 元素符號 個電子層電子數
氦 He 2
氖 Ne 2 8
氬 Ar 2 8 8
氪 Kr 2 8 18 8
氙 Xe 2 8 18 18 8
氡 Rn 2 8 18 32 18 8
電子層最外層最多有8個電子。每層的電子數最多32個，
電子數最多2（n 的平方）個。
書寫：畫一個圓，裡面寫上它的質子數（數前面寫上「+」）外面寫它的每層電子數
E. 高中化學原子核外電子排布式方法
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個電子的軌道上）
洪特第二規則（軌道全滿、半滿、全空狀態時能量會更低，電子會傾向於這種排布）
F. 怎樣計算化學中電子的排列和個數
電子層，或稱電子殼，是原子物理學中，一組擁有相同主量子數n的原子軌道。
電子在原子中處於不同的能級狀態，粗略說是分層分布的，故電子層又叫能層。電子層可用n（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）。一般隨著n值的增加，即按K、L、M、N、O…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2n^2。
電子層不能理解為電子在核外一薄層空間內運動，而是按電子出現幾率最大的區域，離核遠近來劃分的。
亨利·莫斯萊和巴克拉首次於X-射線吸收研究的實驗中發現電子層。巴克拉把它們稱為K、L和、M(以英文子母排列)等電子層（最初 K 和 L 電子層名為 B 和 A，改為 K 和 L 的原因是預留空位給未發現的電子層）。這些字母後來被n值1、2、3等取代。
電子層（electronic shell）的名字起源於波爾模式中，電子被認為一組一組地圍繞著核心以特定的距離旋轉，所以軌跡就形成了一個殼。
電子在原子核外排布時，要盡可能使電子的能量最低。一般來說，離核較近的電子具有較低的能量，隨著電子層數的增加，電子的能量越來越大；同一層中，各亞層的能量是按s、p、d、f的次序增高的。這兩種作用的總結果可以得出電子在原子核外排布時遵守下列次序：1s、2s、2p、3s、3p、4s、 3d、4p……
當原子處在基態時，原子核外電子的排布遵循三個原則：
(1)泡利不相容原理
(2)能量最低原理
(3)洪特規則
泡利不相容原理
我們已經知道，一個電子的運動狀態要從4個方面來進行描述，即它所處的電子層、電子亞層、電子雲的伸展方向以及電子的自旋方向。在同一個原子中沒有也不可能有運動狀態完全相同的兩個電子存在，這就是保里不相容原理所告訴大家的。根據這個規則，如果兩個電子處於同一軌道，那麼，這兩個電子的自旋方向必定相反。也就是說，每一個軌道中只能容納兩個自旋方向相反的電子。
根據保里不相容原理，我們得知：s亞層只有1個軌道，可以容納兩個自旋相反的電子；p亞層有3個軌道，總共可以容納6個電子；d亞層有5個軌道，總共可以容納10個電子。我們還得知：第一電子層（K層）中只有1s亞層，最多容納兩個電子；
注意： 第二電子層（L層）中包括2s和2p兩個亞層，總共可以容納8個電子(所以8個電子時為穩定狀態)；
第3電子層（M層）中包括3s、3p、3d三個亞層，總共可以容納18個電子……第n層總共可以容納2n^2個電子。
能量最低原理
在滿足泡利原理前提下，電子將按照使體系總能量最低的原則填充。量子化學計算結果表明，當有d電子填充時（例如第四周期Ni，3d軌道能E3d=-18.7eV，而E4s=-7.53eV），E3d＜E4s；當沒有d電子填充時（例如第四周期K，有E3d=-0.64eV，而E4s=-4.00eV）E3d＞E4s，發生了能級「倒置」現象，其他第五、六、七周期也有類似情況。所以不能簡單地說電子是按軌道能由低到高的次序填入，但總可以說是按n＋0.7l 值由小到大的次序填充。其中n是主量子數，l是角量子數。
洪特規則
從光譜實驗結果總結出來的洪特規則有兩方面的含義：一是電子在原子核外排布時，將盡可能分佔不同的軌道，且自旋平行；洪特規則的第二個含義是對於同一個電子亞層，當電子排布處於
