1．了解原子结构的构造原理，知道原子核外电子的能级分布，能用电子排布式表示常见元素(1～36号)原子核外电子的排布。
2．了解能量最低原理，知道基态与激发态，知道原子核外电子在一定条件下会发生跃迁产生原子光谱。
3．了解原子核外电子的运动状态，知道电子云和原子轨道。 4．认识原子结构与元素周期系的关系，了解元素周期系的应用价值。
5．能说出元素电离能、电负性的涵义，能应用元素的电离能说明元素的某些性质。
6．从科学家探索物质构成奥秘的史实中体会科学探究的过程和方法，在抽象思维、理论分析的过程中逐步形成科学的价值观。
复习回顾
1. 原子序数：含义： （1） 原子序数与构成原子的粒子间的关系：
原子序数＝ ＝ ＝ ＝ 。
（2）
表示的意示： A B C D E
2. 元素周期表：（1）编排原则：把电子层数相同的元素，按原子序数递增的顺序从左到右
排成横行叫周期；再把不同横行中最外层电子数相同的元素，按电子层数递增的顺序有上到下排成纵行，叫族。
（2）结构： 各周期元素的种数 0族元素的原子序数 第一周期
第二周期 第三周期
第四周期 第五周期
第六周期 不完全周期 第七周期 ②族 族序数 罗马数字 用表示；主族用 A 表示；副族用 B 表示。
主族 7个
副族 7 个
第VIII 族是第8、9、10纵行 零族是第 18 纵行
罗马数字： （3）元素周期表与原子结构的关系：
短周
期
周期
（共七个）
长周
期
族
（共 18 个）
①周期序数＝电子层数②主族序数＝原子最外层电子数＝元素最高正化合价数
(4)元素族的别称：①第ⅠA族：碱金属第ⅠIA族：碱土金属②第ⅦA 族：卤族元素
③第0族：稀有气体元素
3、有关概念：
（1）质量数＝＋
（2）核素：具有一定数目的和一定数目的原子。（3）同位素：相同而不同的同一元素的原子，互称同位素。（4）同位素的性质：①同位素的化学性质几乎完全相同②在天然存在的某种元素里，无论是游离态还是化合态，各种元素所占的百分比是不变的。
（5）元素的相对原子质量：
4、判断元素金属性或非金属性的强弱的依据
5、比较微粒半径的大小
(1)同主族的元素,半径从上到下
(2)同周期:原子半径从左到右递减.如：Na Cl Cl- Na+
(3)比较Ge、P、O的半径大小
知识新授
一、能层（电子层）与能级（电子亚层）
第一、二、三、四、五、六、七……能层
符号表示 K、 L、 M、 N、 O、 P、 Q……
能量由低到高
每层所容纳的最多电子数是：2n2(n：能层的序数)
但是同一个能层的电子，能量也可能不同，还可以把它们分成能级(S、P、d、F) 能级的符号和所能容纳的最多电子数如下：
能层 K L M N O ……
能级 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f ……
最多电子数 2 2 6 2 6 10 2 6 10 14 ……
各能层电子数 2 8 18 32 50 ……
（1）每个能层中，能级符号的顺序是ns、np、nd、nf……
（2）任一能层，能级数=能层序数
（3）s、p、d、f……可容纳的电子数依次是1、3、5、7……的两倍
三、构造原理
（一）能量最低原理
根据构造原理，只要我们知道原子序数，就可以写出几乎所有元素原子的电子排布。
即电子所排的能级顺序：1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s……
钾 K 1s22s22p63s23p64s1【Ar】4s1
有少数元素的基态原子的电子排布对于构造原理有一个电子的偏差。
（二） [重点难点]泡利原理和洪特规则
一个原子轨道里最多只能容纳2个电子，而且自旋方向相反，这个原理成为泡利原理。
当电子排布在同一能级的不同轨道时，总是优先单独占据一个轨道，而且自旋方向相同，这个规则是洪特规则。
〖思考〗下列表示的是第二周期中一些原子的核外电子排布，请说出每种符号的意义及从中获得的一些信息。
〖思考〗写出24号、29号元素的电子排布式，价电子排布轨道式，阅读周期表，比较有什么不同，为什么？从元素周期表中查出铜、银、金的外围电子层排布。
它们是否符合构造原理?
洪特规则的特例：对于同一个能级，当电子排布为全充满、半充满或全空时，是比较稳定的。
[课堂练习]
1、写出17Cl（氯）、21Sc(钪)、35Br（溴）的电子排布
氯：
钪：
溴：
2、写出1—36号元素的核外电子排布式或简化核外电子排布式。
3、A、B、C、D均为主族元素，已知A原子L层上的电子数是K层的三倍；B元素的原子核
外K、L层上电子数之和等于M、N层电子数之和；C元素形成的C2＋离子与氖原子的核外电子排布完全相同，D原子核外比C原子核外多5个电子。则
（1）A元素在周期表中的位置是，B元素的原子序数为；
（2）写出C和D的单质发生反应的化学方程式。
4、用轨道表示式表示下列原子的价电子排布。
(1)N (2)Cl (3)O (4)Mg
二、电子云和原子轨道：
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。
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。
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。
三、基态与激发态
处于最低能量的原子叫做基态原子。
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。电子从较高能量的激发态跃迁到较低能量的激发态乃至基态时，将释放能量。光（辐射）是电子释放能
量的重要形式之一。
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吸收光谱或发射光谱，总称原子光谱。许多元素是通过原子光谱发现的。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。
四、元素周期表分区
区全是金属元素，非金属元素主要集中区。主族主要含区，副族主要含区，过渡元素主要含区。
〖归纳〗S区元素价电子特征排布为ｎS1~2，价电子数等于族序数。ｄ区元素价电子排布特征为（ｎ-1）d1~10ns1~2；价电子总数等于副族序数；ds区元素特征电子排布为(n-1)d10ns1~2，价电子总数等于所在的列序数；p区元素特征电子排布为ns2np1~6；价电子总数等于主族序数。原子结构与元素在周期表中的位置是有一定的关系的。
（1）原子核外电子总数决定所在周期数；周期数=最大能层数（钯除外）46Pd [Kr]4d10,
