① 原子軌道排布為全滿，半滿，全空為穩定結構， 但又說最外層8電子時為穩定結構。 這兩種穩定結構有區別嗎
「原子軌道排布為全滿，半滿，全空為穩定結構」是洪特規則的特例，它一般是指原子軌道以全滿，半滿，全空狀態為穩定結構。如p軌道，它是三重簡並的，最多可以容納6個電子，當它處於全空（0個電子）、半滿（3個電子，且電子以自旋相同方式分佔不同軌道）、全滿（6個電子）時，是它的穩定狀態，而其它狀態就相對不夠穩定。
當然，原子軌道的結構實際上直接影響到原子的穩定性。 如24號鉻元素，按構造原理，其基態組態可以為：[Ar]3d44s2（這種排布不違背保里原理），在此組態中，4s處於全滿狀態，屬於穩定結構，而3d處於非穩定結構。如果將4s中的一個電子排布到3d上，即[Ar]3d54s1（這種排布也不違背保里原理），這樣3d、4s同為半滿狀態，均獲得穩定結構，則原子將自發以[Ar]3d54s1組態為其基態結構。
最外層8電子穩定結構並不違背 「原子軌道排布為全滿，半滿，全空為穩定結構」的說法，它屬於全滿狀態的特例，當原子最外層達到8電子結構時，其內層所有已佔軌道實際上均為全滿狀態，也就是說，其所有軌道都獲得了穩定結構（未占軌道處於全空態也是最穩定態），所以整個原子處於一個非常穩定的結構，其化學性質也就相對比較穩定了。如所有稀有氣體的原子，又如氟原子的基態為[He]2s22p5，其中2p處於一個不穩定狀態，當它得到一個電子後，最外層便獲得了8電子穩定結構，因此F-的化學性質是比較穩定的。
② 化學中能級有全空，和全滿有區別嗎，全滿了下一個能級不就是全空嗎，不是一個意思嗎，求解
全滿、半滿、全空，都是比較穩定的狀態，解釋電離能的數據或化合價、化學性質等。一個能級全滿，下一個能級全空，這樣結構相對穩定。
③ 化學上什麼叫「半充滿」「全充滿」還有 書寫電子排布
洪特規則前提：對於基態原子來說
在能量相等的軌道上,自旋平行的電子數目最多時,原子的能量最低.所以在能量相等的軌道上,電子盡可能自旋平行地多佔不同的軌道.例如碳原子核外有6個電子,按能量最低原理和保里不相容原理,首先有2個電子排布到第一層的1s軌道中,另外2個電子填入第二層的2s軌道中,剩餘2個電子排布在2個p軌道上,具有相同的自旋方向,而不是兩個電子集中在一個p軌道,自旋方向相反.作為洪特規則的補充,能量相等的軌道全充滿、半克滿或全空的狀態比較穩定.
根據以上原則,電子在原子軌道中填充排布的順序為1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d….洪特規則之一
洪特規則是在等價軌道（指相同電子層、電子亞層上的各個軌道）上排布的電子將盡可能分佔不同的軌道,且自旋方向相同.後來經量子力學證明,電子這樣排布可能使能量最低,所以洪特規則也可以包括在能量最低原理中.
洪特規則之二
洪特規則 又稱等價軌道規則.在同一個電子亞層中排布的電子,總是盡先佔據不同的軌道,且自旋方向相同.如氮原子中的3個p電子分布於3個p軌道上並取向相同的自旋方向.p軌道上有3個電子、d軌道上有5個電子、f軌道上有7個電子時,都是半充滿的穩定結構.另外量子力學的研究表明；等價軌道全空(p0、d0、f0)和全滿時(p6、d10、f14)的結構,也具有較低能量和較大的穩定性.像鐵離子Fe3+(3d5)和亞鐵離子Fe2+(3d6)對比看,從3d6→3d5才穩定,這和亞鐵離子不穩定易被氧化的事實相符合.根據洪特規則鉻的電子排布式應為1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s1.
④ 化學洪特規則 半滿的定義
p3 d5 f7稱為半充滿
p6 d10 f14稱為全充滿
p0 d0 f0 稱為全空
⑤ 我想知道關於化學的很多啊!
