电子层排布
电子层排布
电子在原子核外运动状态是相当复杂的。一个电子的运动状态取决于它所处的电子层、电子亚层、轨道的空间伸展方向和自旋状况。科学实验还告诉我们，在一个原子里不可能存在着电子层、电子亚层、轨道的空间伸展方向和自旋状况完全相同的两个电子。这个原理叫泡利不相容原理。根据这个原理，可以知道每一个轨道中只能容纳两个自旋相反的电子。根据这一点，可以推算出每个电子层中最多可容纳的电子数。
分布规律
E1s
原子轨道的能级与其所在电子的电子层及电子亚层有关,还与原子序数有关。E1s
f>ns；1、不同电子层能级相对高低K 编辑本段排列特征 从过渡元素在周期表中的位置看，很容易判断它们的次外层电子并不饱和，这样使得 它们的化合价繁多，性质也很复杂。通常过渡元素都有亚正价，比如说铁的二价正离子就叫亚铁离子，铜的一价正离子就叫亚铜离子。这些亚价的正离子都不是很稳定，在有氧化剂的存在下都会被氧化，成为高价金属离子。而且这些过渡元素几乎都可以成为酸根的主元素，比如铁酸根、锰酸根和高锰酸根等。在这种高价态过渡元素形成的酸中，由于过渡金属最外层和次外层的电子全部失去，这些酸大部分都有强氧化性，比如重铬酸、高锰酸等。在化学推断题中，经常使用这些课本中不常见的氧化剂，多了解它们的性质对今后做题很有帮助。在第三主族到第六主族里都有金属元素存在，它们是因为随着质子数增多，都显示了或多或少的金属性。在元素周期表中非金属元素都是写在绿框里的，很醒目。非金属元素都一得电子，一般在与金属元素形成的化合物中显负价。但这不代表它们不显正价。在遇到极强的氧化剂时，也会显正价，比如七氧化二氯。这些正价的氧化物溶于水也会形成相应的酸。这些以高价非金属元素为主元素的酸一般也都有强氧化性，如氯酸、浓硫酸。但是，由于氟的非金属性最强，没有氧化剂可以把它氧化，所以氟没有正价。请注意在金属与非金属交界的地方，有一些元素，它们呈梯形排列，有铝锗锑和硼硅砷碲。它们兼有金属性和非金属性。这是由它们所在的特殊位置决定的。它们正处在金属与非金属交界处，是元素由金属向非金属过渡的中间元素。仔细观察镧系和锕系元素。这些元素之所以被排在周期表的同一个格里，是因为它们的性质很相似。它们最外层电子层电子数相同，电子的变化都发生在次外层或倒数第三层。科学家们为了周期。 电子层能量 如果没有外界能量输入的话，电子会尽可能降低自身能量。能量低的电子在离核较近的区域运动，能量高的电子在离核较远的区域运动。而电子总是尽先排布在能量最低的电子层里。也就是说，在通常情况下，低层有了空位，高层的电子会释放光子降低能量填补到低层去（在外面跑大圈是很累的)。 . 1～36号元素电子排布式依次如下： 1、氢H 1s1 2、氦He 1s2 3、锂Li 1s2 2s1 4、铍Be 1s22s2 5、硼 B 1s2 2s2 2p1 6、碳 C 1s22s22p2 7、氮N 1s22s22p3 8、氧O 1s22s22p4 9、氟 F 1s22s22p5 10、氖Ne 1s22s22p6 11、钠Na 1s22s22p63s1 12、镁Mg 1s22s22p63s2 13、铝Al 1s22s22p63s23p1 14、硅Si 1s22s22p63s23p2 15、磷P 1s22s22p63s23p3 16、硫S 1s22s22p63s23p4 17、氯Cl 1s22s22p63s23p5 18、氩Ar 1s22s22p63s23p6 19 钾K 1s22s22p63s23p64s1 20、钙Ca 1s22s22p63s23p64s2 21、钪Sc 1s22s22p63s23p63d14s2 22、钛Ti 1s22s22p63s23p63d24s2 23、钒V 1s22s22p63s23p63d34s2 24、铬Cr 1s22s22p63s23p63d54s1 25、锰Mn 1s22s22p63s23p63d54s2 26、铁Fe 1s22s22p63s23p63d64s2 27、钴Co 1s22s22p63s23p63d74s2 28、镍Ni 1s22s22p63s23p63d84s2 29、铜Cu 1s22s22p63s23p63d104s1 30、锌Zn 1s22s22p63s23p63d104s2 31、镓Ga 1s22s22p63s23p63d104s24p1 32、锗Ge 1s22s22p63s23p63d104s24p2 33、砷As 1s22s22p63s23p63d104s24p3 34、硒Se 1s22s22p63s23p63d104s24p4 35、溴Br 1s22s22p63s23p63d104s24p5 36、氪Kr 1s22s22p63s23p63d104s24p6 小结：相关规律 1、基态原子最外层为1个电子的是 《原子核外电子的排布》教学设计 一、教材分析 本章《物质结构元素周期律》是高中必修二第一章的内容，是在九年级化学上册第四单元《物质构成的奥秘》的理论基础上进一步的深入学习，而本节内容——原子核外电子的排布又是本章的核心内容，是后面学习元素周期律的基础。 二、学生分析 学生初中时已经学习了原子的构成和元素，对核外电子是分层排布这一知识点也做了初步了解，所以在此节内容的学习之前学生就已经具备了一些原子的相关基础知识。同时也具备一定的数学基础，能够对一些数据进行分析处理。 