最大能层数是4，但是在第五周期。
（2）外围电子总数决定排在哪一族
如：29Cu 3d104s1 10+1=11尾数是1所以，是IB。
五、电离能
1、递变规律
2、第一电离能越小，越易失电子，金属的活泼性就越强。因此碱金属元素的第一电离能越小，金属的活泼性就越强。
3．气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量叫做第一电离能(用I1表示)，从一价气态基态正离子中再失去一个电子所需消耗的能量叫做第二电离能(用I2表示)，依次类推，可得到I3、I4、I5……同一种元素的逐级电离能的大小关系：I1 4、Be有价电子排布为2s2，是全充满结构，比较稳定，而B的价电子排布为2s22p1，、比Be不稳定，因此失去第一个电子B比Be容易，第一电离能小。镁的第一电离能比铝的大，磷的第一电离能比硫的大，为什么呢？ Mg：1s22s22p63s2 P:1s22s22p63s23p3 那是因为镁原子、磷原子最外层能级中，电子处于半满或全满状态，相对比较稳定，失电子较难。如此相同观点可以解释N的第一电离能大于O，Mg的第一电离能大于Al，Zn的第一电离能大于Ga。 5、Na的I1，比I2小很多，电离能差值很大，说明失去第一个电子比失去第二电子容易得多，所以Na容易失去一个电子形成+1价离子；Mg的I1和I2相差不多，而I2比I3小很多，所以Mg容易失去两个电子形成十2价离子；Al的I1、I2、I3相差不多，而I3比I4小很多，所以A1容易失去三个电子形成+3价离子。而电离能的突跃变化，说明核外电子是分能层排布的。 六、电负性 1、金属元素越容易失电子，对键合电子的吸引能力越小，电负性越小，其金属性越强；非金属元素越容易得电子，对键合电子的吸引能力越大，电负性越大，其非金属性越强；故可以用电负性来度量金属性与非金属性的强弱。周期表从左到右，元素的电负性逐渐变大；周期表从上到下，元素的电负性逐渐变小。电负性的大小可以作为判断元素金属性和非金属性强弱的尺度。金属的电负性一般小于1.8，非金属的电负性一般大于1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”的电负性则在1.8左右，他们既有金属性又有非金属性。 2、同周期元素从左往右，电负性逐渐增大，表明金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。同主族元素从上往下，电负性逐渐减小，表明元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。 3、对角线规则 高二化学选修3 原子结构与性质 教材分析： 一、本章教学目标 1．了解原子结构的构造原理，知道原子核外电子的能级分布，能用电子排布式表示常见元素(1～36号)原子核外电子的排布。 2．了解能量最低原理，知道基态与激发态，知道原子核外电子在一定条件下会发生跃迁产生原子光谱。 3．了解原子核外电子的运动状态，知道电子云和原子轨道。 4．认识原子结构与元素周期系的关系，了解元素周期系的应用价值。 5．能说出元素电离能、电负性的涵义，能应用元素的电离能说明元素的某些性质。 6．从科学家探索物质构成奥秘的史实中体会科学探究的过程和方法，在抽象思维、理论分析的过程中逐步形成科学的价值观。 本章知识分析： 本章是在学生已有原子结构知识的基础上，进一步深入地研究原子的结构，从构造原理和能量最低原理介绍了原子的核外电子排布以及原子光谱等，并图文并茂地描述了电子云和原子轨道；在原子结构知识的基础上，介绍了元素周期系、元素周期表及元素周期律。总之，本章按照课程标准要求比较系统而深入地介绍了原子结构与元素的性质，为后续章节内容的学习奠定基础。尽管本章内容比较抽象，是学习难点，但作为本书的第一章，教科书从内容和形式上都比较注意激发和保持学生的学习兴趣，重视培养学生的科学素养，有利于增强学生学习化学的兴趣。 通过本章的学习，学生能够比较系统地掌握原子结构的知识，在原子水平上认识物质构成的规律，并能运用原子结构知识解释一些化学现象。 注意本章不能挖得很深，属于略微展开。 相关知识回顾（必修2） 1.原子序数：含义： （1）原子序数与构成原子的粒子间的关系： 原子序数＝＝＝＝。（3） 原子组成的表示方法 a. 原子符号：A z X A z b. 原子结构示意图： c.电子式： d.符号表示的意义： A B C D E （4） 特殊结构微粒汇总： 无电子微粒无中子微粒 2e-微粒8e-微粒 10e-微粒 18e-微粒 2.元素周期表：（1）编排原则：把电子层数相同的元素，按原子序数递增的顺序从左到右排 成横行叫周期；再把不同横行中最外层电子数相同的元素，按电子层数递增的顺序有上到 下排成纵行，叫族。 （2）结构：各周期元素的种数 0族元素的原子序数 第一周期 2 2 第二周期 8 10 第三周期 8 18 第四周期 18 36 第五周期 18 54 第六周期 32 86 选修3 物质结构与性质 第一节 原子结构与性质 基础知识整合] 1．能层、能级和原子轨道 (1)轨道形状??? s 电子的原子轨道呈球形对称p 电子的原子轨道呈哑铃形 (2)s 、p 、d 、f 能级上原子轨道数目依次为1、3、5、7，其中n p x 、n p y 、n p z 三个原子轨道在三维空间相互垂直，各能级的原子轨道半径随能层数(n )的增大而增大。 (3)能量关系??????? ①相同能层上原子轨道能量的高低：n s (1)能量最低原理：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。 构造原理：原子的核外电子在填充原子轨道时，随着原子核电荷数的递增，原子核每增加一个质子，原子核外便增加一个电子，这个电子大多是按着能级的能量由低到高的顺序依次填充的，填满一个能级再填一个新能级，这种规律称为构造原理。 构造原理示意图： (2)泡利原理：在一个原子轨道里，最多只能容纳2个电子，且它们的自旋状态相反。 (3)洪特规则：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，且自旋状态相同。 注：洪特规则特例：当能量相同的原子轨道在全充满(p6、d10、f14)、半充满(p3、d5、f7)和全空(p0、d0、f0)状态时，体系的能量最低。如24Cr的基态原子电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1，而不是1s22s22p63s23p63d44s2。 4．