全滿（s2、p6、d10、f14）
半滿（s1、p3、d5、f7）
全空（s0、p0、d0、f0）時比較穩定。
如果仔細觀察元素周期表,可以發現每個元素下面都有電子亞層的電子排布數量,之所以會有"奇怪的現象",是因為3d層能量比4s層高,稱為"能級交錯現象"
電子亞層
通過對許多元素的電離能的進一步分析，人們發現，在同一電子層中，電子的能量還稍有差異，電子雲的形狀也不相同。因此電子層仍可進一步分成一個或n個電子亞層。這一點在研究元素的原子光譜中得到了證實。
電子亞層分別用s、p、d、f等符號表示。不同亞層的電子雲形狀不同。s亞層的電子雲是以原子核為中心的球形，p亞層的電子雲是紡錘形，d亞層為花瓣形，f亞層的電子雲形狀比較復雜。
同一電子層不同亞層的能量按s、p、d、f序能量逐漸升高。
K層只包含一個s亞層；L層包含s和p兩個亞層；M層包含s、p、d三個亞層；N層包含s、p、d、f四個亞層。
磁量子數m
磁量子數m決定原子軌道（或電子雲）在空間的伸展方向。當l給定時，m的取值為從-l到+l之間的一切整數（包括0在內），即0，±1，±2，±3，…± l，共有2l+1個取值。即原子軌道（或電子雲）在空間有2l+1個伸展方向。原子軌道（或電子雲）在空間的每一個伸展方向稱做一個軌道。例如，l=0 時，s電子雲呈球形對稱分布，沒有方向性。m只能有一個值，即m=0，說明s亞層只有一個軌道為s軌道。當l=1時，m可有-1，0，+1三個取值，說明 p電子雲在空間有三種取向，即p亞層中有三個以x,y,z軸為對稱軸的px，py，pz軌道。當l=2時，m可有五個取值，即d電子雲在空間有五種取向， d亞層中有五個不同伸展方向的d軌道.
原子中的電子除繞核作高速運動外，還繞自己的軸作自旋運動。電子的自旋運動用自旋量子數ms表示。ms 的取值有兩個，+1/2和-1/2。說明電子的自旋只有兩個方向，即順時針方向和逆時針方向。通常用「↑」和「↓」表示。
綜上所述，原子中每個電子的運動狀態可以用n，l，m，ms四個量子數來描述。主量子數n決定電子出現幾率最大的區域離核的遠近（或電子層），並且是決定電子能量的主要因素；副量子數l決定原子軌道（或電子雲）的形狀，同時也影響電子的能量；磁量子數m決定原子軌道（或電子雲）在空間的伸展方向；自旋量子數ms決定電子自旋的方向。因此四個量子數確定之後，電子在核外空間的運動狀態也就確定了。
量子數，電子層，電子亞層之間的關系
每個電子層最多容納的電子數 2 8 18 2n^2
主量子數n 1 2 3 4
電子層 K L M N
角量子數l 0 1 2 3
電子亞層 s p d f
每個亞層中軌道數目 1 3 5 7
每個亞層最多容納電子數 2 6 10 14
G. 高中化學中「最外層電子排布式」怎麼寫從哪兒起算最外層寫到哪兒為止啊
這個涉及到原子的軌道排布，如果有不懂也沒事，這個在高中都不要求掌握 像你說的「K,L,M,N,O,P,Q...」叫做「能層」，能量的大小由低到高，電子則分布在能層中做運動。而在能層中還有「能級」又叫做「亞層」。 這里就需要知道電子在原子核周圍的運動方式，即「電子雲」（電子雲是電子在原子核外空間概率密度分布的形象描述）電子雲圖像中每一個小黑點表示電子出現在核外空間中的一次概率（不表示一個電子！），概率密度越大，電子雲圖像中的小黑點越密。 電子在核外的運動位置是隨機的，每一個時刻電子的位置都是不確定的，而不是像行星繞太陽一樣繞圓形軌道運動。 能級共有s,p,d,f四種，分別有1，3，5，7個軌道，每個軌道都可以容納2個電子（s,p,d,f四種能級的能量是不同的，而電子排布首先排入能量低的軌道中。）。K層只有s能級，所以最多能容納2個電子；L層有s,p兩個能級，所以可以容納8個電子，依規律即可得出每個能層最多容納的電子數。 電子排布需要應用「構造原理」 構造原理：1.泡利原理：一個軌道中最多容納兩個自旋相反的電子。 2.洪特規則：電子先進入能量低的軌道，電子先進入空軌（如：2個電子進入2p的3個軌道中，則它們自旋平行）,軌道處於全空，半滿，全滿時最穩定。 3.能量最低原理：基態原子核外電子排布力求實使整個原子的能量處於最低狀態（可以理解為電子首先填充到能量最低的軌道中)；能級交錯：電子先填到最外層的ns,後填次外層的(n-1)d,甚至填入倒數第三層的(n-2)f的規律。 由此得出Fe的核外電子排布為1s2,2p6,3s2,3p6,3d6,4s2(1為K,2為L,3為M,4為N）。
