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 …… 1 2 3 4 5 6 7 ……
原子核外电子排布的周期性
1. 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： 周期 各周期元素的种数 0族元素的原子序数
不完全周期
②族 族序数用 表示；主族用 表示；副族用 表示。
主族 个
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：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
2、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
3、比较微粒半径的大小
（1）核电荷数相同的微粒，电子数越多，则半径越 短周期
①周期
（共七个）
长周期
族
（共 个） 如: H+ H H-; Fe Fe2+ Fe3+； Na+ Na; Cl Cl-
原子核外电子排布原理及化学答题规范技巧
1．能层、能级与原子轨道
(1)能层( n )：在多电子原子中，核外电子的能量是不同的，按照电子的能量差异将其分成不同能层。通常用K、L、M、N……表示，能量依次升高。
(2)能级：同一能层里电子的能量也可能不同，又将其分成不同的能级，通常用s、p、d、f等表示，同一能层里，各能级的能量按s、p、d、f的顺序依次升高，即： E (s)< E (p)< E (d)< E (f)。
(3)原子轨道：电子云轮廓图给出了电子在核外经常出现的区域。这种电子云轮廓图称为原子轨道。
【特别提示】
(1) 任一能层的能级总是从s 能级开始，而且能级数等于该能层序数。
(2) 以s 、p 、d 、f ……排序的各能级可容纳的最多电子数依次为1 、3 、5 、7 ……的二倍。(3) 构造原理中存在着能级交错现象。 由于能级交错，
3d 轨道的能量比 4s 轨道的能量高，排电子时先排 4s 轨道再排 3d 轨道，而失电子时，却先失 4s 轨道上的电子。
(4)前四周期的能级排布(1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p)。第一能层(K)，只有s能级；第二能层(L)，有s、p两种能级，p能级上有三个原子轨道px 、py 、pz ，它们具有相同的能量；第三能层(M)，有s、p、d三种能级。
(5)当出现d轨道时，虽然电子按ns，(n－1)d，np顺序填充，但在书写电子排布式时，仍把(n－1)d放在ns前。 (6)在书写简化的电子排布式时，并不是所有的都是[X]＋价电子排布式(注：X代表上一周期稀有气体元素符号)。
2．基态原子的核外电子排布
(1)能量最低原理
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。如图为构造原理示意图，即基态原子核外电子在原子轨道上的排布顺序图。
注意：所有电子排布规则都需要满足能量最低原理。
(2)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。
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、OH、H2O、H3O、F、HF、Ne、Na、Mg2、Al3等。
②18电子粒子：SiH4、P3、PH3、S2、HS、H2S、Cl、HCl、Ar、K、Ca2、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：Na、NH4、H3O等；阴离子有：F、OH、NH2； HS、Cl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：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