电子的跃迁与原子光谱 (1)电子的跃迁 ①基态―→激发态： 当基态原子的电子吸收能量后，电子会从低能级跃迁到较高能级，变成激发态原子。 ②激发态―→基态： 激发态原子的电子从较高能级跃迁到较低能级时会释放出能量。 第一章原子结构与性质 一.原子结构 1、能级与能层 电子云：用小黑点的疏密来描述电子在原子核外空间出现的机会大小所得的图形叫电子云图.离核越近，电子出现的机会大，电子云密度越大；离核越远，电子出现的机会小，电子云密度越小. 电子层（能层）：根据电子的能量差异和主要运动区域的不同，核外电子分别处于不同的电子层.原子由里向外对应的电子层符号分别为K、L、M、N、O、P、Q. 原子轨道（能级即亚层）：处于同一电子层的原子核外电子，也可以在不同类型的原子轨道上运动，分别用s、p、d、f表示不同形状的轨道，s轨道呈球形、p轨道呈哑铃形 2、原子轨道 3、原子核外电子排布规律 （1）构造原理：随着核电荷数递增，大多数元素的电中性基态原子的电子按下图顺序填入核外电子运动轨道（能级），叫做构造原理。 原子核外电子的运动特征可以用电子层、原子轨道(亚层)和自旋方向来进行描述. 能级交错：由构造原理可知，电子先进入4s轨道，后进入3d轨道，这种现象叫能级交错。 （2）能量最低原理：电子先占据能量低的轨道，再依次进入能量高的轨道. （3）泡利（不相容）原理：一个轨道里最多只能容纳两个电子，且自旋方向相反（用“↑↓”表示），这个原理称为泡利原理。 （4）洪特规则：当电子排布在同一能级的不同轨道（能量相同）时，总是优先单独占据一个轨道，而且自旋方向相同，这个规则叫洪特规则。比如，p3的轨道式为，而不是。 洪特规则特例：在等价轨道的全充满（p6、d10、f14）、半充满（p3、d5、f7）、全空时(p0、d0、f0)的状态，具有较低的能量和较大的稳定性.如24Cr [Ar]3d54s1、29Cu [Ar]3d104s1。 前36号元素中，全空状态的有4Be 2s22p0、12Mg 3s23p0、20Ca 4s23d0；半充满状态的有：7N 2s22p3、15P 3s23p3、24Cr 3d54s1、25Mn 3d54s2、33As 4s24p3；全充满状态的有10Ne 2s22p6、18Ar 3s23p6、29Cu 3d104s1、30Zn 3d104s2、36Kr 4s24p6。 4、基态原子核外电子排布的表示方法 （1）电子排布式 ①用数字在能级符号的右上角表明该能级上排布的电子数，这就是电子排布式，例如K：1s22s22p63s23p64s1。 ②为了避免电子排布式书写过于繁琐，把内层电子达到稀有气体元素原子结构的部分以相应稀有气体的元素符号外加方括号表示，例如K：[Ar]4s1。 （2）电子排布图(轨道表示式) 每个方框或圆圈代表一个原子轨道，每个箭头代表一个电子。 如基态硫原子的轨道表示式为 ↑↓↑ ↑↑↑ 教案 课题：第一节原子结构（2）授课班级 课时 教学目的 知识 与 技能 1、了解原子结构的构造原理，能用构造原理认识原子的核外电子排布 2、能用电子排布式表示常见元素（1～36号）原子核外电子的排布 3、知道原子核外电子的排布遵循能量最低原理 4、知道原子的基态和激发态的涵义 5、初步知道原子核外电子的跃迁及吸收或发射光谱，了解其简单应用 过程 与 方法 复习和沿伸、动画构造原理认识核外电子排布，亲自动手书写，体会原理情感 态度 价值观 充分认识原子构造原理，培养学生的科学素养，有利于增强学生学习化学 的兴趣。 重点电子排布式、能量最低原理、基态、激发态、光谱难点电子排布式 知识结构与板书设计三、构造原理 1．构造原理：绝大多数基态原子核外电子的排布的能级顺序都遵循下列顺序：1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s…… 2、能级交错现象(从第3电子层开始)：是指电子层数较大的某些轨道的能量反低于电子层数较小的某些轨道能量的现象。 电子先填最外层的ns，后填次外层的（n-1）d，甚至填入倒数第三层的（n-2）f的规律叫做“能级交错” 3．能量最低原理：原子核外电子遵循构造原理排布时，原子的能量处于最低状态。即在基态原子里，电子优先排布在能量最低的能级里，然后排布在能量逐渐升高的能级里。 4、对于同一电子亚层(能级)(等价轨道),当电子排布为全充满、半充满或全空时,原子是比较稳定的。 5、基态原子核外电子排布可简化为：［稀有气体元素符号］+外围电子(价电子、最外层电子) 四、基态与激发态、光谱 1、基态—处于最低能量的原子。 第一章原子结构与性质 课标要求 1.了解原子核外电子的能级分布，能用电子排布式表示常见元素的（1~36号）原子核外电子的排布。了解原子核外电子的运动状态。 2.了解元素电离能的含义，并能用以说明元素的某种性质 3.了解原子核外电子在一定条件下会发生跃迁，了解其简单应用。 4.了解电负性的概念，知道元素的性质与电负性的关系。 要点精讲 一.原子结构 1.能级与能层 2.原子轨道 3.原子核外电子排布规律 ⑴构造原理：随着核电荷数递增，大多数元素的电中性基态原子的电子按右图顺序填入核外电子运动轨道（能级），叫做构造原理。 能级交错：由构造原理可知，电子先进入4s 轨道，后进入3d 轨道，这种现象叫能级交错。 说明：构造原理并不是说4s 能级比3d 能级能量低（实际上4s 能级比3d 能级能量高），而是指这样顺序填充电子可以使整个原子的能量最低。也就是说，整个原子的能量不能机械地看做是各电子所处轨道的能量之和。 （2）能量最低原理 现代物质结构理论证实，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。 构造原理和能量最低原理是从整体角度考虑原子的能量高低，而不局限于某个能级。 （3）泡利（不相容）原理：基态多电子原子中，不可能同时存在4个量子数完全相同的电子。换言之，一个轨道里最多只能容纳两个电子，且电旋方向相反（用“↑↓”表示），这个原理称为泡利（Pauli ）原理。 （4）洪特规则：当电子排布在同一能级的不同轨道（能量相同）时，总是优先单独占据一个轨道，而且自旋方向相同，这个规则叫洪特（Hund ）规则。比如，p3的轨道式为 或，而不是。 洪特规则特例：当p 、d 、f 轨道填充的电子数为全空、半充满或全充满时，原子处于较稳定的状态。即p0、d0、f0、p3、d5、f7、p6、d10、f14时，是较稳定状态。 前36号元素中，全空状态的有4Be 2s22p0、12Mg 3s23p0、20Ca 4s23d0；半充满状态的有：7N 2s22p3、15P 3s23p3、24Cr 3d54s1、25Mn 3d54s2、33As 4s24p3；全充满状态的有10Ne 2s22p6、18Ar 3s23p6、29Cu 3d104s1、30Zn 3d104s2、36Kr 4s24p6。 