原子核外电子的排布

原子核外电子的排布

教学目标

知识技能：了解原子核外电子运动的特征和电子云的概念，明确微观粒子和宏观物体的运动有不同的规律；初步掌握原子核外电子排布规律，会画1～20

号元素原子和离子结构示意图；会根据原子、阳离子和阴离子的质子数和核外电子数之间的关系进行有关的计算。

能力培养：培养学生的观察能力、分析能力和抽象思维的能力。

科学思想：通过微观粒子与宏观物体运动的分析，培养学生辩证思维的思想。

科学品质：对学生进行严格的科学态度教育。

科学方法：通过观察、学会分析，归纳，总结问题。

重点、难点

电子云概念；原子核外电子排布的规律；1～20号元素原子和离子结构示意图；根据原子、阳离子和阴离子的质子数和核外电子数之间的关系进行有关的计算。

教学过程设计

续表

续表

续表

3，4，5，6…层，也叫M，N，O，P…层等等。这样不同能量的核外电子就排布在不同的电子层中。子核外电子排布规律。

【板书】

二、原子核外电子排布规律

【设问】

原子核外电子的排布有哪些规律？

【软件演示】

原子核外电子排布规律：

1．电子总是从能量最低的电子层排起，然后再由里往外，依次排在能量逐渐升高的电子层里。如：H和He的原子核外分别有1和2个电子，这1和2个电子就排在第一个电子层里。请画出它们的原子结构示意图。

2．每个电子层只能容纳一定数目的电子，所容纳的电子数最多只能容纳2n2个（n为电子层数）。即K 层最多只能容纳2个电子：L层最多只能容纳8个电子；而第3层最多只能容纳18个电子。请判断元素3Li

