① 原子轨道排布为全满，半满，全空为稳定结构， 但又说最外层8电子时为稳定结构。 这两种稳定结构有区别吗
“原子轨道排布为全满，半满，全空为稳定结构”是洪特规则的特例，它一般是指原子轨道以全满，半满，全空状态为稳定结构。如p轨道，它是三重简并的，最多可以容纳6个电子，当它处于全空（0个电子）、半满（3个电子，且电子以自旋相同方式分占不同轨道）、全满（6个电子）时，是它的稳定状态，而其它状态就相对不够稳定。
当然，原子轨道的结构实际上直接影响到原子的稳定性。 如24号铬元素，按构造原理，其基态组态可以为：[Ar]3d44s2（这种排布不违背保里原理），在此组态中，4s处于全满状态，属于稳定结构，而3d处于非稳定结构。如果将4s中的一个电子排布到3d上，即[Ar]3d54s1（这种排布也不违背保里原理），这样3d、4s同为半满状态，均获得稳定结构，则原子将自发以[Ar]3d54s1组态为其基态结构。
最外层8电子稳定结构并不违背 “原子轨道排布为全满，半满，全空为稳定结构”的说法，它属于全满状态的特例，当原子最外层达到8电子结构时，其内层所有已占轨道实际上均为全满状态，也就是说，其所有轨道都获得了稳定结构（未占轨道处于全空态也是最稳定态），所以整个原子处于一个非常稳定的结构，其化学性质也就相对比较稳定了。如所有稀有气体的原子，又如氟原子的基态为[He]2s22p5，其中2p处于一个不稳定状态，当它得到一个电子后，最外层便获得了8电子稳定结构，因此F-的化学性质是比较稳定的。
② 化学中能级有全空，和全满有区别吗，全满了下一个能级不就是全空吗，不是一个意思吗，求解
全满、半满、全空，都是比较稳定的状态，解释电离能的数据或化合价、化学性质等。一个能级全满，下一个能级全空，这样结构相对稳定。
③ 化学上什么叫“半充满”“全充满”还有 书写电子排布
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,原子的能量最低.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,按能量最低原理和保里不相容原理,首先有2个电子排布到第一层的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 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d….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最低,所以洪特规则也可以包括在能量最低原理中.
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.
④ 化学洪特规则 半满的定义
p3 d5 f7称为半充满
p6 d10 f14称为全充满
p0 d0 f0 称为全空
⑤ 我想知道关于化学的很多啊!
1】其实就是奥化里电子排布的一种表示，当时偶学了半天也没懂。感兴趣的话问老师吧...
附：外层只有一个电子时， 由于该电子仅受到核的吸引如氢原子或类氢原子， 可以精确求解出波函数。但多电子原子核外有2个以上的电子，电子除受核的作用外，还受到其他电子对它的排斥作用，情况要复杂得多，只能作近似处理。但上述氢原子结构的某些结论还可用到多电子原子结构中：
在多电子原子中，每个电子都各有其波函数ψi ，其具体形式也取决一组量子数n、l、m。多电子原子中的电子在各电子层中可能占据的轨道数，与氢原子中各电子层轨道数相等。
多电子原子中每个电子的波函数的角度部分Y（θ，φ）和氢原子Y（θ，φ）相似，所以多电子原子的各个原子轨道角度分布图与氢原子的各个原子轨道的角度分布图相似。同理两者的Y 2图也相似。
鲍林多电子原子能级和徐光宪公式
处理多电子原子问题时，认为其他电子对某个电子i的排斥，相当于其他电子屏蔽住原子核，抵消了一部分核电荷对电子i的吸引力，称为其他电子对电子i的屏蔽作用（screening effect）,引进屏蔽常数σ（screening constant）表示其他电子所抵消掉的核电荷。这样多电子原子中电子i的能量公式可表示为
(9.7)