1】其實就是奧化里電子排布的一種表示，當時偶學了半天也沒懂。感興趣的話問老師吧...
附：外層只有一個電子時， 由於該電子僅受到核的吸引如氫原子或類氫原子， 可以精確求解出波函數。但多電子原子核外有2個以上的電子，電子除受核的作用外，還受到其他電子對它的排斥作用，情況要復雜得多，只能作近似處理。但上述氫原子結構的某些結論還可用到多電子原子結構中：
在多電子原子中，每個電子都各有其波函數ψi ，其具體形式也取決一組量子數n、l、m。多電子原子中的電子在各電子層中可能占據的軌道數，與氫原子中各電子層軌道數相等。
多電子原子中每個電子的波函數的角度部分Y（θ，φ）和氫原子Y（θ，φ）相似，所以多電子原子的各個原子軌道角度分布圖與氫原子的各個原子軌道的角度分布圖相似。同理兩者的Y 2圖也相似。
鮑林多電子原子能級和徐光憲公式
處理多電子原子問題時，認為其他電子對某個電子i的排斥，相當於其他電子屏蔽住原子核，抵消了一部分核電荷對電子i的吸引力，稱為其他電子對電子i的屏蔽作用（screening effect）,引進屏蔽常數σ（screening constant）表示其他電子所抵消掉的核電荷。這樣多電子原子中電子i的能量公式可表示為
(9.7)
式中(Z –σ)= Z′稱為有效核電荷(effective nuclear charge)。多電子原子電子的能量和Z、n、σ有關。Z愈大，相同軌道的能量愈低，如基態氟原子1s電子的能量比基態氫原子1s電子的能量低；n愈大，能量愈高；起屏蔽作用的電子愈多，總的屏蔽作用愈強。σ愈大，能量愈高。影響σ有以下因素：
1. 外層電子對內層電子的屏蔽作用可以不考慮，σ=0；
2. 內層 (n-1層)電子對最外層(n層)電子的屏蔽作用較強，σ=0.85，離核更近的內層(n-2層)電子對最外層電子的屏蔽作用更強，σ=1.00；
3. 同層電子之間也有屏蔽作用，但比內層電子的屏蔽作用弱，σ=0.35，1s之間σ=0.30。n相同l不同時，l愈小的電子，它本身的鑽穿能力愈強，離核愈近，它受到其他電子對它的屏蔽作用就愈弱，能量就愈低Ens ＜Enp ＜End ＜Enf。
氫原子只有1個電子，無屏蔽作用，其激發態能量與l無關。
4. l相同，n不同時，n愈大的電子受到的屏蔽作用愈強，能量愈高：
Ens ＜E（n+1）s ＜E(n+2)s ＜…
Enp ＜E（n+1）p ＜E(n+2)p ＜…
5. n 、l都不同時，情況較復雜。比如3d和4s，會出現n小的反而能量高的現象，E4s＜E3d，稱為能級交錯。
美國科學家鮑林(Pauling L C)根據大量的光譜數據計算出多電子原子的原子軌道的近似能級順序，如下圖
此圖按原子軌道能量高低的順序排列，排在圖的下方的軌道能量低，排在圖上方的軌道能量高；不同能級組之間能量差別大，同一能級組內各能級之間能量差別少；每個小圓表示一個軌道。np能級有三個軌道，能量相同，稱為三重簡並軌道。同樣nd能級的五個軌道是五重簡並軌道。同一電子層的軌道用線連接。要指出的是，這個能級順序是基態原子電子在核外排布時的填充順序，與電子填充後的順序不一致。
我國著名化學家北京大學徐光憲教授，根據光譜實驗數據， 對基態多電子原子軌道的能級高低提出一種定量的依據，即n+0.7l值愈大，軌道能級愈高，並把 n+0.7l值的第一位數字相同的各能級組合為一組，稱為某能級組，見表9-3。
表8-3 多電子原子能級組
能級
1s
2s
2p
3s
3p
4s
3d
4p
5s
4d
5p
6s
4f
5d
6p
n + 0.7 l
1.0
2.0
2.7
3.0
3.7
4.0
4.4
4.7
5.0
5.4
5.7
6.0
6.1
6.4
6.7
能級組
Ⅰ
Ⅱ
Ⅲ
Ⅳ
Ⅴ
Ⅵ
組內電子數
2
8
8
18
18
32
根據徐光憲公式計算可以明確原子能級由低到高依次為 1s，(2s，2p)，(3s，3p)，(4s，3d，4p)，(5s，4d，5p)，(6s，4f，5d，6p)… 括弧表示能級組。此順序與鮑林近似能級順序吻合。
核外電子排布的規律
根據光譜實驗數據，多電子原子中的核外電子的排布規律可歸納為以下三條：能量最低原理、泡利不相容原理和洪特規則。
