低能电子与气体原子碰撞的散射截面与电子能量关系的研究郭聪

低能电子与气体原子碰撞的散射截面与电子能量关系的研究

郭聪0519092

摘要

本文主要利用充气闸流管，测量低能电子与气体原子的散射几率、散射截面与加速电压的关系，观察到电子能量降低至5.0～6.5eV时，散射截面达极大值，进一步降低电子能量，散射截面迅速减小，当电子能量降低至～1eV时，散射截面减小到最小，接近于零。然后随着电子能量的降低而迅速增大，从而验证了冉绍尔－汤森效应。此外，本文还利用所得数据研究了几何因子与加速电压的关系，测量了管内惰性气体氙的电离电位，加深对实验原理的理解。

关键词

散射几率散射截面几何因子加速电压冉绍尔－汤森电离电位

引言

1921年德国物理学家冉绍尔（Carl Ramsauer）在研究低能电子的平均自由程时发现：在惰性气体中，当电子能量降到几个电子伏时，气体原子和电子弹性碰撞的散射截面Q（它与平均自由程成反比）迅速减小；当电子能量约为1电子伏时,Q出现极小值，而且接近零。如果继续减少电子能量，则Q迅速增大，这说明弹性散射截面与电子能量密切相关。

1922年英国物理学家汤森（J.S.Townsend）把电子能量进一步降低, 用另外的方法研究散射截面随电子速度变化的情况，亦发现类似的现象。因此这一现象称为冉绍尔－汤森德效应。经典的气体分子运动论认为电子和气体原子之间的碰撞的散射截面仅决定于原子的尺寸，而与电子的运动速度无关。只有德布罗意波粒二象性假设和量子力学建立后，这种效应才得到圆满的理论解释。故冉绍尔－汤森效应成为量子力学理论极好的实验佐证.

理论部分

电子与原子或亚原子碰撞时,经过路程x而散射的概率为(1)

nσ称为总有效截面,用Q表示.设电子经过的路程为L,则

Q = -ln(1-Ps)/L (2)

实验中采用充气闸流管(内充有气压为16Pa的氙-氪混合气体)作为电子碰撞管,其基本结构图如图一所示.测量电路图如图二所示.

图一(Ea 为加速电压) 图二(Ec 为补偿电压)

设阴极电流为K I ，电子在加速电压的作用下，有一部分电子在到达栅极之前，被屏极接收，形成电流1S I ；有一部分穿越屏极上的矩形孔，形成电流0I ，由于屏极上的矩形孔与板极P 之间是一个等势空间，所以电子穿越矩形孔后就以恒速运动，受到气体原子散射的电子则到达屏极，形成散射电流2S I ；而未受到散射的电子则到达板极P ，形成板流P I ，因此有

10S K I I I +=

（3） 21S S S I I I += （4） 20S P I I I +=

（5）

0I 与1S I 满足关系1

S I I f =

,f 为几何结构因子,与管子的几何结构及所用的加速电压阴极电流有关.实验中把充气闸流管浸到液氮中,此时气体液化管内气体原子很少,对电子的散射

可以忽略不计,f 就等于这时的板流*

P I 与栅流*

S I 之比.当f<<1时, 1S I ≈I s

散射几率则可表示为, *

*

1111P

S S P s p

S I I I I I I f P -=-= (6)

结果与讨论

按上述原理在不同加速电压下分别测量液氮中的*

P I 、*

S I 及室温下的I p 、I s ,液氮中灯丝电压

为2.30V,补偿电压为0.47V;室温下灯丝电压为2.30～4.50V ，补偿电压为0.39～1.09V.出射孔S 到板极P 之间的距离L 为6mm.阴极电流的变化控制的5％的实验误差内.

第一次实验时测得加速电压小于 1.3V 时,散射几率为负值. 结果如下图所示

分析原因是:将充气闸流管放入液氮中时,等待时间太短以至温度未达平衡就开始测量.此时灯丝温度较高,气体对电子的散射仍不可完全忽略,由此测得的结构因子f 偏大,由式(6)知测得的Ps 偏小,在低压时电流都很小,误差跟测量值相当,所以微小的误差都对结果有极大的影响,因此测得Ps 为负值.后再次将充气闸流管放入液氮中,等待足够时间至温度达到平衡,按照上述参数再次测量,得到如下结果.

I p /

μA

/ V I s / μA

/ V

a.板流Ip 随加速电压Ea 的变化关系

b. 栅流Is 随加速电压Ea 的变化图

P s

/ eV

Q /m m

-1

/ ev

c.散射几率与电子能量的关系图

d.散射截面与电子能量的关系图

e.几何因子f 与加速 电压

间的关系

f 随加速电压的增大而增大,电压增至1.5V 左右时,f 达到极大值,再增大加速电压,f 缓慢减小.从左图还可看出,f<0.032,可以认为

f<<1,测量原理中的近似是

合理的.

l g I

lgEa

I p / μA

Ea/v

f.二极管法测氙的电离电位

g.三极管法测氙的电离

● 减小加速电压时,栅流Is 一直减小； 板流Ip 先减小,当电压在2V ～5V 范围内时, Ip

先减小后增大，在3.8V 有一极小值，但此段曲线变化很缓慢，电流值基本没有大的变化，电压小于2V 时，Ip 又迅速减小.如图a 及图b.

● 散射几率与散射截面的变化趋势相同.电子能量较高时,散射截面随电子能量的减小而

增大,电子能量在5.0eV ～6.5eV 之间时，散射截面达到极大值且基本不变.继续降低电子的能量，散射截面迅速下降，电子能量降至1.0eV 左右时散射截面达到极小值，约为0.04，接近于零,然后散射截面随电子能量的降低而增大.从而测得的曲线符合冉绍尔——汤森效应.如图c 及图d.

●

由c 图及d 图可看到，电子能量接近0的三个数据点偏离了曲线.第一次实验中测得在低能量时散射几率为负值，第二次实验中起初也遇到了此种问题。分析原因是：电子能量接近零时，电流几乎为零，首先测量误差很大，而且误差跟测量值相差不大，此时很难测得可靠的电流值。其次此时加速电压小于补偿电压，电流变化不灵敏，很难确定补偿电压的值，此时补偿电压的影响不可忽视。尽管在实验中在误差允许的范围内尽量增大室温下的灯丝电压，但电子能量接近零时，测得的散射几率及散射截面仍远离曲线的变化趋势。所以加速电压可从0.3V 左右变起.