式中(Z –σ)= Z′称为有效核电荷(effective nuclear charge)。多电子原子电子的能量和Z、n、σ有关。Z愈大，相同轨道的能量愈低，如基态氟原子1s电子的能量比基态氢原子1s电子的能量低；n愈大，能量愈高；起屏蔽作用的电子愈多，总的屏蔽作用愈强。σ愈大，能量愈高。影响σ有以下因素：
1. 外层电子对内层电子的屏蔽作用可以不考虑，σ=0；
2. 内层 (n-1层)电子对最外层(n层)电子的屏蔽作用较强，σ=0.85，离核更近的内层(n-2层)电子对最外层电子的屏蔽作用更强，σ=1.00；
3. 同层电子之间也有屏蔽作用，但比内层电子的屏蔽作用弱，σ=0.35，1s之间σ=0.30。n相同l不同时，l愈小的电子，它本身的钻穿能力愈强，离核愈近，它受到其他电子对它的屏蔽作用就愈弱，能量就愈低Ens ＜Enp ＜End ＜Enf。
氢原子只有1个电子，无屏蔽作用，其激发态能量与l无关。
4. l相同，n不同时，n愈大的电子受到的屏蔽作用愈强，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都不同时，情况较复杂。比如3d和4s，会出现n小的反而能量高的现象，E4s＜E3d，称为能级交错。
美国科学家鲍林(Pauling L C)根据大量的光谱数据计算出多电子原子的原子轨道的近似能级顺序，如下图
此图按原子轨道能量高低的顺序排列，排在图的下方的轨道能量低，排在图上方的轨道能量高；不同能级组之间能量差别大，同一能级组内各能级之间能量差别少；每个小圆表示一个轨道。np能级有三个轨道，能量相同，称为三重简并轨道。同样nd能级的五个轨道是五重简并轨道。同一电子层的轨道用线连接。要指出的是，这个能级顺序是基态原子电子在核外排布时的填充顺序，与电子填充后的顺序不一致。
我国着名化学家北京大学徐光宪教授，根据光谱实验数据， 对基态多电子原子轨道的能级高低提出一种定量的依据，即n+0.7l值愈大，轨道能级愈高，并把 n+0.7l值的第一位数字相同的各能级组合为一组，称为某能级组，见表9-3。
表8-3 多电子原子能级组
能级
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
能级组
Ⅰ
Ⅱ
Ⅲ
Ⅳ
Ⅴ
Ⅵ
组内电子数
2
8
8
18
18
32
根据徐光宪公式计算可以明确原子能级由低到高依次为 1s，(2s，2p)，(3s，3p)，(4s，3d，4p)，(5s，4d，5p)，(6s，4f，5d，6p)… 括号表示能级组。此顺序与鲍林近似能级顺序吻合。
核外电子排布的规律
根据光谱实验数据，多电子原子中的核外电子的排布规律可归纳为以下三条：能量最低原理、泡利不相容原理和洪特规则。
能量最低原理
“系统的能量愈低，愈稳定”，是自然界的普遍规律。核外电子的排布也遵循这一规律。基态多电子原子核外电子排布时总是先占据能量最低的轨道，当低能量轨道占满后，才排入高能量的轨道，以使整个原子能量最低。这就是能量最低原理。在个别情况下，虽然按原子轨道能级由低到高的顺序填充了，但并没有达到使整个原子能量最低。例如第24号铬，其价层电子按鲍林填电子顺序从低到高排布应是3d44s2，但按3d54s1排布才使整个原子能量最低。
Pauli不相容原理
1925年，奥地利物理学家Pauli W提出，在同一原子中不可能有四个量子数完全相同的2个电子同时存在，这就是泡利不相容原理(Pauli exclusion principle)。换言之，在一个原子中不容许有两个电子处于完全相同的运动状态。前已提到n ，l ，m三个量子数可以决定一个原子轨道，而自旋角动量量子数，只可能有两个数值，所以在一个原子轨道上最多只能容纳两个自旋方向相反的电子。
Hund规则
德国科学家Hund F根据光谱实验指出：“电子在能量相同的轨道（即简并轨道）上排布时，总是尽可能以自旋相同的方向，分占不同的轨道，因为这样的排布方式总能量最低”，这就是洪特规则（Hund’s rule）。而若使两个电子在一个轨道上成对，就要克服它们之间的斥力，要吸收额外的电子成对能(electron pairing energy)，原子的总能量就会升高。
例如，基态碳原子的电子排布为1s2s22p2,若以方框表示一个原子轨道，则碳原子的核外电子排布的轨道式应表示为
而不应表示为
或 。