4. 基态原子核外电子排布的表示方法 (1)电子排布式 ①用数字在能级符号的右上角表明该能级上排布的电子数，这就是电子排布式，例如K ：1s22s22p63s23p64s1。 ②为了避免电子排布式书写过于繁琐，把内层电子达到稀有气体元素原子结构的部分以↑↓ ↑ ↓ ↓ ↓ ↑ ↑ ↑ 原子结构与性质 一 原子结构 1、原子的构成 中子N （核素） 原子核 → 质子Z （带正电荷） → 核电荷数 元素 → 元素符号 原子结构 最外层电子数决定主族元素的 电子数（Z 个） 化学性质及最高正价和族序数 体积小，运动速率高（近光速），无固定轨道 核外电子 运动特征 电子云（比喻） 小黑点的意义、小黑点密度的意义。 排布规律 → 电子层数 周期序数及原子半径 表示方法 → 原子（离子）的电子式、原子结构示意图 2、三个基本关系 （1）数量关系：质子数 = 核电荷数 = 核外电子数（原子中） （2）电性关系： ①原子中：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 或 质子数=核外电子数+电荷数 ③阴离子中：质子数<核外电子数 或 质子数=核外电子数-电荷数 （3）质量关系：质量数 = 质子数 + 中子数 二 原子核外电子排布规律 决X) (A Z 三相对原子质量 定义：以12C原子质量的1/12（约1.66×10-27kg）作为标准，其它原子的质量跟它比较所得的值。其国际单位制（SI）单位为1，符号为1（单位1一般不写） 原子质量：指原子的真实质量，也称绝对质量，是通过精密的实验测得的。 如：一个氯原子的m(35Cl)=5.81×10-26kg。 核素的相对原子质量：各核素的质量与12C的质量的1/12的比值。一种元素有几种同位素，就应有几种不同的核素的相对原子质量， 相对诸量如35Cl为34.969,37Cl为36.966。 原子比较核素的近似相对原子质量：是对核素的相对原子质量取近似整数值，数值上与该质量 核素的质量数相等。如：35Cl为35,37Cl为37。 元素的相对原子质量：是按该元素各种天然同位素原子所占的原子个数百分比算出的平均值。如：Ar(Cl)=Ar(35Cl)×a% + Ar(37Cl)×b% 元素的近似相对原子质量：用元素同位素的质量数代替同位素相对原子质量与其原子个数百 高中化学选修3第一章第一节原子结构(第1课时) 教学设计 东风高级中学杜先军 知识与技能： 1、进一步认识原子核外电子的分层排布 2、知道原子核外电子的能层分布及其能量关系 3、知道原子核外电子的能级分布及其能量关系 4、能用符号表示原子核外的不同能级，初步知道量子数的涵义 5、了解原子结构的构造原理，能用构造原理认识原子的核外电子排布 6、能用电子排布式表示常见元素（1～36号）原子核外电子的排布 方法和过程：复习和沿伸、类比和归纳、能层类比楼层，能级类比楼梯。 情感和价值观：充分认识原子结构理论发展的过程是一个逐步深入完美的过程。 教学过程： 1、原子结构理论发展 从古代希腊哲学家留基伯和德谟克利特的朴素原子说到现代量子力学模型，人类思想中的原子结构模型经过多次演变，给我们多方面的启迪。 现代大爆炸宇宙学理论认为，我们所在的宇宙诞生于一次大爆炸。大爆炸后约两小时，诞生了大量的氢、少量的氦以及极少量的锂。其后，经过或长或短的发展过程，氢、氦等发生原子核的熔合反应，分期分批地合成其他元素。 〖复习〗必修中学习的原子核外电子排布规律： 核外电子排布的尸般规律 (1)核外电子总是尽量先排布在能量较低的电子层，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)。 (2)原子核外各电子层最多容纳29’个电子。 (3)原于最外层电子数目不能超过8个(K层为最外层时不能超过2个电子 (4)次外层电子数目不能超过18个(K层为次外层时不能超过2个)，倒 数第三层电子数目不能超过32个。 说明：以上规律是互相联系的，不能孤立地理解。例如；当M层是最外层时，最多可排8个电子；当M层不是最外层时，最多可排18个电子 〖思考〗这些规律是如何归纳出来的呢？ 2、能层与能级 由必修的知识，我们已经知道多电子原子的核外电子的能量是不同的，由内而外可以分为：第一、二、三、四、五、六、七……能层 符号表示K、L、M、N、O、P、Q…… 能量由低到高 例如：钠原子有11个电子，分布在三个不同的能层上，第一层2个电子，第二层8个电子，第三层1个电子。由于原子中的电子是处在原子核的引力场中，电子总是尽可能先从内层排起，当一层充满后再填充下一层。理论研究证明，原子核外每一层所能容纳的最多电子数如下： 能层一二三四五六七…… 符号K L M N O P Q…… 最多电子数 2 8 18 32 50…… 第一章物质结构与性质教案 教材分析： 一、本章教学目标 1．了解原子结构的构造原理，知道原子核外电子的能级分布，能用电子排布式表示常见元素(1～36号)原子核外电子的排布。 2．了解能量最低原理，知道基态与激发态，知道原子核外电子在一定条件下会发生跃迁产生原子光谱。 3．了解原子核外电子的运动状态，知道电子云和原子轨道。 4．认识原子结构与元素周期系的关系，了解元素周期系的应用价值。 5．能说出元素电离能、电负性的涵义，能应用元素的电离能说明元素的某些性质。 6．从科学家探索物质构成奥秘的史实中体会科学探究的过程和方法，在抽象思维、理论分析的过程中逐步形成科学的价值观。 本章知识分析： 本章是在学生已有原子结构知识的基础上，进一步深入地研究原子的结构，从构造原理和能量最低原理介绍了原子的核外电子排布以及原子光谱等，并图文并茂地描述了电子云和原子轨道；在原子结构知识的基础上，介绍了元素周期系、元素周期表及元素周期律。总之，本章按照课程标准要求比较系统而深入地介绍了原子结构与元素的性质，为后续章节内容的学习奠定基础。尽管本章内容比较抽象，是学习难点，但作为本书的第一章，教科书从内容和形式上都比较注意激发和保持学生的学习兴趣，重视培养学生的科学素养，有利于增强学生学习化学的兴趣。 通过本章的学习，学生能够比较系统地掌握原子结构的知识，在原子水平上认识物质构成的规律，并能运用原子结构知识解释一些化学现象。 注意本章不能挖得很深，属于略微展开。 