1～36 号元素电子排布

实验目的

会写 1～36 号元素基态原子的电子排布式，并判断未成对电子数。

实验原理

基态原子的电子排布遵循构造原理、泡利原理和洪特规则。Cr 的排布为 [Ar]3d5 4s1，Cu 为 [Ar]3d10 4s1，这是因为 d 能级半充满或全充满时较稳定。过渡元素形成阳离子时，先失去最外层 4s 电子，如 Fe₃+ 为 [Ar]3d5。

实验器材

• 1～36 号元素周期表
• 电子排布式
• 简化电子排布式
• 轨道表示式
• 未成对电子数显示

实验步骤

1. 从 1 号元素开始，依次查看电子排布式的变化
2. 对照构造原理，说明每增加一个电子填入的能级
3. 查看 Cr（24 号），与按构造原理预测的排布比较
4. 查看 Cu（29 号），说明 3d 全充满的稳定性
5. 查看轨道表示式，统计各元素的未成对电子数

实验现象与结论

Cr 的排布为 [Ar]3d5 4s1，有6个未成对电子；Cu 为 [Ar]3d10 4s1，有1个未成对电子。Mn、Fe 的未成对电子数分别为5、4。大多数元素符合构造原理，Cr、Cu 是常见的两个特例。

常见问题

Cr 的电子排布式为什么不是 3d4 4s2？

3d 半充满的 3d5 4s1 排布能量更低、更稳定，实验也证实 Cr 的基态排布为 [Ar]3d5 4s1。

Fe 失去电子时先失去哪个能级的电子？

先失去最外层 4s 电子，再失去 3d 电子。Fe₂+ 为 [Ar]3d6，Fe₃+ 为 [Ar]3d5。