●

将充气闸流管放在室温下时，在相同的加速电压下，实验中为使电源的发射系数不变，每次都需增大灯丝电压，这说明灯丝在低温下的发射系数更高.原因可能是在低温下金属费米能级比较高，逸出功小，电子更容易克服逸出功逃离金属，所以发射系数大. ● 实验中调节灯丝电压保持阴极电流不变时，使室温下的阴极电流稍大于液氮中的阴极电流，当然误差不超出5％，这样可以避免测得负的散射几率.

● 在测电离电位时，由于实验仪所能提供的最大加速电压为10V ，而氙的电离电位为12.13eV ，所以实验中换用了弗兰克－赫兹实验的高压扫描电源，增大了电压变化范围. ●

对于二极管法，当电压超过10V 时，电流变的很大，接近量程，由于受电流测量量程的限制，电压只能增大到12.5V.由图f 可以看出，当lgEa 约为1.08时，lgI 突然增大，说明此时气体电离，对应的电压值为12.02V.

●

对于三极管法，电路中的电流很小，不会受量程限制，可以增大电压变化范围.如图g ，当电压约为12V 时，电流由零变为非零，并迅速增大，说明此时气体电离。在误差允许的范围内，两种方法测得的电离电位与实际值基本相符.

●

充气闸流管内充有氙和氪的混合气体，由于氙的电离电位比氙高，氙先电离，所以测量氙的电离电位更准确易行.

结论

通过实验结果可以看出电子与气体原子碰撞过程中，散射截面与电子的能量有关，两者的关系符合冉绍尔－汤森效应.这与经典的气体分子运动论得出的散射截面与电子速度无关的结论矛盾，只能用量子力学解释冉绍尔—汤森效应：假设电子在与原子相互作用时处在一个深度为V 0的三维方势阱中，对于中心力场，波函数可以表示为具有不同角动量l 的各入射波与出射波的相干叠加。对于每一个l ——称为一个分波，中心力场

)(r V 的作用是使它的径向部分产生一个相移. 计算总散射截面的问题归结为计算各分

波的相移l δ,对于低能的情况，高l 分波的贡献很小，可以只计算0=l 的分波的相移

0δ,02

20sin 4δπk

Q =

.调整势阱参数V 0和a 使πδ=0，此时散射截面出现极小值.因此在电子能量低至1eV 左右时，会出现散射截面接近零的现象.

参考文献

[1]近代物理实验，戴乐山、戴道宣编，复旦大学出版社，1999年

[2]量子力学，苏汝铿著，高教出版社，2002年

[3]近代物理试验讲义,复旦大学物理实验中心

电子云与原子轨道教案

第一节原子结构（第二课时） 【教学目标】 知识目标： 1.原子核外电子运动的特征。 2.了解核外电子的分层排布规律，能画出1～18号元素的原子结构示意图 能力目标： 1.空间的想象能力和抽象思维能力。 2.分析推理能力。 情感目标： 1.培养学生的唯物观，世界是物质的。 2.物质的运动是有规律的。 3.培养学生用普遍联系的观点分析问题。 教学重点：原子核外电子的排布规律 教学难点：原子核外电子运动的特征，电子云，原子核外电子的排布规律。 教学过程： 【引入】普通物体的运动有固定的轨迹，可以测定或根据一定的数据计算出来在某一时刻的位置，并且能描绘出其运动轨迹。而原子核外电子的运动没有固定的轨迹，不能测定或计算出电子在某一时刻的位置，也无法描绘出其运动轨迹。但是电子的运动并不是毫无规律可循的。今天我们将学习有关核外电子运动的知识。 【板书】二、电子云与原子结构 【讲解】首先，我们来总结一下核外电子的运动特征 【板书】1、原子核外电子的运动特征 （1）电子的质量很小，只有9.11×10-31千克； （2）核外电子的运动范围很小（相对于宏观物体而言）； （3）电子的运动速度很大。 【提问】如何描述核外电子的运动状态呢？（以氢原子为例） 【讲解】科学家是用这种方法来描述的，在一定时间间隔内电子在原子核外出现概率的统计，电子每出现一次，在图中就增加一个小点，可以想象成你手持一架虚拟的高速照相机拍摄电子，然后把所有照片叠加在一起得到的图像。由此得到的概率分布图看起来像一片云雾，因而被形象的称为电子云。（结合图讲解） 【板书】2、电子云 【提问】前面我们讲解的是核外只有1个电子的氢原子的电子云图，也就是1S电子的电子云图，且电子云是球形的。那么是不是所有的原子的核外电子的电子云都是球形的呢？【讲解】答案是否定的，根据科学家的研究，P电子的电子云形状呈纺锤形(或无柄亚铃形)；d电子云是花瓣形。像这种电子云的轮廓图我们又称为原子轨道 【板书】3、原子轨道 【讲解】像书上的图1－12是S能级的原子轨道，且随着能层序数n的增大，原子轨道半径也增大。这是由于1S、2S、3S……电子的能量依次增高，电子在离核更远的区域出现的概率增高，电子云就向更大的空间扩展。从图1－13可见，跟S电子不同，P电子的原子轨道是纺锤形的，每个P能级有3个原子轨道，他们相互垂直，分别以Px、Py、Pz为符号。且P电子原子轨道的平均半径也随n增大而增大。

《核外电子排布》教学设计

《核外电子排布》教学设计 思南三中何显勇 一、教学习目标 1、知识目标 （1）知道原子的核外电子是分层排布的及其排布规律； （2）会画原子结构图示意图； （3）知道元素的性质与最外层电子数关系最密切。 2、能力目标 通过对核外电子运动状态的想象和描述，培养学生的抽象思维能力和逻辑思维能力。 3、情感目标 （1）通过对最外层电子数与元素性质的学习，让学生认识到事物之间是相互依存和相互转化的，初步学会科学抽象的学习方法； （2）通过对核外电子排布知识的学习，让学生体会核外电子排布的规律性。 二、教学重点及难点 重点：知道原子核外电子是如何分层排布的；会画1～18号元素的原子结构示意图。 难点：原子核外电子排布规律间相互制约关系。 三、教学过程 [引入] 水是由水分子构成；铁是由铁原子构成；氯化钠是由氯离子和钠离子构成。离子也是构成物质的一种粒子，课题3就给我们讲了有关离子的知识。在学习离子之前，我们再走进原子的内部结构进行更深入的了解。 我们知道原子是由原子核和核外电子构成的，原子核的体积仅占原子体积的几万分之一，相对来说，原子里有很大的空间。电子就在这个空间里作高速的运动。那么电子是怎样运动的?在含有多个电子的原子里，电子又是怎样排布在核外空间的呢?