三、教学目标 （一）知识与技能目标 1．了解原子核外电子运动的特征。 2．了解元素原子核外电子排布的基本规律，能用原子（离子）结构示意图表示常见原子(离子)的核外电子排布。 （二）过程与方法目标 培养学生分析、处理数据的能力，尝试运用比较、归纳等方法对信息进行加工。 四、教学重难点 重点：原子核外电子分层排布、原子核外电子的排布及其规律。 难点：原子核外电子排布规律间相互制约关系。 五、教学过程 【引入】大家好，这节课我们进入到新课的学习： 【板书】原子核外电子的排布 【提问】在进入新课内容之前，我们先来复习一下以前学习的内容。初中的时候在《物质构成的奥秘》这一章当中我们就学习了原子的相关知识，下面我们来回顾一下，什么是原子？原子由什么微粒构成？ 【学生回顾】…… 【板书】 外电子数 核电荷数＝质子数＝核的负电荷核外电子：带一个单位 中子：不带电 个单位的正电荷质子：带原子核原子????????1 【教师】原子由原子核和核外电子构成，而原子核又由质子和中子构成，其中质子带一个单位的正电荷，中子不带电。核外电子则带一个单位的负电荷。 【提问】那么为什么原子对外显电中性呢？ 【学生】质子所带的正电荷数等于核外电子所带的负电荷数，所以原子不显电性。 【教师】很好，其中我们还学习到了一个重要的等式关系：核电荷数=质子数=核外电子数。所以质子所带的正电荷与核外电子所带的负电荷相互抵消，导致原子不显电性。 【过渡】好，我们都知道了原子的结构。现在我们来研究一下电子在原子核外究竟是怎么运动的。 【教师】大家来看ppt 上这张熟悉的原子结构图。我们可以看到原子核外有一圈圈的层状区域，由里往外分为好几个圈层，这就是我们以前初三所学习到的电子层——核外电子的运动有自己的特点，它不像行星绕太阳旋转有固定的轨道，但却有经常出现的区域，科学家把这些区域称为电子层。而核外电子就是在这样不同的电子层内运动，我们把这种现象称为核外电子的分层排布。这些都是同学们初中已经学习过的内容。 【过渡】那么，大家知道了核外电子的分层排布之后，是不是产生了这样的疑问：核外电子究竟是怎么分层排布的呢？好，接下来我们一起来共同解决同学们的疑问——我们来探究核外电子的排布规律。 【板书】核外电子的排布规律 【提问】我们来看这个原子结构，从黄色最里一层原子层到蓝色最外一层原子层， 洪特规则 德国人洪特（F.Hund）根据大量光谱实验数据总结出一个规律，即分子分布到能量简并的原子轨道时，优先以自旋相同的方式分别占据不同的轨道，因为这种排布方式原子的总能量最低。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，按能量最低原理和泡利不相容原理，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。1适用范围 该定则只适用于LS 耦合的情况。有少数例外是由于组态相互作用或偏离LS 耦合引起的。该定则可用量子力学理论和泡利不相容原理来解释。该定则对确定自由原子或离子的基态十分有用。 2洪特规则前提 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，按能量最低原理和泡利不相容原理，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个不同的2p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…。3详细信息 具体内容：对于特定电子排布，不同组态的LS耦合，洪特规则确定了能量排列顺序：（1）总自旋S越大，能量越低 （2）S相等情况下，总轨道角动量L越大，能量越低 电子排布式 表示原子核外电子排布的图式之一。有七个电子层，分别用1、2、3、4、5、6、7等数字表示K、L、M、N、O、P、Q等电子层，用s、p、d、f等符号分别表示各电子亚层，并在这些符号右上角用数字表示各亚层上电子的数目。如氧原子的电子排布式为1s2 2s2 2p4。迄今为止，只发现了7个电子层！ 定义 用能级的符号及能级中容纳电子数值表达核外电子运动的状态 原理简介 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，它们还要遵守泡利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。 Electronic arrangement type。 排布原理 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、4s、3d、4p、5s…… 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 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。 