的原子结构示意图为：

利用计算机辅助教学软件，展示原子核外电子排布规律，使之更好地掌握新知识、新规律，并学会应用规律解决问题。

续表

教师活动学生活动设计意图

11Na的原子结构示意图为：

判断后回答：应

该是（A）。

判断后回答：应

该是（A）。

判断后回答：应

该是（B）。

通过分析、

判断理解原子核

外电子排布的规

律。

3．最外层最多只能容纳8个电子

（K层为最外层时，最多只能容纳2

个电子）。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。

请判断19K的原子结构示意图是：

【投影】课堂练习

1．请画出质子数1～20各元素的

原子结构示意图。

2．质子数为13，核外有10个电

子的微粒的符号和结构示意图是

（）。

（A）符号：Al

结构示意图：

利用原子核外

电子的排布规律，画

出1H～20Ca的原子结

构示意图，并对2、3、

4题作出判断。

同桌学生互评。

帮助学生在

感知、再现、思考、

概括、记忆的过程

中复习旧知识，掌

握新知识，培养严

谨的思维习惯。

（B）符号：Al3+结构示意图：

（C

）符号：Al

结构示意图：

（D）符号：Al3+

结构示意图：

3．K电子层和M电子层电子数

目

相同的原子的结构示意图为

（）。

续表

教师活动学生活动设计意图

4．电子层结构和氖原子相同的-1价阴离子的符号和结构示意图为（）。思考、

辨认、判断。

思考、辨认、判断。通过学生的辨别，

使他们掌握原子、简单离

子核外电子排布的不同。【总结】

实际原子核外电子的排布规律远

比以上三点要复杂得多。我们只要求掌

握以上三点规律。但要注意：以上三点

规律是相互联系的，必须同时遵守。

培养严格的科学态

度。

【作业】

课本第128页第1，2题。

【随堂检测】

1．原子核外最外层电子数比次外层电子数多3

个的原子的符号是（）。

（A）N（B）B（C）P（D）Al

2．L层电子数与M层电子数相同的+1价阳离

子的符号是（）。

续表

教师活动学生活动设计意图

3．已知X元素的原子核外电子数为n，X2-离子和

Y3+离子的电子层结构相同，则Y原子的质子数为

（）。

（A）n+1（B）n+2

（C）n+4（D）n+5

46 有a X n+和b Y m-两种元素的简单离子，若它们的

电子层结构相同，则下列关系正确的是（）。

（A）b-a=n+m（B）a-b=n+m

（C）b-a=n-m（D）a+b=n+m

检测学生对应知

应会知识的掌握情况，

落实原子核外电子排

布规律。

附1：

课堂练习答案1．（略）2．（D）3．（C）4．（B）

随堂检测答案1．（A）2．（C）3．（D）4．（B）

《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）。

《原子核外电子的排布》教学设计

《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，

第2讲 原子核外电子排布的规律练习题知识讲解

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。

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。

高中化学《原子核外电子排布与元素周期律》教案9 苏教版必修2

专题一：微观结构与物质的多样性第一单元：原子核外电子排布与元 素周期律第一课时 一、教学目标 课标内容：了解原子核外电子的排布 会考考纲： 1．了解核外电子的排布（B） 2．能画出1~18号元素的原子结构示意图（B） 教学目标： （一）知识与技能 原子核外电子排布规律 （二）过程与方法 掌握原子核外电子排布规律，通过1-20号元素的原子和离子结构示意图的学习，扩展到主族元素的电子排布规律的认识，初步体会归纳与演绎的学习方法。 （三）情感与价值观 通过原子核外电子排布规律，了解物质运动的复杂性和特殊性 二、教学重、难点和突破方法 教学重点：了解原子的结构，能画出1~18号元素的原子结构示意图 教学难点：核外电子排布规律 三、教学过程： （一）设计思路 由原子的构成→原子核外电子分层排布运动→原子核外电子排布规律 （二）教学媒体和教具 学案、练习题、图表…… （三）课堂教学流程 1.创设情境，引入新课 下表是构成原子的各微粒的一些参数，请根据表中所提供的信息回答问题： 表1 问题解决： 1．原子是由、和三部分构成的。 2．在原子中，质量集中在上，其大小是由和之和决定的。 3．在原子中：＝＝ 4．原子不显电性的原因： 交流与讨论：原子核带正电荷，核外电子带负电荷，正负电荷相互吸引，那为什么电子不会落入原子核内呢？ 2.进行新课

讲解：原子核外电子并不是静止的，而是绕原子核做高速圆周运动，它们之间的引力提供了圆周运动的向心力，有摆脱原子核对电子的吸引的倾向，所以，在不受外界影响的条件下，电子既不能被原子吸入核内，也不能离开核自由运动。 过渡：那么，多电子原子的核外电子是如何绕原子核作高速运动的呢？ 一、原子核外电子的排布 1．核外电子运动特征 科学探究：根据所给的一些数据，请你总结电子运动的特征 ①核外电子的质量：9.10×10-31kg ②炮弹的速度2km/s，人造卫星7.8 km/s，宇宙飞船11 km/s；氢核外电子2.2×108m/s ③乒乓球半径：4×10-2m；原子半径：n×10-10m 结论：电子运动的特征是：电子质量，运动速度，运动空间范围。 过渡：在初中我们已经学过原子核外电子的排布规律，知道含有多个电子的原子里，电子分别在能量不同的区域内作高速运动。那么，原子核外电子是怎样绕原子核运动的呢？ 2．核外电子分层排布 自学检测：完成表2 表2 设疑：原子核外电子绕原子核分层排布有什么规律？ 3．核外电子排布的规律 思考与交流：看表3，总结原子核分层排布有什么规律 表3 稀有气体元素的原子核外电子排布 ⑴原子核外电子排布：总是从能量的电子层排起，然后由往排； ⑵各层最多能容纳的电子数目为（）； ⑶最外层最多能容纳的电子数目为8（K层为最外层时，不超过2个电子），次外层电子数目不超过18，倒数第三层不超过32个电子。 练一练： 1．请分别画出9号氟元素和15号磷元素的原子结构示意图 2．你对上述规律中“各层最多容纳电子数”是如何理解的，请举例加以说明。19号钾元素的原子结构示意图该如何画？ 问题解决：1． 2．你的理解是：