一、核外电子的排布 [讲述] 核外电子的运动规律与宏观物体不同：它没有确定的轨道，我们不能测定或计算它在某一时刻所在的位置，也不能描绘出它的运动轨道。 [提问]是不是原子核外的电子的运动就没有规律呢？核外电子的运动有什么规律呢？如：钠原子核外有11个电子，这11个电子是聚成一堆在离核相同的距离处运动，还是分散在离核不同的距离处运动？为什么？（学生思考） [讲述] 在多电子原子里，一方面电子和原子核之间因带有异性电荷而有吸引力，这个吸引力倾向于把电子尽可能拉得靠近原子核。另一方面，电子和电子之间因带有同性电荷而相互排斥，这个排斥力迫使电子尽可能远离，当吸引力和排斥力达到平衡时，核外电子就分布在离核不同的区域运动，而且分布在不同区域的电子能量不同。电子能量低的，在离核较近的区域运动，电子能量高的，在离核较远的区域运动。也就是说，核外电子是分区域运动的，我们把这种现象叫做核外电子的分层运动，又叫核外电子的分层排布。 [提问] 原子核外的不同区域，既然能量有高低，那么，可否把它们按照能量的高低来划分为不同的层次呢？ [讲述] 我们将电子离核远近不同的运动区域叫做电子层。离核最近的叫第一层，依次向外类推，分别叫做一，二，三，四，五，六，七层，通常用字母表示为：K、L、M、N、O、P、Q。即在多个电子的原子里，核外电子是在能量不同的电子层上运动的。 [提问] 核外电子的排布有没有一定的规律？既然核外电子是分层排布的，那么核外电子是先排能量低的电子层，还是先排能量高的电子层？ 1、核外电子总是最先排在能量最低的电子层，即排满第一层再排第二层，依次类推。 [提问] 每一个电子层上容纳的电子数目有没有一个限度？（学生思考回答） 2、每一电子层，最多容纳的电子数为2n2个。（n为电子层序数） 3、最外层最多容纳8个电子（第一层为最外层时最多只能容纳2个电子）。

第三节多电子原子的原子结构

第三节多电子原子的原子结构 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。 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 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=，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=； 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=，1s之间σ=。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E n s ＜E n p ＜E n d ＜E n f。 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： E n s ＜E（n+1）s ＜E(n+2)s ＜… E n p ＜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

原子的核外电子排布和结构示意图及其强化练习

四十六、原子的核外电子排布和结构示意图 一、原子的核外电子排布规律 总规律：原子的核外电子是分层排布的。 1、核外电子总是尽先排布在能力最低的电子层中。也就是说，排满了K 层才排L 层，排 满了L 层才排M 层。（但不能继续说排满了M 层才排N 层） 2、每个电子层最多容纳的电子数为2n 个。 3、最外层最多容纳的电子数不超过8个（K 层作最外层时不超过2个）。 4、次外层最多容纳的电子数不超过18个，倒数第三层最多容纳的电子数不超过32个。 二、结构示意图：用各电子层容纳的电子数表示原子或者离子的核外电子排布情况的示意图。 例如：S S 2－ K ＋ “+” “19”表示钾离子的核电荷数为19，“2”表示K 层容纳2个电子，“8”表示L 层容纳8个电子，“8”表示M 层容纳8个电子。

3、具有2电子的微粒：He, Li＋, Be2＋, H2 具有10电子的微粒：Ne、N3－、O2－、F－、Na＋、Mg2＋、Al3＋、CH4、NH3、 H2O、HF、H3O＋、NH4＋、OH－、NH2－、 具有18电子的微粒：、Ar、P3－、S2－、Cl－、K＋、Ca2＋、SiH4、PH3、H2S、HCl、 C2H6、N2H4、H2O2、F2、HS－、O22－、 三、强化练习 1、某主族元素的原子有5个电子层，最外层只有1个电子，下列描述中正确的是（） A、其单质常温下跟水反应不如钠剧烈 B、其原子半径比钾原子半径小 C、其碳酸盐易溶于水 D、其氢氧化物不能使氢氧化铝溶解 2、下列四种元素中，其单质氧化性最强的是（） A、原子含有最外层电子数最多的第二周期元素 B、位于周期表中第三周期ⅢA族的元素 C 的元素 D、原子结构示意图为的元素 3、氢化钠(NaH)+1价，NaH与水反应放出氢气。下列叙 述中，正确的是（） A、NaH在水中显酸性 B、NaH中氢负离子的电子层排布与氦原子的相同 C、NaH中氢负离子半径比锂离子半径小 D、NaH中氢负离子可被还原成氢气 4、用R代表短周期元素，R原子最外层的电子数是最内层电子数的2倍。下列关于R的描述 中正确的是（） A、R的氧化物都能溶于水 B、R的最高价氧化物所对应的水化物都只是H2RO3 C、R元素都是非金属元素 D、R的氧化物都能与NaOH溶液反应 5、已知铍(Be)的原子序数为4，下列对铍及其化合物的叙述中，正确的是（） A、铍的原子半径小于硼的原子半径 B、氯化铍分子中铍原子的最外层电子数是8 C、氢氧化铍的碱性比氢氧化钙的弱 D、单质铍跟冷水反应产生氢气 6、下列关于稀有气体的叙述不正确的是（） A、原子的最外电子层都有8个电子 B、其原子与同周期IA、IIA族阳离子具有相同的核外电子排布 C、化学性质非常不活泼 D、原子半径比同周期ⅦA族元素原子的小 7、在短周期元素中，若元素原子的最外层电子数与其电子层数相等，则符合条件的元素种 类为（） A、1种 B、2种 C、3种 D、4种

原子的基态与激发态、电子云与原子轨道

第2课时 原子的基态与激发态、电子云与原子轨道 [目标定位] 1.知道原子的基态、激发态与光谱之间的关系。2.了解核外电子运动、电子云轮廓图和核外电子运动的状态。 一、能量最低原理和原子的基态与激发态 1．原子的电子排布遵循构造原理能使整个原子的能量处于最低状态，简称能量最低原理。 (1)处于最低能量的原子叫做基态原子。 (2)当基态原子的电子吸收能量后，电子会跃迁到较高能级，变成激发态原子。 (3)基态、激发态相互间转化的能量变化 基态原子 吸收能量释放能量，主要形式为光 激发态原子 2．不同元素的原子发生跃迁时会吸收或释放不同的光，若用光谱仪摄取各种元素的电子的吸收光谱或发射光谱，则可确立某种元素的原子，这些光谱总称原子光谱。 (1)玻尔原子结构模型证明氢原子光谱为线状光谱。 (2)氢原子光谱为线状光谱，多电子原子光谱比较复杂。 3．可见光，如灯光、霓虹灯光、激光、焰火……都与原子核外电子发生跃迁释放能量有关。 (1)基态原子 电子按照构造原理排布(即电子优先排布在能量最低的能级里，然后依次排布在能量逐渐升高的能级里)，会使整个原子的能量处于最低状态，此时为基态原子。 (2)光谱分析 不同元素的原子光谱都是特定的，在现代化学中，常利用原子光谱上的特征谱线来鉴定元素，称为光谱分析。 1．下列说法正确的是( ) A ．自然界中的所有原子都处于基态 B ．同一原子处于激发态时的能量一定高于基态时的能量