能量最低原理
「系統的能量愈低，愈穩定」，是自然界的普遍規律。核外電子的排布也遵循這一規律。基態多電子原子核外電子排布時總是先佔據能量最低的軌道，當低能量軌道占滿後，才排入高能量的軌道，以使整個原子能量最低。這就是能量最低原理。在個別情況下，雖然按原子軌道能級由低到高的順序填充了，但並沒有達到使整個原子能量最低。例如第24號鉻，其價層電子按鮑林填電子順序從低到高排布應是3d44s2，但按3d54s1排布才使整個原子能量最低。
Pauli不相容原理
1925年，奧地利物理學家Pauli W提出，在同一原子中不可能有四個量子數完全相同的2個電子同時存在，這就是泡利不相容原理(Pauli exclusion principle)。換言之，在一個原子中不容許有兩個電子處於完全相同的運動狀態。前已提到n ，l ，m三個量子數可以決定一個原子軌道，而自旋角動量量子數，只可能有兩個數值，所以在一個原子軌道上最多隻能容納兩個自旋方向相反的電子。
Hund規則
德國科學家Hund F根據光譜實驗指出：「電子在能量相同的軌道（即簡並軌道）上排布時，總是盡可能以自旋相同的方向，分佔不同的軌道，因為這樣的排布方式總能量最低」，這就是洪特規則（Hund』s rule）。而若使兩個電子在一個軌道上成對，就要克服它們之間的斥力，要吸收額外的電子成對能(electron pairing energy)，原子的總能量就會升高。
例如，基態碳原子的電子排布為1s2s22p2,若以方框表示一個原子軌道，則碳原子的核外電子排布的軌道式應表示為
而不應表示為
或 。
光譜實驗結果和量子力學還指出，簡並軌道全充滿（如p6、d10、f14），半充滿（如p3、d5 、f7）或全空（如p0 、d0 、f0）的這些狀態都是能量較低的穩定狀態。這就解釋了24號元素鉻價層電子排布為3d54s1（半充滿）而不是3d44s2、也說明了29號元素銅的價層電子排布為3d104s1（全充滿）而不是3d94s2 。
實例分析：按核外電子排布的規律，寫出22號元素鈦的基態電子排布式。
解 根據能量最低原理，我們將22個電子從能量最低的 1s軌道上排起，每個軌道只能排2個電子，第3、4個電子填入2s軌道，2p能級有三個軌道，可以填6個電子，再以後填入3s、3p, 3p 填滿後是18個電子。因為4s能量比3d低，所以第19、20個電子應先填入4s軌道。此時已填入20個電子，剩下的2個電子填入3d 。所以22號元素鈦的基態電子排布式為：1s22s22p 63s23p 63d 24s2 。
注意： 按填充順序排布電子時，最後4個電子要先填入4s，後填入3d, 但書寫電子排布式時， 一律按電子層的順序寫，3d寫在4s之前。
在書寫電子排布式時，為簡化計，通常把內層已達到稀有氣體電子層結構的部分，用稀有氣體的元素符號加方括弧表示，並稱為原子芯(atomic kernel)。例如26號元素鐵的基態原子電子排布式為1s22s22p63s23p63d64s2 可以寫成[Ar]3d64s2。又如47號銀基態原子的電子排布式為,可以寫成[kr]4d105s1。該寫法的另一優點就是指出了在化學反應中原子芯部分的電子排布不發生變化，而突出了價層電子排布，使其一目瞭然，如鐵原子的價層電子3d 64s2,銀原子的價層電子4d 105s1。
書寫離子的電子排布式是在基態原子的電子排布式基礎上加上（負離子）或失去（正離子）電子。但要注意，在填電子時4s能量比3d低，但填滿電子後4s的能量則高於3d，所以形成離子時，先失去4s上的電子。例如：
Fe2+: [Ar] 3d 64s0 (失去4s上的2個電子)。
Fe3+: [Ar] 3d 54s0 (先失去4s上2個電子，再失去3d上1個電子)。
2】拿著周期表，從鈣2882開始一個個往後走，碰見副族元素則在次外層加一個電子，碰見主族元素則在最外層加一個電子，依此類推，熟練後可不用周期表。
3】主族：元素的最高正價與最外層電子數相同；所有化合價的奇偶性與族的奇偶性一般相同(二周期的一些活潑元素例外，如N,O,C等）;負化合價一般唯一------後兩個我也是到高三才知道，以前沒聽說過。
