教学设计5：1.2.1 原子核外电子的排布

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文案大全 原子核外电子排布规律

①能量最低原理:电子层划分为K

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、NH3、NH4、O

2、OHH2O、H3OFHF、Ne、NaMg2、Al3等。

②18电子粒子：SiH4、P3、PH3、S2、HSH2S、ClHCl、Ar、KCa2、PH4等。 特殊情况：F2、H2O2、C2H6、CH3OH

③核外电子总数及质子总数均相同的阳离子有：NaNH4、实用文档

文案大全 H3OFOHNH2；

HSCl

前18号元素原子结构的特殊性： （1）原子核中无中子的原子：11H

（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）

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

一、教学目标与教学设计的核心问题

在化学1的基础上，学生已对原子结构、核外电子排布及元素的金属性和非金属性有所了解。本单元则较为系统地学习核外电子排布与周期律的重要原理和规律。本教案侧重引导学生，在学习相关知识的同时，让学生理解：

(1).科学家得出元素周期律所用的思维方式与方法。重点有归纳与演绎。

(2).利用原子结构更好的学习元素周期律与元素周期表。

(3).利用元素周期表的典型应用示例，认识科学理论的应用价值。

二、教学目标

1.知识与技能：

(1).了解1-18号元素核外电子排布及相应的规律，并能用原子结构示意图表示上述元素的核外电排布。

(2).认识元素周期律，了解核外电排布与元素金属性、非金属性、化合价、原子半径的周期性变化。

(3).了解周期表的基本结构，了解主族元素在周期表中的位置与其原子结构及性质之间的关系。知道同周期、同主族元素性质的变化趋势及规律。

2.过程与方法：

(1).利用原子半径的周期性变化、钠镁铝的活泼性顺序、氢化物的热稳定性变化趋势、同周期元素化合价上升等，学习归纳思维方法。

(2).利用元素周期表的应用学习演绎思维方法。

3.情感态度与价值观

利用元素周期表及元素周期律发现简史，学习科学研究中的去伪存真，培养学生的创新意识。

4.教学重点：

(1).1-18号元素核外电子排布。

(2).元素周期律。

(3).元素周期表的基本结构。

5.教学难点：

元素周期律

三、教学过程

[板书] [第一课时 原子核外电子的排布]

[问题情景]

画出1-18号所有元素的原子结构示意图。

[问题与探究]

按某些共同特征，将上述18种元素分组，说明你分组的依据及优势（注意：不能与图1-2重复）

例如：可以按核外电子偶数分组，可以按单质状态分组。

[小结]

科学理论来自于客观事实。但科学理论在被证实之前，会有很多瑕疵，从简单到复杂，是所有科学理论的发展路线。

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】

考点梳理（三年9考）

1.了解原子构成。了解原子序数、核电荷数、质子数、中子数、核外电子数以及它们之间的相互关系。

2.了解元素、核素和同位素的含义，了解原子结构示意图的表示方法。

3.了解核外电子排布。

【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

元素 核素 同位素

概念 具有相同核电荷数(质子数)的同一类原子的总称 具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子 质子数相同而中子数不同的同一元素的原子或同一元素的不同核素

范围 宏观概念，对同一类原子而言，既有游离态又有化合态 微观概念，对某种元素的一种原子而言 微观概念，对某种元素的原子而言。因同位素的存在而使原子种类多于元素种类

特性 主要通过形成的单质或化合物来体现 不同的核素可能质子数相同，或中子数相同，或质量数相同，或各类数均不相同 同位素质量数不同，化学性质相同；天然同位素所占原子百分比一般不变；同位素构成的化合物如H2O、D2O、T2O，物理性质不同但化学性质相同

实例 H、O 11H、21H、147N、146C、2412Mg 11H、21H、31H为氢元素的同位素

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

原子的电子层排布

电子的排布规律

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个(n代表电子层数)。

3、最外层电子数不超过8个(第一层不超过2个)，次外层不超过18个，倒数第三层不超过32个。

4、电子一般总是尽先排在能量最低的电子层里，即先排第一层，当第一层排满后，再排第二层，第二层排满后，再排第三层。

电子云是电子在原子核外空间概率密度分布的形象描述，电子在原子核外空间的某区域内出现，好像带负电荷的云笼罩在原子核的周围，人们形象地称它为“电子云”。它是1926年奥地利学者薛定谔在德布罗伊关系式的基础上，对电子的运动做了适当的数学处理，提出了二阶偏微分的的著名的薛定谔方程式。这个方程式的解，如果用三维坐标以图形表示的话，就是电子云。 电的速度虽然很快，仅次于光速，但是在没有形成电路之前，一个电子走完1米长的导线大约要1小时长，比蜗牛还慢！

核外电子的分层排布规律：

1、第一层不超过2个，第二层不超过8个；

2、最外层不超过8个。每层最多容纳电子数为2n2个(n代表电子层数)，即第一层不超过2个，第二层不超过8个，第三层不超过18个；

3、最外层电子数不超过8个(只有1个电子层时，最多可容纳2个电子)。

4、最低能量原理：电子尽可能地先占有能量低的轨道，然后进入能量高的轨道，使整个原子的能量处于最低状态。

5、泡利原理：每个原子轨道里最多只能容纳2个电子，且自旋状态相反。

6、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。