C．无论原子种类是否相同，基态原子的能量总是低于激发态原子的能量 D．激发态原子的能量较高，极易失去电子，表现出较强的还原性 答案 B 解析处于最低能量的原子叫做基态原子。电子由较低能级向较高能级跃迁，叫激发。激发态原子的能量只是比原来基态原子的能量高。如果电子仅在内层激发，电子未获得足够的能量，不会失去。 2．对充有氖气的霓虹灯管通电，灯管发出红色光。产生这一现象的主要原因是() A．电子由激发态向基态跃迁时以光的形式释放能量 B．电子由基态向激发态跃迁时吸收除红光以外的光线 C．氖原子获得电子后转变成发出红光的物质 D．在电流的作用下，氖原子与构成灯管的物质发生反应 答案 A 解析解答该题的关键是明确基态原子与激发态原子的相互转化及其转化过程中的能量变化及现象。在电流作用下，基态氖原子的电子吸收能量跃迁到较高能级，变为激发态原子，这一过程要吸收能量，不会发出红色光；而电子从较高能量的激发态跃迁到较低能量的激发态或基态时，将释放能量，从而产生红光，故A项正确。 理解感悟光是电子释放能量的重要形式之一，日常生活中的许多可见光，如灯光、霓虹灯光、激光、焰火等都与原子核外电子发生跃迁释放能量有关。 易错提醒电子云图与电子云轮廓图不是同一个概念，电子云轮廓图实际上是电子云图的大部分区域；量子力学把电子在原子核外的一个空间运动状态称为一个原子轨道，电子云轮廓图就是我们通常所说的原子轨道图。 二、电子云与原子轨道 1．原子核外电子的运动特点。 (1)电子的质量很小(9.1095×10－31kg)，带负电荷。 (2)相对于原子和电子的体积而言，电子运动的空间很大。 (3)电子运动的速度很快，接近光速(3.0×108m·s－1)。 2．电子在核外空间做高速运动，不能确定具有一定运动状态的核外电子在某个时刻处于原子核外空间何处，只能确定它在原子核外各处出现的概率，得到的概率分布图看起来像一片云雾，因而被形象地称作电子云。

第2讲 原子核外电子排布的规律练习题

第二讲原子核外电子的排布规律练习题 一、核外电子的排布规律 在含有多个电子的原子里，电子的能量并不相同，能量低的电子通常在离核近的区域运动，能量高的电子通常在离核远的区域运动。我们常用电子层来表明。离核最近的叫第一层，离核稍远的叫第二层，依次类推，由近及远叫三、四、五、六、七层，也可依次把它们叫做K、L、M、N、O、P、Q层。核外电子的分层运动，又叫核外电子的分层排布。如图。科学研究证明，电子一般总是尽先排布在能量最低的电子层里，即最先排布K层，当K层排满后，再排布L层，依次类推。 1-20号元素原子的电子层排布 核电 荷数 元素 名称 元素 符号 各电子层的电子数核电 荷数 元素 名称 元素 符号 各电子层的电子数 K L M N K L M N 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 氢 氦 锂 铍 硼 碳 氮 氧 氟 氖 H He Li Be B C N O F Ne 1 2 2 1 2 2 2 3 2 4 2 5 2 6 2 7 2 8 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 钠 镁 铝 硅 磷 硫 氯 氩 钾 钙 Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca 2 8 1 2 8 2 2 8 3 2 8 4 2 8 5 2 8 6 2 8 7 2 8 8 2 8 8 1 2 8 8 2 核外电子排布的一般规律是：①各电子层最多容纳的电子数目是2n2；②最外层电子数目不超过8个（K层为最外层时不超过2个），次外层电子数目不超过18个，倒数第三层电子数目不超过32个；③核外电子总是尽先排布在能量最低的电子层里，然后再由里往外依次排布在能量逐步升高的电子层里。1-18号元素的原子结构示意图。

电子云与原子轨道教案

《电子云与原子轨道》教学设计 本节内容是人教版高二化学上册所学选修3第一章第一节《原子结构与性质》的第五课时。本节课的授课对象主要是高三上普通班的同学。 一、教学设计思路分析 1、教材分析 本节课的地位和作用：人教版高中化学选修3、第一章第一节“原子结构与性质”（P9页）第五课时，主要内容为“电子云与原子轨道”概念的建立；了解原子核外电子的运动规律，掌握泡利原理、洪特规则；以及掌握不同能层的能级、原子轨道以电子云轮廓图的的关系。 教学重点：通过s电子云、p电子云的轮廓图，加深对电子云、原子轨道含义的理解。 教学难点：学会从电子云模拟轮廓图取理解核外电子的排布特点及特殊性质。 2、学情分析 学生接受能力较强，已处于高二阶段；在该阶段学生对原子结构以及核外电子排布等已有一定的理解，为这节课的学习也奠定了一定的基础。但对核外电子的运动规律以及原子轨道非常陌生，而且不易将泡利原理和洪特规则熟练地运用于原子轨道的理解中。 学生的好奇心强，已具备了探究的意识；掌握了探究必备的相关知识，如知道原子的组成，物质的远动是有规律的，核外电子的运动规律要遵循能量最低原理、洪特规则和泡利原理。 3、教学思路 以学生活动为主体，探究学习方法为基本方法，理论学习与实践相结合，用多媒体展示，通过模型建立，组织学生思考与讨论，从而获得认知。 二、教学方案设计 1、教学目标 知识与技能： （1）使学生领会电子云及原子轨道的基本含义。 （2）使学生理解s电子云、p电子云的轮廓图，加深对电子云、原子轨道含义的理解进一步掌握核外电子的排布及运动规律物质。 过程与方法：

创设学习情景，空间模型，引导学生积极参与探究过程，获取知识和亲身体验。培养学生知识迁移能力，合作学习能力，同时培养学生用普遍联系的观点分析问题。 情感态度与价值观： 培养学生的唯物观，世界是物质的；物质的运动是有规律；培养学生用普遍联系的观点分析问题。 2、教学方法： 教法：讨论法、讲授法指导教学。 学法：自主阅读法、讨论法。 3、教学准备 多媒体设备、PowerPoint课件、 4、教学过程