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

原子核外电子的排布

【学习目标】 1. 认识原子核外电子排布的轨道能量顺序图； 2. 学会用电子排布式、轨道表示式表示原子结构； 3. 运用能量最低原理、泡利不相容原理、洪特规则书写1~36号元素原子核外电子排布式和轨道表示式。 【学习重、难点】 能量最低原理、泡利不相容原理、洪特规则 【学习方法】自学讨论法、探究总结法 【课时安排】2课时 【教学过程】 一、鲍林近似能级图 多电子原子中各原子轨道能量的高低顺序如下规律： 1．相同电子层上原子轨道能量的高低：ns

b、角量子数l（角量子数l确定原子轨道的形状，并和主量子数n一起决定电子的能级） 角量子数l 0、 1、 2、 3 、4… 相应原子轨道 s、 p、 d、 f 、g… c、磁量子数（磁量子数m决定原子轨道在空间的取向） 磁量子数m = 0，±1，±2… 我国化学家徐光宪总结归纳出能级的相对高低与主量子数n和角量子数l的关系为： 规律：（n+0.7l）愈大则能级愈高 （n+0.7l）第一位数字相同的，能量相近，合并为同一能级组 能级组的划分是导致周期表中化学元素划分为周期的原因 [过渡]描述原子核外电子运动状态涉及电子层、原子轨道和电子自旋。 二、原子核外电子排布所遵循的原理 1．能量最低原理 _____________________________________________________________________________ _____________________________________________________________________________（原子轨道能量高低顺序见上） 2．泡利不相容原理 _____________________________________________________________________________ _____________________________________________________________________________指出：同一原子中，不可能有两个电子处于完全相同的状态。

原子核外电子排布课件

原子核外电子排布课件 教学过程 一、复习预习 本节课核外电子排布的初步知识，是在学习了第二章分子和原子的基础上进行的，核外电子排布的初步知识与原子构成，形成了原子结构理论的知识体系，本节之所以放在第三章讲述，目的为了分散知识难点，使学生的空间想象力得以充分的发挥。通过对前18号元素的核外电子排布情况的介绍。使学生了解前18号元素原子的核外电子排布规律，进一步了解元素性质与其原子结构的关系，为离子化合物，共价化合物的形成以及化合价的教学提供了理论依据。因本节课的内容抽象，学生难理解，在高中化学的学习中还会进一步讲述原子结构理论，所以本节课知识只要求学生达到了了解的水平即可。 二、知识讲解 课程引入：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千亿分之一，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?

[视频演示]：原子的构成 考点/易错点1．核外电子排布对于氢原子来说，核外只有一个电子。电子的运动状态没有固定的轨道。它在核外一定距离的空间内作高速运动。是一个球形。对于多个电子的原子里。它的电子是怎样运动的呢? [视频2]：原子核外电子的运动 结合视频2：在含有多个电子的原子里。电子的能量并不相同。能量低的。通称在离核近的区域运动。能量高的，通常在离核远的区域运动。我们将电子离核远近的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，分别叫做二，三，四，五，六，七层，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。 (1)在多个电子的原子里，因为电子的能量不同，电子在不同的电子层上运动。 (2)能量低的电子在离核近的电子层上运动;能量高的电子在离核较远的电子层运动。 1

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

教案《原子核外电子的排布》

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 ……

原子核外电子排布教学设计

一、教学目标 （一）知识与技能目标 引导学生了解原子核外电子的排布规律，使他们能画出1～18号元素的原子结构示意图；了解原子的最外层电子排布与元素的原子得、失电子能力和化合价的关系。 （二）过程与方法目标 通过对原子核外电子的排布规律问题的探讨，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。 （三）情感态度与价值观目标 培养他们的科学态度和科学精神，体验科学研究的艰辛与喜悦。 二、教学重点、难点 （一）知识上重点、难点：核外电子排布规律。 （二）方法上重点、难点：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。 三、教学过程 【引言】 首先，请同学们观看一段视频