光谱实验结果和量子力学还指出，简并轨道全充满（如p6、d10、f14），半充满（如p3、d5 、f7）或全空（如p0 、d0 、f0）的这些状态都是能量较低的稳定状态。这就解释了24号元素铬价层电子排布为3d54s1（半充满）而不是3d44s2、也说明了29号元素铜的价层电子排布为3d104s1（全充满）而不是3d94s2 。
实例分析：按核外电子排布的规律，写出22号元素钛的基态电子排布式。
解 根据能量最低原理，我们将22个电子从能量最低的 1s轨道上排起，每个轨道只能排2个电子，第3、4个电子填入2s轨道，2p能级有三个轨道，可以填6个电子，再以后填入3s、3p, 3p 填满后是18个电子。因为4s能量比3d低，所以第19、20个电子应先填入4s轨道。此时已填入20个电子，剩下的2个电子填入3d 。所以22号元素钛的基态电子排布式为：1s22s22p 63s23p 63d 24s2 。
注意： 按填充顺序排布电子时，最后4个电子要先填入4s，后填入3d, 但书写电子排布式时， 一律按电子层的顺序写，3d写在4s之前。
在书写电子排布式时，为简化计，通常把内层已达到稀有气体电子层结构的部分，用稀有气体的元素符号加方括号表示，并称为原子芯(atomic kernel)。例如26号元素铁的基态原子电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2 可以写成[Ar]3d64s2。又如47号银基态原子的电子排布式为,可以写成[kr]4d105s1。该写法的另一优点就是指出了在化学反应中原子芯部分的电子排布不发生变化，而突出了价层电子排布，使其一目了然，如铁原子的价层电子3d 64s2,银原子的价层电子4d 105s1。
书写离子的电子排布式是在基态原子的电子排布式基础上加上（负离子）或失去（正离子）电子。但要注意，在填电子时4s能量比3d低，但填满电子后4s的能量则高于3d，所以形成离子时，先失去4s上的电子。例如：
Fe2+: [Ar] 3d 64s0 (失去4s上的2个电子)。
Fe3+: [Ar] 3d 54s0 (先失去4s上2个电子，再失去3d上1个电子)。
2】拿着周期表，从钙2882开始一个个往后走，碰见副族元素则在次外层加一个电子，碰见主族元素则在最外层加一个电子，依此类推，熟练后可不用周期表。
3】主族：元素的最高正价与最外层电子数相同；所有化合价的奇偶性与族的奇偶性一般相同(二周期的一些活泼元素例外，如N,O,C等）;负化合价一般唯一------后两个我也是到高三才知道，以前没听说过。
副族：化合价同时与次外层和最外层有关，所以这两层的电子都叫做价电子
⑥ 怎样判断一个原子在化学变化中容易的电子还是失电子
通常来说，金属元素容易失去电子，非金属元素容易得到电子所有元素均有通过得失电子达到稳定装态的趋势，对一个电子亚层来说全空，半空，全满是稳定的状态，对于主族元素来说是达到最外层8电子的结构，电子少的容易失去电子，使最外层变成空的状态，次外层变成最外层，电子多的容易夺取电子使自己的最外层变成满的状态，达到8电子结构，故在前几个周期中，电子数大于4的容易得到电子，小于4的容易失去电子
⑦ 化学.半充满.全充满.全空意思
比如Cr本来应该是3d6，但是由于d最多为10，一半为5，全空为0，s最多为2，一半为1，全空为0；半充满、全充满、全空的轨道相对比较稳定，所以Cr排布为3d5 4s1而不是相对不稳定的3d6。
⑧ 化学 全满 半满 什么意思啊
就是原子核外电子的排布状态。电子在原子核外分层排布，在每一层上又分几个亚层的核外电子排布式是1s22s22p3,在第二层上的P亚层含有三个方向的轨道，每一轨道上各占有一个电子，这就是半满状态；如果第二电子层上有8个电子那么s、p两个亚层都全部占满电子，这就是全满状态，全满和半满状态的都具有化学稳定性。
⑨ 化学物质结构问题