原子核外电子排布的原理

原子核外电子排布的原理 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。 核外电子排布原理一——能量最低原理 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、3d、4s、4p…… 原子轨道能量的高低(也称能级)主要由主量子数n和角量子数l决定。当l相同时，n越大，原子轨道能量E越高，例如E1s＜E2s＜E3s；E2p＜E3p ＜E4p。当n相同时，l越大，能级也越高，如E3s＜E3p＜E3d。当n和l 都不同时，情况比较复杂，必须同时考虑原子核对电子的吸引及电子之间的相互排斥力。由于其他电子的存在往往减弱了原子核对外层电子的吸引力，从而使多电子原子的能级产生交错现象，如E4s＜E3d，E5s＜E4d。Pauling根据光谱实验数据以及理论计算结果，提出了多电子原子轨道的近似能级图。用小圆圈代表原子轨道，按能量高低顺序排列起来，将轨道能量相近的放在同一个方框中组成一个能级组，共有7个能级组。电子可按这种能级图从低至高顺序填入。

原子结构 原子核外电子排布

第五章原子结构元素周期律 第一节原子结构原子核外电子排布 【高考新动向】 【考纲全景透析】 一、原子的构成 1. 原子的构成 原子的组成表示式：X，其中X为原子符号，A为质量数，Z为质子数，A－Z为中子数。2．基本关系 ①质子数＝核电荷数＝核外电子数 ②阳离子中：质子数＝核外电子数＋电荷数 ③阴离子中：质子数＝核外电子数－电荷数 ④质量数＝质子数＋中子数 3.元素、核素、同位素之间的关系如下图所示： 元素、核素和同位素的概念的比较

二、 原子核外电子排布 1.电子层的表示方法及能量变化 圆圈表示原子核，圆圈内标示出核电荷数，用弧线表示电子层，弧线上的数字表示该电子层的电子数。要注意无论是阳离子还是阴离子，圆圈内的核电荷数是不变的，变化的是最外层电子数。 离核由近及远→电子能量由低到高 2.核外电子分层排布的规律 核外电子的分层运动，又叫核外电子的分层排布，其主要规律有： (1)能量规律 原子核外电子总是先排能量最低的电子层，然后由里向外，依次排布在能量逐步升高的电子层(能量最低原理)。即排满了K 层才排L 层，排满了L 层才排M 层。 （2）分层排布规律 ①原子核外每个电子层最多容纳2n 2 个电子。 ②原子最外层电子数不超过8个电子(K 层为最外层不能超过2个电子)。 ③原子次外层电子数不超过18个电子(K 层为次外层不能超过2个电子)。 【热点难点全析】

〖考点一〗原子的构成及概念比较 1.构成原子的粒子 2.组成原子的各种粒子及相互关系 (1)原子或分子：质子数(Z)=核电荷数=核外电子数 (2)阳离子：核外电子数=质子数-所带电荷数 (3)阴离子：核外电子数=质子数+所带电荷数 3.同位素、同素异形体、同系物、同分异构体的比较 〖提醒〗(1)质子数与核外电子数之间的关系，对于原子不易出错，对于阴、阳离子容易出错。应清楚阳离子核外电子数少于质子数，阴离子核外电子数多于质子数。 (2)元素、同位素、同素异形体、同系物、同分异构体的判断关键是描述的对象。如： ①具有相同质子数的两微粒不一定是同种元素，如Ne和H2O。 ②质子数相同而中子数不同的两微粒不一定互为同位素，如14N2和13C16O。 ③2H2和3H2既不是同位素，也不是同素异形体。 【典例1】铀(U)是重要的核工业原料，其中23592U是核反应堆的燃料，下列关于23592U和23892U的说

高二化学电子云与原子轨道教案

第一节原子结构 第三课时 一、教学目标 1. 了解电子云和原子轨道的含义。 2. 知道原子核外电子的排布遵循能量最低原理 二、教学重难点 1. 原子轨道的含义 2. 泡利原理和洪特规则 三、教学方法 以科学探究、思考与交流等方式，探究泡利原则、洪特规则以及原子结构之间的关系，充分认识结构决定性质的化学基础 四、教具准备 多媒体 【教学过程】 【导入】 复习构造原理 Cr 1s22s22p63s23p63d54s1【引入】电子在核外空间运动，能否用宏观的牛顿运动定律来描述呢？ 五、电子云和原子轨道： 1. 电子云 宏观物体的运动特征： 可以准确地测出它们在某一时刻所处的位置及运行的速度；可以描画它们的运动轨迹。 微观物体的运动特征：核外电子质量小，运动空间小，运动速率大。无确定的轨道，无法描述其运动轨迹。无法计算电子在某一刻所在的位置，只能指出其在核外空间某处出现的机会多少。 【讲述】电子运动的特点：

①质量极小 ②运动空间极小 ③极高速运动。因此，电子运动来能用牛顿运动定律来描述，只能用统计的观点来描述。我们不可能像描述宏观运动物体那样，确定一定状态的核外电子在某个时刻处于原子核外空间如何，而只能确定它在原子核外各处出现的概率。 概率分布图看起来像一片云雾，因而被形象地称作电子云。常把电子出现的概率约为90%的空间圈出来，人们把这种电子云轮廓图成为原子轨道。 2. 原子轨道 【讲述】S 的原子轨道是球形的，能层序数越大，原子轨道的半径越大。 P 的原子轨道是纺锤形的，每个P 能级有3个轨道，它们互相垂直，分别以P x 、P y 、P z 为符号。P 原子轨道的平均半径也随能层序数增大而增大。 【讲述】s 电子的原子轨道都是球形的(原子核位于球心)，能层序数越大，原子 轨道的半径越大。这是由于1s ，2s ，3s……电子的能量依次增高，电子在离核 更远的区域出现的概率逐渐增大，电子云越来越向更大的空间扩展。这是不难理 解的，打个比喻，神州五号必须依靠推动(提供能量)才能克服地球引力上天，2s 电子比1s 电子能量高，克服原子核的吸引在离核更远的空间出现的概率就比1s 大，因而2s 电子云必然比1s 电子云更扩散。 3. 轨道表示式 （1）表示:用一个小方框表示一个原子轨道，在方框中用“↑ ”或“↓ ”表示该轨道上排入的电子的式子。 电子排布式：1s 2 2s 22p 3 轨道表示式： （2）原则 ?泡利原理：内容：每个原子轨道上最多只能容纳两个自旋状态不同的电子。即每个原子轨道最多只容纳两个电子。 ?洪特规则：内容：原子核外电子在能量相同的各个轨道上排布时，电子 尽量分占不同的原子轨道，且自旋状态相同，这样整个原子的能量最低。 全充满（p6，d10，f14）全空时（p0，d0，f0）半充满（p3，d5，f7） 1S 2S 2P +7 2 5