1～36号元素电子排布式依次如下：1、氢H 1s1 2、氦He 1s2 3、锂Li 1s2 2s1 4、铍Be 1s22s2 5、硼 B 1s2 2s2 2p1 6、碳 C 1s22s22p2 7、氮N 1s22s22p3 8、氧O 1s22s22p4 9、氟 F 1s22s22p5 10、氖Ne 1s22s22p6 11、钠Na 1s22s22p63s1 12、镁Mg 1s22s22p63s2 13、铝Al 1s22s22p63s23p1 14、硅Si 1s22s22p63s23p2 15、磷P 1s22s22p63s23p3 16、硫S 1s22s22p63s23p4 17、氯Cl 1s22s22p63s23p5 18、氩Ar 1s22s22p63s23p6 19 钾K 1s22s22p63s23p64s1 20、钙Ca 1s22s22p63s23p64s2 21、钪Sc 1s22s22p63s23p63d14s2 22、钛Ti 1s22s22p63s23p63d24s2 23、钒V 1s22s22p63s23p63d34s2 24、铬Cr 1s22s22p63s23p63d54s1 25、锰Mn 1s22s22p63s23p63d54s2 26、铁Fe 1s22s22p63s23p63d64s2 27、钴Co 1s22s22p63s23p63d74s2 28、镍Ni 1s22s22p63s23p63d84s2 29、铜Cu 1s22s22p63s23p63d104s1 30、锌Zn 1s22s22p63s23p63d104s2 31、镓Ga 1s22s22p63s23p63d104s24p1 32、锗Ge 1s22s22p63s23p63d104s24p2 33、砷As 1s22s22p63s23p63d104s24p3 34、硒Se 1s22s22p63s23p63d104s24p4 35、溴Br 1s22s22p63s23p63d104s24p5 36、氪Kr 1s22s22p63s23p63d104s24p6 小结：相关规律 1、基态原子最外层为1个电子的是 第ⅠA族、Cu、Cr 2、基态原子最外层为2个电子的是 第ⅡA族、He、21号至30号（Cu和Cr除外）3、基态原子只有1个未成对电子的是 第ⅠA族、第ⅢA族、第ⅦA族、Cr、Cu 第五节和外电子排布的初步知识 教学目的 知识：了解原子的核外电子是分层排布的；了解原子结构示意图的涵义；了解离子的概念及其与原子的区别和联系。常识性介绍离子化合物和共价化合物。 能力：培养学生的观察能力和抽象思维能力。 思想教育：使学生认识到不同事物之间是相互依存和相互转化的。 教学重点 原子的核外电子是分层排布的；元素的化学性质跟它的原子结构密切相关。教学难点 对核外电子分层运动想象表象的形成。 教学方法 问题解决法和讨论法。 课时安排 2课时 教学准备 小黑板，卡片 教学过程 【复习提问】1 氢气的化学性质 2 原子由哪些微粒构成？ 3 为什么整个原子不显电性？ 【总结引入】原子是由位于原子中心带正电荷的原子核和核外带负电荷的电子构成。原子核的体积很小，仅占原子体积的几千万亿分之一，电子在核外 空间作高速运动。与汽车在公路上行驶，人造卫星按一定轨道围绕地球旋转不同，它没有固定的轨道，那电子在核外是怎样运动的呢？ 【板书】第五节核外电子排布的初步知识 【讲解】已知氢原子的原子核有一个质子，带一个正电荷，核外有一个电子，带一个负电荷，它在核外一定距离的空间内高速运动，哪怕是一瞬间，它在这一定距离的空间内也是无所不在的。不难想象，电子把这个空间占据得像一个不可入的实体一样，这就是对氢原子结构的描述。 并可以用原子结构示意图来表示：图中圆圈内填入+1，表示原子核内有1个质子，弧线就表示电子在核外一定距离的空间（设想是球形），弧线上的数字表示电子数。 多电子原子里电子是分层运动的，核外电子根据能量的差异和通常运动的区域离核的远近不同，分属于不同的电子层（电子在核外一定距离的空间）。【板书】一核外电子的分曾排布 电子层数: 一二三四五六七 离核距离：有近逐渐到远 能量高低：由低逐渐到高 【讲解】离核最近的叫第一层，离核稍远的胶第二层，由里到外以此类推，叫三，四，五，六，七层。内层电子的能量较低，外层电子的能量较高。这样，电子就可以看作是在能量不同的电子层上运动的。 核外电子的分层运动，又叫核外电子的分层排布，知道了原子的核电荷数和电子的排布以后，我们可以画出原子结构示意图。 【板书】二原子结构示意图 精心整理 原子核外电子排布规律 ①能量最低原理:电子层划分为K 原子核外电子排布规律 ①能量最低原理:电子层划分为K 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 核电元素元素各电子层的电子数核电元素元素各电子层的电子数 荷数名称符号K L M N荷数名称符号K L M N 1氢H111钠Na281 2氦He212镁Mg282 3锂Li2113铝Al283 4铍Be2214硅Si284 5硼B2315磷P285 6碳C2416硫S286 7氮N2517氯Cl287 8氧O2618氩Ar288 9氟F2719钾K2881 10氖Ne2820钙Ca2882 二、核外电子排布的一般规律和表示方法 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。 