1樓：匿名使用者
的理解還不夠深入。
正確答案確實是c 26。
理由：3d軌道填充電子後，其能量迅速降低而低於4s，因此，在電子失去時首先應失去4s上的電子，如果再要失去，就再失去3d上的部分電子。
半充滿就是指每個軌道上各有一個電子，且自旋方向相同；對不同軌道，其半充滿的電子數不同：
p軌道：3個軌道，因此p3是半充滿；
d軌道：5個軌道，因此d5是半充滿；
f軌道：7個軌道，因此f7是半充滿。
2樓：匿名使用者
選c是對的。該元素為26號fe元素。
fe[ar]3d^6 4s^2 — 3e → fe3+[ar]3d^5
能不能幫我特別詳細的講解一下電子排布和雜化的有關知識？謝謝！
3樓：匿名使用者
一、原子核外電子排布的原理
處於穩定狀態的原子，核外電子將儘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，它們還要遵守保裡不相容原理和洪特規則，一般而言，在這三條規則的指導下，可以推匯出元素原子的核外電子排布情況，在中學階段要求的前36號元素裡，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，要儘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、**、4s、3d、4p……
2．保裡不相容原理
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，這就是保裡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）。根據保裡不相容原理，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、**、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，將儘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，要麼電梯裡都有一個人，要麼電梯裡都擠滿了兩個人，大家都覺得比較均等，誰也不抱怨誰；如果有的電梯裡擠滿了兩個人，而有的電梯裡只有一個人，或有的電梯裡有一個人，而有的電梯裡沒有人，則必然有人產生抱怨情緒，我們稱之為不穩定狀態。
二、核外電子排布的方法
對於某元素原子的核外電子排布情況，先確定該原子的核外電子數（即原子序數、質子數、核電荷數），如24號元素鉻，其原子核外總共有24個電子，然後將這24個電子從能量最低的1s亞層依次往能量較高的亞層上排布，只有前面的亞層填滿後，才去填充後面的亞層，每一個亞層上最多能夠排布的電子數為：s亞層2個，p亞層6個，d亞層10個，f亞層14個。最外層電子到底怎樣排布，還要參考洪特規則，如24號元素鉻的24個核外電子依次排列為
1s22s22p63s2**64s23d4
根據洪特規則，d亞層處於半充滿時較為穩定，故其排布式應為：
1s22s22p63s2**64s13d5
最後，按照人們的習慣「每一個電子層不分隔開來」，改寫成
1s22s22p63s2**63d54s1
即可。三、核外電子排布在中學化學中的應用
1．原子的核外電子排布與軌道表示式、原子結構示意圖的關係：原子的核外電子排布式與軌道表示式描述的內容是完全相同的，相對而言，軌道表示式要更加詳細一些，它既能明確表示出原子的核外電子排布在哪些電子層、電子亞層上， 還能表示出這些電子是處於自旋相同還是自旋相反的狀態，而核外電子排布式不具備後一項功能。原子結構示意圖中可以看出電子在原子核外分層排布的情況，但它並沒有指明電子分佈在哪些亞層上，也沒有指明每個電子的自旋情況，其優點在於可以直接看出原子的核電荷數（或核外電子總數）。
2．原子的核外電子排布與元素週期律的關係
在原子裡，原子核位於整個原子的中心，電子在核外繞核作高速運動，因為電子在離核不同的區域中運動，我們可以看作電子是在核外分層排布的。按核外電子排布的3條原則將所有原子的核外電子排布在該原子核的周圍，發現核外電子排布遵守下列規律：原子核外的電子儘可能分佈在能量較低的電子層上（離核較近）；若電子層數是n，這層的電子數目最多是2n2個；無論是第幾層，如果作為最外電子層時，那麼這層的電子數不能超過8個，如果作為倒數第二層（次外層），那麼這層的電子數便不能超過18個。
這一結果決定了元素原子核外電子排布的週期性變化規律，按最外層電子排布相同進行歸類，將週期表中同一列的元素劃分為一族；按核外電子排布的週期性變化來進行劃分週期
如第一週期中含有的元素種類數為2，是由1s1~2決定的
第二週期中含有的元素種類數為8，是由2s1~22p0~6決定的
第三週期中含有的元素種類數為8，是由3s1~2**0~6決定的
第四周期中元素的種類數為18，是由4s1~23d0~104p0~6決定的。
軌道的相互疊加過程叫原子軌道的雜化。原子軌道疊加後產生的新的原子軌道叫雜化軌道。
⑴ 在形成分子（主要是化合物）時，同一原子中能量相近的原子軌道 (一般為同一能級組的原子軌道) 相互疊加（雜化）形成一組的新的原子軌道。
⑵ 雜化軌道比原來的軌道成鍵能力強，形成的化學鍵鍵能大，使生成的分子更穩定。由於成鍵原子軌道雜化後，軌道角度分佈圖的形狀發生了變化（形狀是一頭大，一頭小），雜化軌道在某些方向上的角度分佈，比未雜化的p軌道和s軌道的角度分佈大得多，它的大頭在成鍵時與原來的軌道相比能夠形成更大的重疊，因此雜化軌道比原有的原子軌道成鍵能力更強。
⑶ 形成的雜化軌道之間應儘可能地滿足最小排斥原理（化學鍵間排斥力越小，體系越穩定），為滿足最小排斥原理, 雜化軌道之間的夾角應達到最大。
⑷ 分子的空間構型主要取決於分子中σ鍵形成的骨架，雜化軌道形成的鍵為σ鍵，所以，雜化軌道的型別與分子的空間構型相關。兩個p軌道形成的大π鍵
雜化型別有
1）sp雜化
同一原子內由一個ns軌道和一個np軌道發生的雜化，稱為sp雜化。雜化後組成的軌道稱為sp雜化軌道。sp雜化可以而且只能得到兩個sp雜化軌道。
實驗測知，氣態becl2中的鈹原子就是發生sp雜化，它是一個直線型的共價分子。be原子位於兩個cl原子的中間，鍵角180°，兩個be－cl鍵的鍵長和鍵能都相等
2）sp2雜化
同一原子內由一個ns軌道和二個np軌道發生的雜化，稱為sp2雜化。雜化後組成的軌道稱為sp2雜化軌道。氣態氟化硼（bf3）中的硼原子就是sp2雜化，具有平面三角形的結構。
b原子位於三角形的中心，三個b－f鍵是等同的，鍵角為120°
（3）sp3雜化
同一原子內由一個ns軌道和三個np軌道發生的雜化，稱為sp3雜化，雜化後組成的軌道稱為sp3雜化軌道。sp3雜化可以而且只能得到四個sp3雜化軌道。ch4分子中的碳原子就是發生sp3雜化，它的結構經實驗測知為正四面體結構，四個c－h鍵均等同，鍵角為109°28′。
這樣的實驗結果，是電子配對法所難以解釋的，但雜化軌道理論認為，激發態c原子（2s12p3）的2s軌道與三個2p軌道可以發生sp3雜化，從而形成四個能量等同的sp3雜化軌道
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