第2讲 原子核外电子排布的规律练习题

第二讲 原子核外电子的排布规律 练习题 一、核外电子的排布规律 在含有多个电子的原子里，电子的能量并不相同，能量低的电子通常在离核近的区域运动，能量高的电子通常在离核远的区域运动。我们常用电子层来表明。离核最近的叫第一层，离核稍远的叫第二层，依次类推，由近及远叫三、四、五、六、七层，也可依次把它们叫做K 、L 、M 、N 、O 、P 、Q 层。核外电子的分层运动，又叫核外电子的分层排布。如图。科学研究证明，电子一般总是尽先排布在能量最低的电子层里，即最先排布K 层，当K 层排满后，再排布L 层，依次类推。 核外电子排布的一般规律是：①各电子层最多容纳的电子数目是2n 2；②最外层电子数目不超过8个（K 层为最外层时不超过2个），次外层电子数目不超过18个，倒数第三层电子数目不超过32个；③核外电子总是尽先排布在能量最低的电子层里，然后再由里往外依次排布在能量逐步升高的电子层里。1-18号元素的原子结构示意图。

1．结构示意图（原子、离子） 2．电子式（原子、离子） [课堂练习]写出下列微粒的结构示意图和电子式： 结构示意图：Na+；Cl-；Ar ；K+；N ；O 电子式：S2-；K+；S；P ；He 。 练习 一、选择题 1.以下说法正确的是（） A.原子是最小的粒子 B.所有粒子都带中子 C.原子呈电中性，所以原子不含电荷 D.原子质量主要集中在原子核上 2.下列说法中不正确的是（） A.原子中电子在核外运动没有确定的轨道 B.电子云中小黑点的疏密表示电子在核外某处出现机会的多少 C.离原子核越近的电子越不容易失去 D.在原子中，除最外层电子层，每层上的电子数必符合2n2个 3.下列各关系式中，正确的是（） A.中性原子中：核外电子数=核内中子数 B.中性原子中：核内质子数=核外电子数 C.在R2-中：电子数=核内质子数-2 D.在R2+中：电子数=核内质子数+2 4．在构成原子的各种微粒中，决定原子种类的是（） A．质子数 B．中子数 C．质子数和中子数 D．核外电子数

怎样确定原子的电子层排布

怎样确定原子的电子层排布 一、电子层容量原理 ?在原子核外电子排布中，每个电子层最多容纳的电子数为２ｎ2，这个规律在一些无机化学教材中叫做最大容量原理。我认为，该原理并不能全面反映原子核外电子排布的真实情况,其一，它只适合于离核近的内电子层,且不是最大，而是等于2n 2；其二，离核远的外电子层,实际排布的电子数则远远小于2n 2,根本不能用此原理来描述。离核近的内电子层与离核远的外电子层，各有其电子容量的规律,原子的电子层排布，就是这两种规律结合而成的。为此,我总结出内电子层和外电子层的各自的容量规律，并将两者结合起来,称为“电子层容量原理”,其内容如下: 设ω为原子的电子层数，n 为从原子核往外数的电子层数,m 为由原子最外层往里数的电子层数。 当n ＜22+ω时,为内电子层,每个电子层容纳的电子数＝2n 2。 当n ≥22+ω时,为外电子层，每个电子层最多容纳的电子数＝2(ｍ＋1)2. 核外只有ｋ层时,最多容纳2个电子。 ?由上述两个关系组成的电子层排布如下： ?从以上图示可知,原子的电子排布是两头少,中间多。 应用电子层容量原理，可使外电子层不用２n 2，避免出现太大偏差． 应用外电子层的公式,可以取代中学教材中的如下规律： (1) 最外层电子数不超过8个(最外层为K 层,则不超过２个)。 (2) 次外层电子数不超过18个。 ?(3) 外数第三层电子数不超过32个．…… 因为这些规律可直接从外电子层的公式推出。 稀有气体原子的电子层排布则是很规整的相等关系,其内电子层电子数为2ｎ2，外电子层电子数为２(m +1)2，因此，稀有气体元素原子的电子层结构是一种稳定结构.主族元素的 原子,最外层未达到2(m +1)２个电子(即8个电子)，一般副族元素的原子,最外层和次外层的 电子数均小于2(ｍ+1)２。原子的电子层数越多，出现未填满电子数2(ｍ+1)2的外电子层数 就越多。它可用下式计算：未排满2(ｍ＋1)2个电子的电子层数最多为2 ω(当为偶数)或21-ω(为奇数)。例如:核外有６个电子层的元素,没有排满2(m +１)2个电子的外电子层数最多为６ ／2＝3。镧系元素的原子,一般就有4、5、6三个电子层的电子数未达到2(m ＋１)２。 ?2n 2是由电子运动状态的四个量子数及泡利不相容原理所得出的关系,而2(m +1)2却是由能级交错现象所得出的关系。 对于多电子原子，由于电子的屏蔽作用和穿透作用,出现了原子轨道的交错现象，产生了与元素周期表中周期相对应的能级分组，能级组的通式为ns 、(n -2)f 、(n -１)d 、np 。从第3电子层起，出现E n ｄ＞E (n +1)s ，从第4电子层起，出现E ｎf >Ｅ(n +2)s ．因此,在次外层电子数未达到最大容量时,已出现了最外层电子的填充，而最外层电子数未达到最大容量时，又

高中化学《原子核外电子排布所遵循的原理 原子轨道》导学案+课后练习题

第2课时 原子核外电子排布所遵循的原理原子轨道[明确学习目标] 1.了解能量最低原理，知道基态与激发态及原子核外电子在一定条件下会发生跃迁产生原子光谱。2.了解原子核外电子的运动状态；知道电子云和原子轨道；掌握泡利原理和洪特规则；掌握1～36号元素的原子核外电子排布式和电子排布图。 学生自主学习 一、能量最低原理、基态与激发态 1．能量最低原理 原子的电子排布遵循□01构造原理能使整个原子的能量处于□02最低状态。 2．基态与激发态 基态原子：处于□03最低能量的原子叫做基态原子。 激发态原子：基态原子的电子□04吸收能量后，电子会跃迁到□05较高能级，变为激发态原子。电子从□06较高能量的激发态跃迁到□07较低能量的激发态乃 至基态时，将□08释放能量。基态原子吸收能量 释放能量 激发态原子。 3．原子光谱 不同元素的原子发生跃迁时会吸收或释放不同的光，可以用光谱仪摄取各种元素的电子的□09吸收光谱或□10发射光谱，总称原子光谱。 二、电子云和原子轨道 1．电子云 (1)电子云是处于□01一定空间运动状态的电子在原子核外空间的概率密度分布的形象化描述。 (2)电子云轮廓图 ①将电子在原子核外空间出现的概率□02P＝90%的空间圈出来，制作电子云