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 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 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： （1）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、NH2、NH、NH4、O2、OH、巴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、PU 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：1H （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 一、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。 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．保里不相容原理 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 原子结构与性质 1、电子排布式：如：氧原子电子排布式：1s２ 2s２ 2p４ 2、电子排布图： 3、原子结构示意图： 4、核外电子排布： 5、电子式： 6、结构式：H-O-H 练习1： 1、A、B、C、D、E代表5种元素。请填空： (1)A元素基态原子的最外层有3个未成对电子，次外层有2个电子，其元素符号为________； (2)B元素的负一价离子和C元素的正一价离子的电子层结构都与氩相同，B的元素符号为________，C的元素符号为________； (3)D元素的正三价离子的3d能级为半充满，D的元素符号为________，其基态原子的电子排布式为______________________________________________________。 (4)E元素基态原子的M层全充满，N层没有成对电子，只有一个未成对电子，E 的元素符号为________，其基态原子的电子排布式为____________________________________________________。 (5)F元素的原子最外层电子排布式为n s nn p n＋1，则n＝________；原子中能量最高的是________电子，其原子轨道呈________形。 解析：(1)由题意知，A元素基态原子核外电子排布式为1s22s22p3，所以A为氮元素。 (2)氩为18号元素，B的负一价离子电子层结构与氩相同，所以B为氯，C为钾。 (3)因为D元素正三价离子的3d能级为半充满即3d5，由此推知D元素基态原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2，因此为铁元素。 (4)E元素基态原子的M层全充满，且N层没有成对电子，只有一个未成对电子，由此推出核外电子排布式为：1s22s22p63s23p63d104s1，因此为铜元素 (5)s能级只有1个原子轨道，故最多只能容纳2个电子，即n＝2，所以元素F的原子最外层电子排布式为2s22p3，由此可知F是N元素；根据核外电子排布的能量最低原理，可知氮原子的核外电子中2p能级的能量最高，p电子的原子轨道呈纺锤形。 答案：(1)N (2)Cl K (3)Fe 1s22s22p63s23p63d64s2或[Ar]3d64s2 (4)Cu 1s22s22p63s23p63d104s1或[Ar]3d104s1 1～36号元素电子排布式依次如下： 1、氢H 1s1 2、氦He 1s2 3、锂Li 1s2 2s1 4、铍Be 1s22s2 5、硼 B 1s2 2s2 2p1 6、碳 C 1s22s22p2 7、氮N 1s22s22p3 8、氧O 1s22s22p4 9、氟 F 1s22s22p5 10、氖Ne 1s22s22p6 11、钠Na 1s22s22p63s1 12、镁Mg 1s22s22p63s2 13、铝Al 1s22s22p63s23p1 14、硅Si 1s22s22p63s23p2 15、磷P 1s22s22p63s23p3 16、硫S 1s22s22p63s23p4 17、氯Cl 1s22s22p63s23p5 18、氩Ar 1s22s22p63s23p6 19 钾K 1s22s22p63s23p64s1 20、钙Ca 1s22s22p63s23p64s2 21、钪Sc 1s22s22p63s23p63d14s2 22、钛Ti 1s22s22p63s23p63d24s2 23、钒V 1s22s22p63s23p63d34s2 24、铬Cr 1s22s22p63s23p63d54s1 25、锰Mn 1s22s22p63s23p63d54s2 26、铁Fe 1s22s22p63s23p63d64s2 27、钴Co 1s22s22p63s23p63d74s2 28、镍Ni 1s22s22p63s23p63d84s2 29、铜Cu 1s22s22p63s23p63d104s1 30、锌Zn 1s22s22p63s23p63d104s2 31、镓Ga 1s22s22p63s23p63d104s24p1 32、锗Ge 1s22s22p63s23p63d104s24p2 33、砷As 1s22s22p63s23p63d104s24p3 34、硒Se 1s22s22p63s23p63d104s24p4 35、溴Br 1s22s22p63s23p63d104s24p5 36、氪Kr 1s22s22p63s23p63d104s24p6 第3课时 原子核外电子排布规则 [目标定位] 知道原子核外电子排布的“两原理一规则”，会正确书写原子的电子排布式和电子排布图。 