第一节原子结构 第一课时 知识与技能： 1、进一步认识原子核外电子的分层排布 2、知道原子核外电子的能层分布及其能量关系 3、知道原子核外电子的能级分布及其能量关系 4、能用符号表示原子核外的不同能级，初步知道量子数的涵义 5、了解原子结构的构造原理，能用构造原理认识原子的核外电子排布 6、能用电子排布式表示常见元素（1～36号）原子核外电子的排布 方法和过程： 复习和沿伸、类比和归纳、能层类比楼层，能级类比楼梯。 情感和价值观：充分认识原子结构理论发展的过程是一个逐步深入完美的过程。 教学过程： 1、原子结构理论发展 从古代希腊哲学家留基伯和德谟克利特的朴素原子说到现代量子力学模型，人类思想中的原子结构模型经过多次演变，给我们多方面的启迪。 现代大爆炸宇宙学理论认为，我们所在的宇宙诞生于一次大爆炸。大爆炸后约两小时，诞生了大量的氢、少量的氦以及极少量的锂。其后，经过或长或短的发展过程，氢、氦等发生原子核的熔合反应，分期分批地合成其他元素。 〖复习〗必修中学习的原子核外电子排布规律： 原子结构 【学海导航】 一、能层与能级 对多电子原子的核外电子，按能量的差异将其分成不同的能层(n)；各能层最多容纳的电子数为2n2。对于同一能层里能量不同的电子，将其分成不同的能级(l)；能级类型的种类数与能层数相对应；同一能层里，能级的能量按s、p、d、f的顺序升高，即E(s)＜E(p)＜E(d)＜E(f)。 1．电子云：电子在原子核外出现的概率密度分布。电子云是核外电子运动状态的形象化描述。 2．原子轨道：不同能级上的电子出现概率约为90%的电子云空间轮廓图。s电子的原子轨道呈球形对称，ns能级各有1个原子轨道；p电子的原子轨道呈纺锤形，np能级各有3个原子轨道，相互垂直（用px、py、pz表示）；nd能级各有5个原子轨道；nf能级各有7个原子轨道。 三、核外电子排布规律 1．构造原理：绝大多数基态原子核外电子的排布都遵循下列顺序： 1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p、5s、4d、5p、6s、4f…… 构造原理揭示了原子核外电子的能级分布。从中可以看出，不同能层的能级有交错现象，如E(3d)＞E(4s)、E(4d)＞E(5s)、E(5d)＞E(6s)、E(6d)＞E(7s)、E(4f)＞E(5p)、E(4f)＞E(6s)等。 构造原理是书写基态原子电子排布式的依据，也是绘制基态原子电子排布图（即轨道表示式）的主要依据之一。 2．能量最低原理：原子核外电子遵循构造原理排布时，原子的能量处于最低状态。即在基态原子里，电子优先排布在能量最低的能级里，然后排布在能量逐渐升高的能级里。 3．泡利原理：每个原子轨道里最多只能容纳2个自旋方向相反的电子。 4．洪特规则：电子排布在同一能级的各个轨道时，优先占据不同的轨道，且自旋方向相同。 四、基态、激发态、光谱 1．基态：最低能量状态。如处于最低能量状态的原子称为基态原子。 2．激发态：较高能量状态（相对基态而言）。如基态原子的电子吸收能量后，电子跃迁至较高能级成为激发态原子。 3．光谱：不同元素的原子发生跃迁时会吸收（基态→激发态）和放出（基态→激发态）能量，产生不同的光谱——原子光谱（吸收光谱和发射光谱）。利用光谱分析可以发现新元素或利用特征谱线鉴定元素。 【例题解析】 例1 下列有关电子云和原子轨道的说法正确的是（） A．原子核外的电子象云雾一样笼罩在原子核周围，故称电子云 选修三第一章第1节原子结构第三课时 作者: 日期: 第一节原子结构 第3课时 【学习目标】 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 【学习过程】 【课前预习】 1. 电子云： ____________________________________________ 。电子云是核外电子运动状态的形 象化描述。 2. 原子轨道：_________________________________________ 。s电子的原子轨道都是___________ 形的，p电子的原子轨道都是___________ 形的，每个p能级有3个原子轨道，他们相互垂直，分别以 表示。 3. 当电子排布在同一能级的不同轨道时，总是优先 单独占据一个轨道，而且自旋 方向相同，这个规则被称为 _____________________ 。 【知识梳理】 【练习】理论研究证明，在多电子原子中，电子的排布分成不同的能层，同一能层的电子，还可以分成不同的能级。能层和能级的符号及所能容纳的最多电子数如下： (1)根据 __________ 的不同，原子核外电子可以分成不同的能层，每个能层上所能排布的最多 电子数为—，除K层外，其他能层作最外层时，最多只能有_电子。 (2)从上表中可以发现许多的规律，如s能级上只能容纳2个电子，每个能层上的能级 数与_________________ 相等。请再写出一个规律 _______________________________________________ 。 五、电子云和原子轨道： (1)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。 电子云： 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、F Z 原子结构说课稿 各位评委老师：大家上午好 我是来自虞城高中的化学老师，我叫李杰松。 一、教材分析 1，教材简介 本节选自高中化学选修三《物质结构与性质》的第一章原子结构与性质。本节共包含六大内容：原子的诞生，能层与能级，构造原理和电子排布式，能量最低原理、基态与激发态、光谱，电子云与原子轨道，泡利原理和洪特规则。本节共分三课时，我今天主要讲解的是第一课时：原子的诞生、能层和能级、构造原理和电子排布式。 2，学情分析 本节是在学生已有原子结构的基础上，进一步更深入的研究原子结构，因而学生有一定的理论基础。我们在学习新课时，一定要注意与必修二中物质结构与元素周期系的联系，注意把学生已有的知识应用到新知识中来。 新课从内容到形式都比较注意激发和保持学生的兴趣，重视培养学生的科学素养，有利于增强学生学习化学的兴趣。 3，教材的地位与作用 本节教材内容属于物质结构理论的范畴，而物质结构不仅是本书的重点，也是整个中学化学教材的重点。通过本节教材的学习，学生能够系统地掌握原子结构的知识，并且在原子的水平上认识物质构成的规律，并能运用原子结构的知识解释一些生活中长见得化学现象。 4，教学目标 知识目标 ? 师生互动由必修二知识引入能层和能级 ? 和学生一起了解原子结构的构造原理，认识能级交错现象。 ? 通过练习教师解说让学生总结出基态原子的电子排布式，能自己动手写出1-----36号原子 核外电子排布式。 ? 引导学生了解原子的简化排布式 情感目标：发现生产、生活中有趣的化学问题，激发学习化学的兴趣。 