的轮廓图，便可描绘电子云的形状。 ②s电子、p电子的电子云轮廓图 所有原子的任一能层的s电子的电子云轮廓图都是□03球形的，同一原子的能层□04越高，s电子云的半径□05越大，如下图Ⅰ所示。这是由于1s、2s、3s……电子的能量依次增高，电子在离核更远的区域出现的概率逐渐□06增大，电子云越来越向更大的空间扩展。 除s电子云外，其他空间运动状态的电子云都不是球形的，如p电子云是□07哑铃状的。每个p能级都有3个□08相互垂直的电子云，分别称为p x、p y和p z，如图Ⅱ所示。p电子云的平均半径随能层序数的增大而增大。 2．原子轨道 (1)定义 量子力学把电子在原子核外的一个□09空间运动状态称为一个原子轨道。 (2)不同能层的能级、原子轨道及电子云轮廓图

第一章 第一节 第3课时 原子核外电子排布规则(学生版)

第3课时 原子核外电子排布规则 一、基态原子核外电子的排布原则 1．能量最低原理 原子核外的电子应优先排布在 的能级里，然后由里到外，依次排布在 的能级里。能级的能量高低顺序如构造原理所示(对于1～36号元素来说，应重点掌握和记忆“1s → →4p ”这一顺序)。 2．泡利原理 (1)原理内容：在一个原子轨道里，最多只能容纳 个电子，而且它们的自旋状态 ，用方向相反的箭头“↑↓”表示。 (2)电子排布图 ①将每一个原子轨道用一个方框表示，在方框内标明基态原子核外电子分布的式子。 ②以铝原子为例，电子排布图中各符号、数字的意义为 3．洪特规则 (1)内容：当电子排布在同一能级的不同轨道时，基态原子中的电子总是优先单独占据一个轨道，而且自旋状态相同。 (2)特例 在等价轨道(同一能级)上的电子排布处于全充满、半充满和全空状态时，具有 的能量和 的稳定性。 相对稳定的状态???? ? 全充满：p 6、d 10、f 14全空：p 0、d 0、f 0 半充满：p 3、d 5、f 7 如24Cr 的电子排布式为 ，为半充满状态，易错写为1s 22s 22p 63s 23p 63d 44s 2。 判断正误 (1)基态多电子原子中，可以存在两个运动状态完全相同的电子( ) (2)若将15P 原子的电子排布式写成1s 22s 22p 63s 23p 2x 3p 1 y ，它违背了泡利原理( ) (3)2p 3x 只违背了洪特规则( ) (4)某原子的最外层电子排布式为3s 23p 2，其有14种不同运动状态的电子( ) 深度思考 1．以下列出的是一些原子的2p 能级和3d 能级中电子排布的情况，试判断，哪些违反了泡利原理，哪些违反了洪特规则。 (1) (2) (3) (4)

2018_2019学年高中化学课时跟踪检测(二)能量最低原理电子云与原子轨道

课时跟踪检测（二）能量最低原理电子云与原子轨道 1.下列有关电子云和原子轨道的说法正确的是( ) A.原子核外的电子像云雾一样笼罩在原子核周围，故称电子云 B.s能级的原子轨道呈球形，处在该轨道上的电子只能在球壳内运动 C.p能级的原子轨道呈哑铃形，随着能层的增加，p能级原子轨道也增多 D.与s电子原子轨道相同，p电子原子轨道的平均半径随能层的增大而增大 解析：选D A项，电子云只是一种对核外电子运动的“形象”描述；B项，核外电子并不像宏观物体的运动那样具有一定的轨道；C项，p能级在任何能层均只有3个轨道。 2.当碳原子的核外电子排布由转变为 时，下列说法正确的是( ) ①碳原子由基态变为激发态②碳原子由激发态变为基态③碳原子要从外界环境中吸收能量④碳原子要向外界环境中释放能量 A.①② B．②③ C.①③ D．②④ 解析：选C 核外电子排布由2s22p2转变为2s12p3，碳原子体系能量升高，由基态变为激发态，要从外界环境中吸收能量。 3.观察1s轨道电子云示意图，判断下列说法正确的是( ) A.一个小黑点表示1个自由运动的电子 B.1s轨道的电子云形状为圆形的面 C.电子在1s轨道上运动像地球围绕太阳旋转 D.1s轨道电子云的点的疏密表示电子在某一位置出现机会的多少 解析：选D 由电子云图可知，处于1s轨道上的电子在空间出现的概率分布呈球形对称，而且电子在原子核附近出现的概率最大，离核越远，出现的概率越小。图中的小黑点不表示电子，而表示电子曾经出现过的位置。 4.基态硅原子的最外能层的各能级中，电子排布的方式正确的是( )

解析：选C 基态硅原子的电子排布遵循能量最低原理、泡利原理、洪特规则，只有C选项正确。 5.对于Fe的下列电子排布，正确的是( ) 解析：选A Fe原子的核外电子排布为1s22s22p63s23p63d64s2，据洪特规则可知A正确。 6．某原子核外电子排布为n s2n p7，它违背了( ) A．泡利原理 B．能量最低原理 C．洪特规则 D．洪特规则特例 解析：选A p能级有三个轨道，根据泡利原理，每个轨道最多排2个电子，故p能级最多排6个电子，不可能排7个，故违背泡利原理。 7．下列原子中未成对电子数最多的是( ) A．C B．O C．N D．Cl 解析：选C 本题综合考查能量最低原理、泡利原理、洪特规则。各原子的轨道表示式为 碳原子有2个未成对电子，氧原子有2个未成对电子，氮原子有3个未成对电子，氯原子有1个未成对电子。 8．下列3d能级的电子排布图正确的是( )