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能量最低的能级里，然后由里到外，依次排布在能量逐渐升高的能级里。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 →2s →2p →3s →3p →4s →3d →4p ”这一顺序)。 2．泡利原理 (1)在一个原子轨道里，最多只能容纳2个电子，而且它们的自旋状态相反，这一原理被称为泡利原理。 (2)因为每个原子轨道最多只能容纳 2个电子且自旋方向相反，所以从能层、能级、原子轨道、自旋方向四个方面来说明电子的运动状态是不可能有两个完全相同的电子的。如氟原子的电 子排布可表示为1s 22s 22p 2x 2p 2y 2p 1z ，由于各原子轨道中的电子自旋方向相反，所以9个电子的 运动状态互不相同。 3．洪特规则 (1)在相同能量的原子轨道上，电子的排布将尽可能占据不同的轨道，而且自旋方向相同，这就是洪特规则。 (2)通俗地说，洪特规则可以表述为电子总是尽量自旋平行地分占不同的轨道。如碳原子的电子排布图是，而不是。 (3)洪特规则的特例 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，具有较低的能量和较大的稳定性。 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1s 22s 22p 63s 23p 63d 54s 1，为半充满状态，易错写为1s 22s 22p 63s 23p 63d 44s 2。 二、原子核外电子的排布 [教学目标] 1、知识与技能目标 （1）了解元素原子核外电子排布的基本规律，能用原子（离子）结构示意图表示原子(离子)的核外电子排布 （2）了解原子核外电子的排布规律，元素的金属性和非金属性，元素的化合价、原子半径等随元素核电核数呈周期性变化的规律，认识元素周期率。 2、过程与方法目标 培养学生分析、处理数据的能力，尝试运用比较、归纳等方法对信息进行加工。3．情感、态度与价值观 (1)初步体会物质构成的奥秘，培养学生的抽象思维能力、想像力和分析推理能力； (2)树立“结构决定性质”、“物质的粒子性”等辩证唯物主义观点。 [教学重、难点] 构成原子的微粒间的关系和核外电子排布规律。培养分析、处理数据的能力,尝试运用比较、归纳等方法对信息进行加工。了解假说、模型等科学研究方法和科学研究的历程。 [教学过程] [复习提问] 1.构成原子的粒子有哪些,它们之间有何关系? 2.为什么原子不显电性? 3.为什么说原子的质量主要集中原子核上? [引言]我们已经知道，原子是由原子核和电子构成的，原子核的体积很小，仅占原子体积的几千亿分之一，电子在原子内有“广阔”的运动空间。在这“广阔”的空间里，核外电子是怎样运动的呢? [板书]原子核外电子的排布 [交流与讨论1]原子在核外是怎样运动的? [打开书P78页，阅读教材,核外电子是怎么排布的？用两个字概括。 【讲解】原子中的核外电子运动虽然没有固定的轨道（太阳系中的地球等有运动轨道），但却有经常出现的区域，这些区域叫做电子层。 【过渡】电子究竟是怎样分层排布的呢？ 【投影】讲解：核外电子最少的有1层，最多的有7层，最靠近原子核的是第一层（K 层）……第一层的能量最低，第七层能量最高。[归纳]按能量高低分层排布。(能量由低到高) K L M N O P Q …… 核外电子的排布规律 一、能量最低原理 所谓能量最低原理是，原子核外的电子，总是尽先占有能量最低的原子轨道，只有当能量较低的原子轨道被占满后，电子才依次进入能量较高的轨道，以使原子处于能量最低的稳定状态。 原子轨道能量的高低为： 1．当n相同，l不同时，轨道的能量次序为s＜p＜d＜f。例如，E3S＜E3P＜E3d。 2．当n不同，l相同时，n愈大，各相应的轨道能量愈高。例如，E2S＜E3S＜E4S。 3．当n和l都不相同时，轨道能量有交错现象。即（n－1）d轨道能量大于ns轨道的能量，（n-1）f轨道的能量大于np轨道的能量。在同一周期中，各元素随着原子序数递增核外电子的填充次序为ns，（n－2）f，（n－1）d，np。 核外电子填充次序如图1所示。 图1 电子填充的次序 图2 多电子原子电子所处的能级示意图 最外层最多能容纳8电子,次外层最多能容纳18电子。 每个电子层最多容纳的电子数为2n2个(n为电子层数的数值)如: 各个电子层中电子的最大 容纳量 从表可以看出，每个电子层可能有的最多轨道数为n2，而每个轨道又只能容纳2个电子，因此，各电子层可能容纳的电子总数就是2n2。 二、鲍利（Pauli）不相容原理 鲍利不相容原理的内容是：在同一原子中没有四个量子数完全相同的电子，或者说在同一原子中没有运动状态完全相同的电子。