5，教学重点和难点 ? 对能层和能级的认识 ? 构造原理和基态原子核外电子排布式 二、教学方法 1，情境激学， 根据本节特点和理论基础，可采用教师创设问题情景，引发学生的学习兴趣，调动学生内在学习动力，促使学生主动的学习，从而知识由旧------新联系起来。 2，目标导学 明确学习目标，使学生有方向，有的放矢，促使学生积极的探索发现。 ,3，多媒体教学 本节教学是微观粒子的结构和理论，许多知识比较抽象，可采用多媒体教学。用电脑动画把抽象的东西形象化。 这些方法都立足于调动学生的学习积极性，使要我学变成我要学，真正成为学习过程中的主体。 三、教学过程 1，复习回顾必修二相关知识创设问题情境，激发学生学习兴趣。 第一章 原子结构与性质 相关知识回顾（必修2） 1. 原子序数：含义： （1） 原子序数与构成原子的粒子间的关系： 原子序数＝ ＝ ＝ ＝ 。 （2）原子组成的表示方法 a. 原子符号： A z X A z b. 原子结构示意图： c.电子式： d.符号 表示的意义： A B C D E （3）特殊结构微粒汇总： 无电子微粒 无中子微粒 2e-微粒 8e-微粒 10e-微粒 18e-微粒 2. 元素周期表：（1）编排原则：把电子层数相同的元素，按原子序数递增的顺 序从左到右排成横行叫周期；再把不同横行中最外层电子数相同的元素，按 电子层数递增的顺序有上到下排成纵行，叫族。 （2）结构： 各周期元素的种数 0族元素的原子序数 第一周期 第二周期 第三周期 第四周期 第五周期 第六周期 不完全周期 第七周期 ②族 族序数用 罗马数字 表示；主族用 表示；副族用 表示。 短周期 ①周期 （共 个） 短周期 副族个 第VIII族是第纵行 零族是第纵行 阿拉伯数字：1 2 3 4 5 6 7 8 罗马数字： （3）元素周期表与原子结构的关系： ①周期序数＝②主族序数＝＝ (4)元素族的别称：①第ⅠA族：第ⅠIA族：碱土金属 ②第ⅦA 族：③第0族：稀有气体元素 3、有关概念： （1）质量数： （2）质量数（）＝（）＋（） （3）元素：具有相同的原子的总称。 （4）核素：具有一定数目的和一定数目的 原子。 （5）同位素：相同而不同的同一元素的原子，互称 同位素。 （6）同位素的性质：①同位素的化学性质几乎完全相同②在天然存在的某种 元素里，无论是游离态还是化合态，各种元素所占的百分比是不变的。 （7）元素的相对原子质量： a、某种核素的相对原子质量＝ b、元素的相对原子质量＝ 练习：用A质子数B中子数C核外电子数D最外层电子数E电子层数填下列空格。 ①原子种类由决定②元素种类由决定 ③元素有无同位素由决定④同位素相对原子质量由决定 ⑤元素原子半径由决定⑥元素的化合价由决定 山东省单县职高2013-2014年高中化学 1.1原子结构（第2课时） 教案新人教版选修3 知识与技能： 1、了解原子结构的构造原理，能用构造原理认识原子的核外电子排布 2、能用电子排布式表示常见元素（1～36号）原子核外电子的排布 3、知道原子核外电子的排布遵循能量最低原理 4、知道原子的基态和激发态的涵义 5、初步知道原子核外电子的跃迁及吸收或发射光谱，了解其简单应用 教学过程： 〖课前练习〗1、理论研究证明，在多电子原子中，电子的排布分成不同的能层，同一能层的电子，还可以分成不同的能级。能层和能级的符号及所能容纳的最多电子数如下： (1)根据的不同，原子核外电子可以分成不同的能层，每个能层上所能排布的最多电子数为， 除K层外，其他能层作最外层时，最多只能有电子。 （2）从上表中可以发现许多的规律，如s能级上只能容纳2个电子，每个能层上的能级数与相等。请再写出一个规律。 2、A、B、C、D均为主族元素，已知A原子L层上的电子数是K层的三倍；B元素的原子核 外K、L层上电子数之和等于M、N层电子数之和；C元素形成的C2＋离子与氖原子的核外电子排布完全相同，D原子核外比C原子核外多5个电子。则 （1）A元素在周期表中的位置是，B元素的原子序数为； （2）写出C和D的单质发生反应的化学方程式。 〖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？ 4、电子云和原子轨道： (1)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。 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。 s电子的原子轨道都是球形的(原子核位于球心)，能层序数，2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。 (2) [重点难点]泡利原理和洪特规则 量子力学告诉我们：ns能级各有一个轨道，np能级各有3个轨道，nd能级各有5个轨道，nf能级各有7个轨道.而每个轨道里最多能容纳2个电子，通常称为电子对，用方向相反的箭头“↑↓”来表示。 一个原子轨道里最多只能容纳2个电子，而且自旋方向相反，这个原理成为泡利原理。 推理各电子层的轨道数和容纳的电子数。 当电子排布在同一能级的不同轨道时，总是优先单独占据一个轨道，而且自旋方向相同，这个规则是洪特规则。 〖练习〗写出5、6、7、8、9号元素核外电子排布轨道式。并记住各主族元素最外层电子排布轨道式的特点：(成对电子对的数目、未成对电子数和它占据的轨道。 〖思考〗下列表示的是第二周期中一些原子的核外电子排布，请说出每种符号的意义及从中获得的一些信息。 1．了解原子结构的构造原理，知道原子核外电子的能级分布，能用电子排布式表示常见元素(1～36号)原子核外电子的排布。 2．了解能量最低原理，知道基态与激发态，知道原子核外电子在一定条件下会发生跃迁产生原子光谱。 3．了解原子核外电子的运动状态，知道电子云和原子轨道。 4．认识原子结构与元素周期系的关系，了解元素周期系的应用价值。 5．能说出元素电离能、电负性的涵义，能应用元素的电离能说明元素的某些性质。 6．从科学家探索物质构成奥秘的史实中体会科学探究的过程和方法，在抽象思维、理论分析的过程中逐步形成科学的价值观。 复习回顾 1. 原子序数：含义： （1） 原子序数与构成原子的粒子间的关系： 原子序数＝ ＝ ＝ ＝ 。 （2） 表示的意示： A B C D E 2. 元素周期表：（1）编排原则：把电子层数相同的元素，按原子序数递增的顺序从左到右 排成横行叫周期；再把不同横行中最外层电子数相同的元素，按电子层数递增的顺序有上到下排成纵行，叫族。 （2）结构： 各周期元素的种数 0族元素的原子序数 第一周期 第二周期 第三周期 第四周期 第五周期 第六周期 不完全周期 第七周期 ②族 族序数 罗马数字 用表示；主族用 A 表示；副族用 B 表示。 