副族：化合價同時與次外層和最外層有關，所以這兩層的電子都叫做價電子
⑥ 怎樣判斷一個原子在化學變化中容易的電子還是失電子
通常來說，金屬元素容易失去電子，非金屬元素容易得到電子所有元素均有通過得失電子達到穩定裝態的趨勢，對一個電子亞層來說全空，半空，全滿是穩定的狀態，對於主族元素來說是達到最外層8電子的結構，電子少的容易失去電子，使最外層變成空的狀態，次外層變成最外層，電子多的容易奪取電子使自己的最外層變成滿的狀態，達到8電子結構，故在前幾個周期中，電子數大於4的容易得到電子，小於4的容易失去電子
⑦ 化學.半充滿.全充滿.全空意思
比如Cr本來應該是3d6，但是由於d最多為10，一半為5，全空為0，s最多為2，一半為1，全空為0；半充滿、全充滿、全空的軌道相對比較穩定，所以Cr排布為3d5 4s1而不是相對不穩定的3d6。
⑧ 化學 全滿 半滿 什麼意思啊
就是原子核外電子的排布狀態。電子在原子核外分層排布，在每一層上又分幾個亞層的核外電子排布式是1s22s22p3,在第二層上的P亞層含有三個方向的軌道，每一軌道上各佔有一個電子，這就是半滿狀態；如果第二電子層上有8個電子那麼s、p兩個亞層都全部占滿電子，這就是全滿狀態，全滿和半滿狀態的都具有化學穩定性。
⑨ 化學物質結構問題
原子核外電子排布規律 1、波利不相容原理：每個軌道最多隻能容納兩個電子，且自旋相反配對 2、能量最低原理：電子盡可能占據能量最低的軌道 3、洪特規則：簡並軌道（能級相同的軌道）只有被電子逐一自旋平行地佔據後，才能容納第二個電子另外：等價軌道在全充滿、半充滿或全空的狀態是比較穩定的，亦即下列電子結構是比較穩定的：全充滿---p6或d10 或f14 半充滿----p3或d5或f7 全空-----p0 或d0或 f0 還有少數元素（如某些原子序數較大的過渡元素和鑭系、錒系中的某些元素）的電子排布更為復雜，既不符合鮑林能級圖的排布順序，也不符合全充滿、半充滿及全空的規律。而這些元素的核外電子排布是由光譜實驗結構得出的，我們應該尊重光譜實驗事實。對於核外電子排布規律，只要掌握一般規律，注意少數例外即可。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。 1．最低能量原理 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、4s、3d、4p…… 2．波利不相容原理 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。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，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；f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；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。 3．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。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。
⑩ 初三化學原子結構這一塊似乎很重要，我想知道如何花原子結構示意圖
原子結構示意圖是表示原子核及其核外電子排布圖示形式。
原子核由一個圓圈表示，圈內註明原子核的核電荷數，比如Na原子，為11號原子，核電荷數為+11。
核外電子排布由弧線表示，弧線上的數字表示該層的電子數。弧線的個數表示原子的電子層數，電子層數=周期書，也就是說是第幾周期原子，其電子層數就為幾，也就有幾個弧線。從內向外，從最靠近原子核到逐漸遠離原子核，每個電子層所能排布的最大電子數目依次為：2，8，8，18，18，32。比如Rb原子，為37號原子，因此核外電子排布，也就是弧線上的電子數依次為2，8，8，18，1。