例如，氦原子的1s轨道中有两个电子，描述其中一个原子中没有运动状态的一组量子数（n，l，m，ms）为1，0，0，+1/2，另一个电子的一组量子数必然是1，0，0，－1/2，即两个电子的其他状态相同但自旋方向相反。根据鲍利不相容原理可以得出这样的结论，在每一个原子轨道中，最多只能容纳自旋方向相反的两个电子。于是，不难推算出各电子层最多容纳的电子数为2n2个。例如，n=2时，电子可以处于四个量子数不同组合的8种状态，即n=2时，最多可容纳8个电子，见下表。 在等价轨道中，电子尽可能分占不同的轨道，且自旋方向相同，这就叫洪特规则。 洪特规则实际上是最低能量原理的补充。因为两个电子同占一个轨道时，电子间的排斥作用会使体系能量升高，只有分占等价轨道，才有利于降低体系的能量。例如，碳原子核外有6个电子，除了有2个电子分布在1s轨道，2个电子分布在2s轨道外，另外2个电子不是占1个2p轨道，而是以自旋相同的方向分占能量相同，但伸展方向不同的两个2p轨道。碳原子核外6个电子的排布情况如下： 作为洪特规则的特例，等价轨道全充满，半充满或全空的状态是比较稳定的。全充满、半充满和全空的结构分别表示如下： 全充满：；半充满：；全空：。 [1]H氢 1s1 [2]He氦 1s2 [3]Li锂 1s2 2s1 [4]Be铍 1s2 2s2 [5]B硼 1s2 2s2 2p1 [6]C碳 1s2 2s2 2p2 [7]N氮 1s2 2s2 2p3 [8]O氧 1s2 2s2 2p4 [9]F氟 1s2 2s2 2p5 [10]Ne氖 1s2 2s2 2p6 [11]Na钠 1s2 2s2 2p6 3s1 1s2 2s2 2p6 3s2 [13]Al铝 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1 [14]Si硅 1s2 2s2 2p6 3s2 3p2 [15]P磷 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3 [16]S硫 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 [17]Cl氯 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 [18]Ar氩 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 [19]K钾 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 [20]Ca钙 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 [21]Sc钪 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d1 4s2 [22]Ti钛 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d2 4s2 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d3 4s2 *[24]Cr铬 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s1 [25]Mn锰 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s2 [26]Fe铁 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 4s2 [27]Co钴 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d7 4s2 [28]Ni镍 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d8 4s2 *[29]Cu铜 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s1 [30]Zn锌 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 [31]Ga镓 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p1 [32]Ge锗 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p2 [33]As砷 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p31~36号元素电子排布图(精排版)
《原子核外电子的排布》教学设计
元素电子排布规律
电子排布式
原子核外电子排布的原理
1~36号元素电子排布图(精排版)
和外电子排布的初步知识
核外电子排布规律总结归纳
核外电子排布规律总结.
原子核外电子排布的规律练习题.docx
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原子核外电子排布规则
(完整版)教案《原子核外电子的排布》
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