——这是著名的α粒子散射实验，卢瑟福就是通过这个实验，提出了原子是由原子核和电子构成的核式结构模型的。视频中还介绍了原子核的体积很小，核外有着非常广阔的相对空间，电子就是在这非常“广阔”的空间里作高速的绕核运动。那么电子的绕核运动还有着哪些特征？这些运动的电子在核外又是怎样排布的？这就是本节课我们所要研究的内容。 【板书】二、核外电子排布 【讲述】同学们请看，屏幕上展示的是核外电子的运动特征，我们共同看一下。 （1）质量很小（9.109×10-31kg）。 （2）运动速度快（接近光速）。 （3）运动空间范围小（直径约10-10m）。 【过渡】根据核外电子的运动特征，请同学们充分发挥想象力，电子在核外的运动到底是一个什么样的情形？ 【设想猜测】电子在核外的运动到底是一个什么样的情形？ 【学生活动】略。 【质疑一】电子的绕核运动有没有固定的轨迹？ 【质疑二】电子的绕核运动没有固定的轨迹，是不是说电子绕核运动就没有规律？ 【讲述并投影】电子在原子核外的这个极小的空间内作高速运动，时而出现在离核远处，时而出现在离核近处，我们不能同时测定出电子在某一时刻的位置和速度，但是能从理论上统计出它在原子核外某一范围内出现的机会的多少——这就是我们将要在《物质结构与性质》选修教材中加以学习的电子云。 【过渡】同学们太伟大了！我们研究分析原子结构中电子的运动情况，用了不到10 分钟的时间，而科学家们却用去了一个多世纪！让我们踏着科学的足迹，重温这段曲折、坎坷、震撼世人的科学探索过程！ 【投影】历史回眸 1．最早提出“原子”一词的是古希腊哲学家德谟克利特，他认为万物都是由原子组成的，原子是不可分割的最小微粒。但是很可惜，由于种种原因，这一伟大的学说没有为人们所重视，被忽视了20多个世纪——这是科学界的一大憾事！ 2．直到1803年英国科学家道尔顿通过对当时化学实验的现象分析，创立了近代原子学说，第一次将原子学说从推测转变为科学概念。很长一段时间，人们都认为原子就像道尔顿说得那样，是一个小得不能再小的实心球，里面再也没有什么花样了。

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

原子核外电子排布

原子核外电子排布 1 氢H 1 2 氦He 2 3 锂Li 2 1 4 铍Be 2 2 5 硼 B 2 3 6 碳 C 2 4 7 氮 N 2 5 8 氧 O 2 6 9 氟 F 2 7 。 10 氖 Ne 2 8 11 钠 Na 2 8 1 12 镁 Mg 2 8 2 13 铝 Al 2 8 3 14 硅 Si 2 8 4 15 磷 P 2 8 5 16 硫 S 2 8 6 17 氯 Cl 2 8 7 18 氩 Ar 2 8 8 % 19 钾 K 2 8 8 1 20 钙 Ca 2 8 8 2 21 钪 Sc 2 8 9 2 22 钛 Ti 2 8 10 2 23 钒 V 2 8 11 2 24 铬 Cr 2 8 13 1 25 锰 Mn 2 8 13 2 26 铁 Fe 2 8 14 2 27 钴 Co 2 8 15 2 28 镍 Ni 2 8 16 2 29 铜 Cu 2 8 18 1 & 30 锌 Zn 2 8 18 2 31 镓 Ga 2 8 18 3 32 锗 Ge 2 8 18 4 33 砷 As 2 8 18 5 34 硒 Se 2 8 18 6 35 溴 Br 2 8 18 7 36 氪 Kr 2 8 18 8