主族 7个 副族 7 个 第VIII 族是第8、9、10纵行 零族是第 18 纵行 阿拉伯数字：1 2 3 4 5 6 7 8 罗马数字： （3）元素周期表与原子结构的关系： 短周 期 周期 （共七个） 长周 期 族 （共 18 个） ①周期序数＝电子层数②主族序数＝原子最外层电子数＝元素最高正化合价数 (4)元素族的别称：①第ⅠA族：碱金属第ⅠIA族：碱土金属②第ⅦA 族：卤族元素 ③第0族：稀有气体元素 3、有关概念： （1）质量数＝＋ （2）核素：具有一定数目的和一定数目的原子。（3）同位素：相同而不同的同一元素的原子，互称同位素。（4）同位素的性质：①同位素的化学性质几乎完全相同②在天然存在的某种元素里，无论是游离态还是化合态，各种元素所占的百分比是不变的。 （5）元素的相对原子质量： 4、判断元素金属性或非金属性的强弱的依据 金属性强弱非金属性强弱 1、最高价氧化物对应水化物碱性强弱最高价氧化物对应水化物酸性强弱 2、与水或酸反应，置换出H的易难与H2化合的难易及气态氢化物的稳定性 3、活泼金属能从盐溶液中置换出不活 泼金属活泼非金属单质能置换出较不活泼非金属单质 5、比较微粒半径的大小 (1)同主族的元素,半径从上到下 (2)同周期:原子半径从左到右递减.如：Na Cl Cl- Na+ (3)比较Ge、P、O的半径大小 知识新授 一、能层（电子层）与能级（电子亚层） 第一、二、三、四、五、六、七……能层 符号表示 K、 L、 M、 N、 O、 P、 Q…… 能量由低到高 每层所容纳的最多电子数是：2n2(n：能层的序数) 但是同一个能层的电子，能量也可能不同，还可以把它们分成能级(S、P、d、F) 能级的符号和所能容纳的最多电子数如下： 能层 K L M N O …… 能级 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f …… 最多电子数 2 2 6 2 6 10 2 6 10 14 …… 各能层电子数 2 8 18 32 50 …… （1）每个能层中，能级符号的顺序是ns、np、nd、nf…… 高二化学选修3 物质结构与性质 第一章物质结构与性质教案 第一节原子结构：(第一课时) 教学目标 知识与技能： 1、进一步认识原子核外电子的分层排布 2、知道原子核外电子的能层分布及其能量关系 3、知道原子核外电子的能级分布及其能量关系 4、能用符号表示原子核外的不同能级，初步知道量子数的涵义 5、了解原子结构的构造原理，能用构造原理认识原子的核外电子排布 6、能用电子排布式表示常见元素（1～36号）原子核外电子的排布 方法和过程：复习和沿伸、类比和归纳、能层类比楼层，能级类比楼梯。 情感和价值观：充分认识原子结构理论发展的过程是一个逐步深入完美的过程。 课前预习： 1、对多电子原子的核外电子，按能量的差异将其分成不同的；各能层最多容纳的电子数为。对于同一能层里能量不同的电子，将其分成不同的；能级类型的种类数与能层数相对应；同一能层里，能级的能量按的顺序升高，即E（s）＜E（p）＜E（d）＜E（f）。 2、在同一个原子中，离核越近，n越小的电子层能量。同一电子层中，各能级的能量按s、p、d、 f、……的次序 学习过程 1、原子结构理论发展 〖复习〗原子核外电子排布规律： 说明：以上规律是互相联系的，不能孤立地理解。例如；当M层是最外层时，最多可排8个电子；当M层不是最外层时，最多可排18个电子 〖思考〗这些规律是如何归纳出来的呢？ 2、能层与能级 理论研究证明，原子核外每一层所能容纳的最多电子数如下： 能层一二三四五六七…… 符号 K L M N O P Q…… 最多电子数 2 8 18 32 50…… 能级的符号和所能容纳的最多电子数如下： 能层 K L M N O …… 能级 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f …… 物理选修3---5第十八章：原子结构知识点汇总 （训练版） 知识点一、电子的发现和汤姆生的原子模型： 1、电子的发现： 1897年英国物理学家汤姆生， 对阴极射线进行了一系列的研究，从而发现了电子。电子的发现表明：原子存在精细结构，从而打破了原子不可再分的观念。 2、汤姆生的原子模型： 1903年汤姆生设想原子是一个带电小球，它的正电荷均匀分布在整个球体，而带负电的电子镶嵌在正电荷中。这就是汤姆生的枣糕式原子模型。 知识点二、α粒子散射实验和原子核结构模型 1、α粒子散射实验：1909年，卢瑟福及助手盖革手吗斯顿完成 ①实验装置的组成：放射源、金箔、荧光屏 ②实验现象： a. 绝大多数α粒子穿过金箔后，仍沿原来方向运动， 不发生偏转。 b. 有少数α粒子发生较大角度的偏转 c. 有极少数α粒子的偏转角超过了90度，有的几乎 1 达到180度，即被反向弹回。 2、原子的核式结构模型： 由于α粒子的质量是电子质量的七千多倍，所以电子不会使α粒子运动方向发生明显的改变，只有原子中的正电荷才有可能对α粒子的运动产生明显的影响。如果正电荷在原子中的分布，像汤姆生模型那模均匀分布，穿过金箔的α粒了所受正电荷的作用力在各方向平衡，α粒了运动将不发生明显改变。散射实验现象证明，原子中正电荷不是均匀分布在原子中的。 1911年，卢瑟福通过对α粒子散射实验的分析计算提出原子核式结构模型：在原子中心存在一个很小的核，称为原子核，原子核集中了原子所有正电荷和几乎全部的质 量，带负电荷的电子在核外空间绕核旋转。原子核半径小于1014-m,原子轨道半径约1010-m。 3、卢瑟福对实验结果的解释 电子对α粒子的作用忽略不计。 因为原子核很小，大部分α粒子穿过原子时离原子核很远，受到较小的库仑斥力，运动几乎不改变方向。 极少数α粒子穿过原子时离原子核很近，因此受到很强的库仑斥力，发生大角度散射。 4、核式结构的不足 认为原子寿命的极短；认为原子发射的光谱应该是连续的。 知识点三、氢原子光谱 1、光谱的种类： （1）发射光谱：物质发光直接产生的光谱。炽热的固体、液体及高温高压气体发光产生连续光谱；稀薄气体发光产生线状谱（明线光谱），比如霓虹灯发光光谱就是线状光谱。不同元素的线状谱线不同，又称特征谱线。 （2）吸收光谱：连续谱线中某些频率的光被稀薄气体吸收后产生的光谱，元素能发射出何种频率的光，就相应能吸收何种频率的光。因此吸收光谱也可作元素的特征谱线。吸收光谱主要研究太谱。 2、氢原子的光谱是线状的（这些亮线称为原子的特征谱线），即辐射波长是分立的。 选修3-原子结构与性质-教案 1．