原子核外电子排布规律 1、波利不相容原理：每个轨道最多只能容纳两个电子，且自旋相反配对 2、能量最低原理：电子尽可能占据能量最低的轨道 3、洪特规则：简并轨道（能级相同的轨道）只有被电子逐一自旋平行地占据后，才能容纳第二个电子另外：等价轨道在全充满、半充满或全空的状态是比较稳定的，亦即下列电子结构是比较稳定的：全充满---p6或d10 或f14 半充满----p3或d5或f7 全空-----p0 或d0或 f0 还有少数元素（如某些原子序数较大的过渡元素和镧系、锕系中的某些元素）的电子排布更为复杂，既不符合鲍林能级图的排布顺序，也不符合全充满、半充满及全空的规律。而这些元素的核外电子排布是由光谱实验结构得出的，我们应该尊重光谱实验事实。对于核外电子排布规律，只要掌握一般规律，注意少数例外即可。处于稳定状态的原子，核外电子将尽可能地按能量最低原理排布，另外，由于电子不可能都挤在一起，它们还要遵守保里不相容原理和洪特规则，一般而言，在这三条规则的指导下，可以推导出元素原子的核外电子排布情况，在中学阶段要求的前36号元素里，没有例外的情况发生。 1．最低能量原理 电子在原子核外排布时，要尽可能使电子的能量最低。怎样才能使电子的能量最低呢？比方说，我们站在地面上，不会觉得有什么危险；如果我们站在20层楼的顶上，再往下看时我们心理感到害怕。这是因为物体在越高处具有的势能越高，物体总有从高处往低处的一种趋势，就像自由落体一样，我们从来没有见过物体会自动从地面上升到空中，物体要从地面到空中，必须要有外加力的作用。电子本身就是一种物质，也具有同样的性质，即它在一般情况下总想处于一种较为安全（或稳定）的一种状态（基态），也就是能量最低时的状态。当有外加作用时，电子也是可以吸收能量到能量较高的状态（激发态），但是它总有时时刻刻想回到基态的趋势。一般来说，离核较近的电子具有较低的能量，随着电子层数的增加，电子的能量越来越大；同一层中，各亚层的能量是按s、p、d、f的次序增高的。这两种作用的总结果可以得出电子在原子核外排布时遵守下列次序：1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p…… 2．波利不相容原理 我们已经知道，一个电子的运动状态要从4个方面来进行描述，即它所处的电子层、电子亚层、电子云的伸展方向以及电子的自旋方向。在同一个原子中没有也不可能有运动状态完全相同的两个电子存在，这就是保里不相容原理所告诉大家的。根据这个规则，如果两个电子处于同一轨道，那么，这两个电子的自旋方向必定相反。也就是说，每一个轨道中只能容纳两个自旋方向相反的电子。这一点好像我们坐电梯，每个人相当于一个电子，每一个电梯相当于一个轨道，假设电梯足够小，每一个电梯最多只能同时供两个人乘坐，而且乘坐时必须一个人头朝上，另一个人倒立着（为了充分利用空间）。根据保里不相容原理，我们得知：s亚层只有1个轨道，可以容纳两个自旋相反的电子；p亚层有3个轨道，总共可以容纳6个电子；f亚层有5个轨道，总共可以容纳10个电子。我们还得知：第一电子层（K层）中只有1s亚层，最多容纳两个电子；第二电子层（L层）中包括2s和2p两个亚层，总共可以容纳8个电子；第3电子层（M层）中包括3s、3p、3d三个亚层，总共可以容纳18个电子……第n层总共可以容纳2n2个电子。 3．洪特规则 从光谱实验结果总结出来的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；洪特规则的第二个含义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。这类似于我们坐电梯的情况中，要么电梯是空的，要么电梯里都有一个人，要么电梯里都挤满了两个人，大家都觉得比较均等，谁也不抱怨谁；如果有的电梯里挤满了两个人，而有的电梯里只有一个人，或有的电梯里有一个人，而有的电梯里没有人，则必然有人产生抱怨情绪，我们称之为不稳定状态。
⑩ 初三化学原子结构这一块似乎很重要，我想知道如何花原子结构示意图
原子结构示意图是表示原子核及其核外电子排布图示形式。
原子核由一个圆圈表示，圈内注明原子核的核电荷数，比如Na原子，为11号原子，核电荷数为+11。
核外电子排布由弧线表示，弧线上的数字表示该层的电子数。弧线的个数表示原子的电子层数，电子层数=周期书，也就是说是第几周期原子，其电子层数就为几，也就有几个弧线。从内向外，从最靠近原子核到逐渐远离原子核，每个电子层所能排布的最大电子数目依次为：2，8，8，18，18，32。比如Rb原子，为37号原子，因此核外电子排布，也就是弧线上的电子数依次为2，8，8，18，1。