37 铷 Rb 2 8 18 8 1 38 锶 Sr 2 8 18 8 2 39 钇 Y 2 8 18 9 2 ) 40 锆 Zr 2 8 18 10 2 41 铌 Nb 2 8 18 12 1 42 钼 Mo 2 8 18 13 1 43 锝 Tc 2 8 18 13 2 44 钌 Ru 2 8 18 15 1 45 铑 Rh 2 8 18 16 1 46 钯 Pd 2 8 18 18 47 银 Ag 2 8 18 18 1 48 镉 Cd 2 8 18 18 2 49 铟 In 2 8 18 18 3 50 锡 Sn 2 8 18 18 4 ） 51 锑 Sb 2 8 18 18 5 52 碲 Te 2 8 18 18 6 53 碘 I 2 8 18 18 7 54 氙 Xe 2 8 18 18 8 55 铯 Cs 2 8 18 18 8 1 56 钡 Ba 2 8 18 18 8 2 57 镧 La 2 8 18 18 9 2 〖镧系〗 58 铈 Ce 2 8 18 19 9 2 〖镧系〗 59 镨 Pr 2 8 18 20 9 2 〖镧系〗 60 钕 Nd 2 8 18 21 9 2 〖镧系〗 — 61 钷 Pm 2 8 18 22 9 2 〖镧系〗 62 钐 Sm 2 8 18 23 9 2 〖镧系〗 63 铕 Eu 2 8 18 24 9 2 〖镧系〗 64 钆 Gd 2 8 18 25 9 2 〖镧系〗 65 铽 Tb 2 8 18 26 9 2 〖镧系〗 66 镝 Dy 2 8 18 27 9 2 〖镧系〗 67 钬 Ho 2 8 18 28 9 2 〖镧系〗 68 铒 Er 2 8 18 29 9 2 〖镧系〗 69 铥 Tm 2 8 18 30 9 2 〖镧系〗 70 镱 Yb 2 8 18 31 9 2 〖镧系〗 71 镥 Lu 2 8 18 32 9 2 〖镧系〗 、 72 铪 Hf 2 8 18 32 10 2 73 钽 Ta 2 8 18 32 11 2 74 钨 W 2 8 18 32 12 2

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K

【教案】教案《原子核外电子的排布》

专题1 微观结构与物质的多样性 第一单元核外电子排布与周期律 §1-1-1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。 [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? [回顾]原子结构模型的演变 1.道尔顿原子结构模型： 2.汤姆逊原子结构模型: 3.卢瑟福原子有核模型 4. 玻尔原子结构模型: [讲述]电子的运动具有区别于宏观物体的几大特征:(1)质量很小(9.109×10-31kg)；(2)带负电荷；(3)运动空间范围小(直径约10-10m) ;(4)运动速度快(接近光速)。因此，电子的运动特征就与宏观物体的运动有着极大的不同一一它没有确定的轨道。 [交流与讨论2]观察1-18号元素原子结构示意图，分析原子核外排布的规律。 [归纳]按能量高低分层排布。(能量由低到高) K L M N O P Q …… 1 2 3 4 5 6 7 …… [交流与讨论3]P3 核外电子排布的规律: 1.电子是在原子核外距核由近及远、能量由低至高的不同电子层上分层排布； 2.每层最多容纳的电子数为2n2(n代表电子层数)； 3.电子一般总是尽先排在能量最低的电子层里，即最先排第一层，当第一层排满后，再排第二层，等等。 4．最外层电子数则不超过8个(第一层为最外层时,电子数不超过2个)。 [交流与讨论4]电子与原子核距离远近、能量高低有何关系？ [板书] 电子层 1 2 3 4 n 电子层符号 K L M N …… 离核距离近远 电子的能量低高 最多能容纳的电子数 2 8 18 32 2n2 【试一试】完成下表，看看谁较快。

化学,原子核外电子排布规律

原子核外电子排布规律 1、Pauli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、Hund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3 6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

原子核外电子排布规则

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。