了解原子结构的构造原理，知道原子核外电子的能级分布，能用电子排布式表示常见元素(1～36号)原子核外电子的排布。 2．了解能量最低原理，知道基态与激发态，知道原子核外电子在一定条件下会发生跃迁产生原子光谱。 3．了解原子核外电子的运动状态，知道电子云和原子轨道。 4．认识原子结构与元素周期系的关系，了解元素周期系的应用价值。 5．能说出元素电离能、电负性的涵义，能应用元素的电离能说明元素的某些性质。 6．从科学家探索物质构成奥秘的史实中体会科学探究的过程和方法，在抽象思维、理论分析的过程中逐步形成科学的价值观。 复习回顾 1.原子序数：含义： （1）原子序数与构成原子的粒子间的关系：原子序数＝＝＝＝。 （2） 表示的意示： A B C D E 2. 元素周期表：（1）编排原则：把电子层数相同的元素，按原子序数递增的顺序从左到右排成 横行叫周期；再把不同横行中最外层电子数相 同的元素，按电子层数递增的顺序有上到下排 成纵行，叫族。 （2）结构： 各周期元素的种数 0族元素的原子序数 第一周期 第二周期 第三周期 第四周期 第五周期 第六周期 不完全周期 第七周期 ②族 族序数 罗马数字 用表示；主族用 A 表示；副族用 B 表示。 主族 7个 副族 7 个 第VIII 族是第8、9、10纵行 短 周期 （共 长族 （共 18 零族是第 18 纵行 阿拉伯数字：1 2 3 4 5 6 7 8 罗马数字： （3）元素周期表与原子结构的关系： ①周期序数＝电子层数②主族序数＝原 子最外层电子数＝元素最高正化合价数 (4)元素族的别称：①第ⅠA族：碱金属第Ⅰ IA族：碱土金属②第ⅦA 族：卤族元素 ③第0族：稀有气体元素 3、有关概念： （1）质量数＝＋ （2）核素：具有一定数目的和一定数目的原子。（3）同位素：相同而不同的同一元素的原子，互称同位素。（4）同位素的性质：①同位素的化学性质几乎完全相同②在天然存在的某种元素里， 无论是游离态还是化合态，各种元素所 占的百分比是不变的。 （5）元素的相对原子质量： 重点高中化学选修三原子结构与性质 ————————————————————————————————作者：————————————————————————————————日期： 原子结构与性质. 一. 原子结构 核电荷数（z）=核内质子数=核外电子数 质量数（A） = 质子数（Z） + 中子数（N） 二．核外电子排布的一般规律 (1)核外电子总是尽量先排布在能量较低的电子层，然后由里向外，依次排布在能量逐步升高的电子层。 (2)原子核外各电子层最多容纳2n2个电子。 (3)原于最外层电子数目不能超过8个(K层为最外层时不能超过2个电子)。 (4)次外层电子数目不能超过18个(K层为次外层时不能超过2个)，倒数第三层电子数目不能超过32个。 三、能层（电子层）、能级的含义. 1、能层（电子层）：在多电子的原子核外电子的能量是不同的，按电子的能量差异，可以将核外电子分成不同的能层.原子由里向外对应的电子层符号分别为K、L、M、N、O、P、Q. 第一、二、三、四、五、六、七……能层 符号表示 K、 L、 M、 N、 O、 P、 Q…… 能量由低到高 同一个能层的电子，能量也可能不同，还可以把它们分成能级(S、P、d、F)，就好比能层是楼层，能级是楼梯的阶级。各能层上的不同能级所具有的能量也是不一样的。 2、能级（即亚层）：在多电子原子中，同一能层的电子，能量可以不同，还可以把它们分成能级。处于同一电子层的原子核外电子，也可以在不同类型的原子轨道上运动，分别用s、p、d、f表示不同形状的轨道，s轨道呈球形、p轨道呈纺锤形，d轨道和f轨道较复杂. 能层(n) 一二三四五六七符号K L M N O P Q 能级(l) 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s ……… 最多电子数2 2 6 2 6 10 2 6 10 14 2 ……… 2 8 18 32 ……2n2 有关能级的五条基本规律 1、每个能层中，能级符号的顺序是ns、np、nd、nf……（n为能层序数） 2、任一能层的能级总的从s能级开始，而且能级数等于该能层序数。 第一章原子结构与性质 令狐采学 一.原子结构 1、能级与能层 电子云：用小黑点的疏密来描述电子在原子核外空间出现的机会大小所得的图形叫电子云图.离核越近，电子出现的机会大，电子云密度越大；离核越远，电子出现的机会小，电子云密度越小. 电子层（能层）：根据电子的能量差异和主要运动区域的不同，核外电子分别处于不同的电子层.原子由里向外对应的电子层符号分别为K、L、M、N、O、P、Q. 原子轨道（能级即亚层）：处于同一电子层的原子核外电子，也可以在不同类型的原子轨道上运动，分别用s、p、d、f表示不同形状的轨道，s轨道呈球形、p轨道呈哑铃形 2、原子轨道 3、原子核外电子排布规律 （1）构造原理：随着核电荷数递增，大多数元素的电中性基态原子的电子按下图顺序填入核外电子运动轨道（能级），叫做构造原理。 原子核外电子的运动特征可以用电子层、原子轨道(亚层)和自旋方向来进行描述. 能级交错：由构造原理可知，电子先进入4s轨道，后进入3d轨道，这种现象叫能级交错。 （2）能量最低原理：电子先占据能量低的轨道，再依次进入能量高的轨道. （3）泡利（不相容）原理：一个轨道里最多只能容纳两个电子，且自旋方向相反（用“↑↓”表示），这个原理称为泡利原理。（4）洪特规则：当电子排布在同一能级的不同轨道（能量相同）时，总是优先单独占据一个轨道，而且自旋方向相同，这个规 则叫洪特规则。比如，p3 洪特规则特例：在等价轨道的全充满（p6、d10、f14）、半充满（p3、d5、f7）、全空时(p0、d0、f0)的状态，具有较低的能量和较大的稳定性.如24Cr [Ar]3d54s1、29Cu [Ar]3d104s1。 前36号元素中，全空状态的有4Be 2s22p0、12Mg 3s23p0、20Ca 4s23d0；半充满状态的有：7N 2s22p3、15P 3s23p3、24Cr 3d54s1、25Mn 3d54s2、33As 4s24p3；全充满状态的有10Ne 2s22p6、18Ar 3s23p6、29Cu 3d104s1、30Zn 3d104s2、36Kr 4s24p6。 4、基态原子核外电子排布的表示方法 （1）电子排布式 ①用数字在能级符号的右上角表明该能级上排布的电子数，这就是电子排布式，例如K：1s22s22p63s23p64s1。 ②为了避免电子排布式书写过于繁琐，把内层电子达到稀高二化学选修3 原子结构与性质
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