原子核外电子的排布应遵循三大规律

《原子核外电子排布应遵循的三大规律》 （一）泡利不相容原理： 1．在同一个原子里，没有运动状态四个方面完全相同的电子存在，这个结论叫泡利不相容原理。 泡利：奥地利物理学家，1945年获诺贝尔物理学奖。 2．根据这个原理，如果有两个电子处于一个轨道（即电子层电子亚层电子云的伸展方向都相同的轨道），那么这两个电子的自旋方向就一定相反。 3．各个电子层可能有的最多轨道数为，每个轨道只能容纳自旋相反的两个电子，各电子层可容纳的电子总数为2个。 （二）能量最低原理： 1．在核外电子的排布中，通常状况下，电子总是尽先占有能量最低的原子轨道，只有当这些原子轨道占满后，电子才依次进入能量较高的原子轨道，这个规律叫能量最低原理。 2．能级：就是把原子中不同电子层和亚层按能量高低排布成顺序，象台阶一样叫做能级。 （1）同一电子层中各亚层的能级不相同，它们是按s，p，d，f的次序增高。

不同亚层：ns< np< nd< nf （2）在同一个原子中，不同电子层的能级不同。离核越近，n越小的电子层能级越低。 同中亚层：1s< 2s< 3s；1p< 2p< 3p； （3）能级交错现象：多电子原子的各个电子，除去原子核对它们有吸引力外，同时各个电子之间还存在着排斥力，因而使多电子原子的电子所处的能级产生了交错现象。 例如：E3d >E4S , E4d >E5S，n≥3时有能级交错现象。 3．电子填入原子轨道顺序：1s 2s2p 3s3p 4s3d4p 5s4d5p 6s4f5d6p 7s5f6d7p，能级由低渐高。 （三）洪特规则： 1．在同一亚层中的各个轨道上，电子的排布尽可能单独分占不同的轨道，而且自旋方向相同，这样排布整个原子能量最低。 2．轨道表示式和电子排布式： 轨道表示式：一个方框表示一个轨道 电子排布式：亚层符号右上角的数字表示该亚层轨道中电子的数目

核外电子排布规律总结

核外电子排布规律总结 原子核外电子排布规律 ①能量最低原理：电子层划分为KvLvMvOvPv对应电子层能量增大；原子核外电子排布按照能量较低者低优先排布原则. ②每个电子层最多只能容纳2n2个电子 ③最外层最多只能容纳8个电子（K层为最外层时不能超过2个）次外层最多只能容纳18个电子（K层 为次外层时不能超过2个倒数第三层最多只能容纳32个电子 注意：多条规律必须同时兼顾。 简单例子的结构特点： ⑴离子的电子排布：主族元素阳离子跟上一周期稀有气体的电子层排布相同，如钠离子、镁离子、铝离子和氖的核外电子排布是相同的。 阴离子更同一周期稀有气体的电子排布相同：负氧离子，氟离子和氖的核外电子排布是相同的。（2）等电子粒子（注意主要元素在周期表中的相对位置） ①10 电子粒子:CH4、N3、NH,、NH3、NH4、O2、OH、H, O H3O、F、HF、Ne Na、 Mg2、Al 3等。 ②18 电子粒子：SiH4、P3、Pli、S2、HS、H2S、Cl 、HCI、Ar、K、Ca2、PH^ 等。 特殊情况：F2、H2O2、C2H6、CI^OH ③核外电子总数及质子总数均相同的阳离子有： Na、NH、H3O等；阴离子有：F、OH、 NH, ；HS 、CI 等。 前18号元素原子结构的特殊性： （1）原子核中无中子的原子：；H

（2）最外层有1个电子的元素：H、Li、Na；最外层有2个电子的元素:Be、Mg He （3）最外层电子总数等于次外层电子数的元素：Be Ar （4）最外层电子数等于次外层电子数2倍的元素：C ;是次外层电子数3倍的元素：O ;是次外层电子数4倍的元素：Ne （5）最外层电子数是内层电子数一半的元素:Li、P （6）电子层数与最外层电子数相等的元素：H、Be Al （7）电子总数为最外层电子数2倍的元素：Be （8）次外层电子数是最外层电子数2倍的元素：Li、Si 元素周期表的规律： （1）最外层电子数大于或等于3而又小于8的元素一定是主族元素，最外层电子数为1或2 的元素可能是主族、副族或0族元素，最外层电子数为8的元素是稀有气体（He例外） (2)在元素周期表中，同周期的U A、川A族元素的原子序数差别有：①第2、3周期(短周期)元素原子序数都相差1;②第4、5周期相差11;③第6 7周期相差25 (3)同主族、邻周期元素的原子序数差 ①位于过渡元素左侧的主族元素，即I A、U A 族，同主族、邻周期元素原子序数之差为下一周期元素所在周期所含元素总数；相差的数分别为 2,8,8,18,18,32 ②位于过渡元素左侧的主族元素，即川A?％A族，同主族、邻周期元素原子序数之差为 下一周期元素所在周期所含元素种数。例如，氯和溴的原子序数之差为35-17=18 (溴所在第 四周期所含元素的种数)。相差的数分别为8,18,18,32，32. ③同主族非县令的原子序数差为上述连续数的加和，如H和Cs的原子序数为 2+8+8+18+18=54 (4)元素周期表中除毗族元素之外，原子序数为奇数(偶数)的元素，所属所在族的序数及主要化合价也为奇数(偶数)。如：氯元素的原子序数为17,而其化合价有-1、+1、+3、+5、+7，最外层有7个电子，氯元素位于％A族；硫元素的原子序数为16，而其化合价有-2、+4、+6价，最外层有6个电子，硫元素位于W A族。 5)元素周期表中金属盒非金属元素之间有一分界线，分界线右上方的元素为非金属元素，分界线左下方的元素为非金属元素(H除外)，分界线两边的元素一般既有金属性也有非金属性。每周期的最右边金属的族序数与周期序数相等，如：Al为第三周期川A族。 元素周期律： (1)原子半径的变化规律：同周期主族元素自左向右，原子半径逐渐增大；同主族元素自上而下，原子半径逐渐增大。 (2)元素化合价的变化规律：同周期自左向右，最高正价：+1?+7,最高正价=主族序数(O F除外)，负价由-4?-1，非金属负价=-(8-族序数) (3)元素的金属性：同周期自左向右逐渐减弱；同主族自上而下逐渐增强。 (4)元素的非金属性：同周期制作仙游逐渐增强；同主族自上而下逐渐减弱。 (5)最高价化合物对应水化物的酸、碱性：同周期自左向右酸性逐渐增强，碱性逐渐减弱；同主族自上而下酸性逐渐减弱，碱性逐渐增强。 (6)非金属气态氢化物的形成难以、稳定性：同周期自左向右形成由难到易，稳定性逐渐增强；同主族