H. 化學中的電子排布式是怎麼寫的
表示原子核外電子排布的圖式之一。有七個電子層，分別用1、2、3、4、5、6、7等數字表示K、L、M、N、O、P、Q等電子層，用s、p、d、f等符號分別表示各電子亞層，並在這些符號右上角用數字表示各亞層上電子的數目。如氧原子的電子排布式為1s２ 2s２ 2p４。迄今為止，只發現了7個電子層！處於穩定狀態的原子，核外電子將盡可能地按能量最低原理排布，另外，由於電子不可能都擠在一起，它們還要遵守保里不相容原理和洪特規則，一般而言，在這三條規則的指導下，可以推導出元素原子的核外電子排布情況，在中學階段要求的前36號元素里，沒有例外的情況發生。電子在原子核外排布時，要盡可能使電子的能量最低。怎樣才能使電子的能量最低呢？比方說，我們站在地面上，不會覺得有什麼危險；如果我們站在20層樓的頂上，再往下看時我們心理感到害怕。這是因為物體在越高處具有的勢能越高，物體總有從高處往低處的一種趨勢，就像自由落體一樣，我們從來沒有見過物體會自動從地面上升到空中，物體要從地面到空中，必須要有外加力的作用。電子本身就是一種物質，也具有同樣的性質，即它在一般情況下總想處於一種較為安全（或穩定）的一種狀態（基態），也就是能量最低時的狀態。當有外加作用時，電子也是可以吸收能量到能量較高的狀態（激發態），但是它總有時時刻刻想回到基態的趨勢。一般來說，離核較近的電子具有較低的能量，隨著電子層數的增加，電子的能量越來越大；同一層中，各亞層的能量是按s、p、d、f的次序增高的。這兩種作用的總結果可以得出電子在原子核外排布時遵守下列次序：1s、2s、2p、3s、3p、3d、4s、4p……我們已經知道，一個電子的運動狀態要從4個方面來進行描述，即它所處的電子層、電子亞層、電子雲的伸展方向以及電子的自旋方向。在同一個原子中沒有也不可能有運動狀態完全相同的兩個電子存在，這就是保里不相容原理所告訴大家的。根據這個規則，如果兩個電子處於同一軌道，那麼，這兩個電子的自旋方向必定相反。也就是說，每一個軌道中最多隻能容納兩個自旋方向相反的電子。這一點好像我們坐電梯，每個人相當於一個電子，每一個電梯相當於一個軌道，假設電梯足夠小，每一個電梯最多隻能同時供兩個人乘坐，而且乘坐時必須一個人頭朝上，另一個人倒立著（為了充分利用空間）。根據保里不相容原理，我們得知：s亞層只有1個軌道，最多可以容納兩個自旋相反的電子；p亞層有3個軌道，最多可以容納6個電子；d亞層有5個軌道，最多可以容納10個電子；f亞層有７個軌道，最多可以容納1４個電子。我們還得知：第一電子層（K層）中只有1s亞層，最多容納兩個電子；第二電子層（L層）中包括2s和2p兩個亞層，總共可以容納8個電子；第3電子層（M層）中包括3s、3p、3d三個亞層，總共可以容納18個電子……第n層總共可以容納2n2個電子。 從光譜實驗結果總結出來的洪特規則有兩方面的含義：一是電子在原子核外排布時，將盡可能分佔不同的軌道，且自旋平行；洪特規則的第二個含義是對於同一個電子亞層，當電子排布處於 全滿（s2、p6、d10、f14） 半滿（s1、p3、d5、f7） 全空（s0、p0、d0、f0）時比較穩定。這類似於我們坐電梯的情況中，要麼電梯是空的，要麼電梯里都有一個人，要麼電梯里都擠滿了兩個人，大家都覺得比較均等，誰也不抱怨誰；如果有的電梯里擠滿了兩個人，而有的電梯里只有一個人，或有的電梯里有一個人，而有的電梯里沒有人，則必然有人產生抱怨情緒，我們稱之為不穩定狀態。