原子核外电子的排布
第1课时 原子核外电子的排布(24张)
(4)该微粒的还原性很弱，失去1个电子后变为原 子，原子的氧化性很强，这种微粒的符号是_____。
解析 (1)该微粒为中性微粒，即核电荷数等于核外 电子数，为18号元素氩。 (2)该微粒能使溴水褪色，即为还原性微粒，且出现 浑浊，即有难溶性的非金属单质。符合条件的为硫 元素。 (3)该微粒得到一个电子可变成原子，故为19号元素 钾。 (4)该微粒失去一个电子可变成原子，故为17号元素 氯。
答案 失去。
能量较高的电子排布在离原子核较远的
电子层上，原子核对电子的吸引能力弱，故易
4．核外电子的排布规律 分析下表填写下列空白： 稀有气体元素原子的核外电子排布 各电子层的电子数 K
2He(氦) 10Ne(氖) 18Ar(氩) 36Kr(氪) 54Xe(氙) 86Rn(氡)
L 8 8 8 8 8
答案
原子结构示意图中各电子层上的电子
数目必须遵守核外电子的排布规律，该结构 示意图中最外层电子数为9，不符合排布规律。
4．分析离子结构示意图，概括离子的核电荷数 与核外电子数的关系。 答案 阳离子核外电子数小于核电荷数，阴离 子核外电子数大于核电荷数，其差值均为它们 所带的电荷数。
5．原子形成阳离子或阴离子后，其电子层结构 发生了哪些变化？ 答案 原子形成阳离子后，要减少一个电子层， 形成阴离子后电子层数不变，但最外层电子数增 多，它们都达到了稳定结构。
答案
(1)Ar
(2)S2－
(3)K＋
(4)Cl－
8．A、B、C三种元素，其中有一种金属元素，A、 B原子的电子层数相同，B、C原子的最外层电子 数相同。又知这三种元素原子的最外层电子数之 和为17，原子核中的质子数之和为31。试通过计 算确定这三种元素的名称。 解析 设元素A、B原子最外层电子数分别为y和x，
原子的电子层排布规律
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。
扩展资料一、核外电子排布与元素性质的关系1、金属元素原子的最外层电子数一般小于4，较易失去电子，形成阳离子，表现出还原性，在化合物中显正化合价。
2、非金属元素原子的最外层电子数一般大于或等于4，较易获得电子，活泼非金属原子易形成阴离子。
在化合物中主要显负化合价。
3、稀有气体元素的原子最外层为8电子(氦为2电子)稳定结构，不易失去或得到电子，通常表现为0价。
4、核外电子排布的几条规律之间既相互独立又相互统一，不能孤立地应用其中一条，如当M层不是最外层时，最多排布的电子数为2×32＝18个，而当M 层是最外层时，则最多只能排布8个电子。
5、书写原子结构示意图时要注意审题和书写规范：看清是原子还是离子结构示意图，勿忘记原子核内的“＋”号。
二、1～18号元素原子结构的特征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。
3、最外层有2个电子的元素：Be、Mg、He。
4、最外层电子数等于次外层电子数的元素：Be、Ar。
5、最外层电子数是次外层电子数2倍的元素：C；是次外层3倍的元素：O；是次外层4倍的元素：Ne。
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。
原子核外电子的排布
+17 2 8 7
该层电子数 电子层
第一章 物质结构 元素周期律
第二节 元素周期律
原子核外电子的排布
一、原子核外电子的排布
1、分层排布：分别用n = 1、2、3、4、5、6、7 来表示从内到外的电子层，并分别用符号K、L、 M、N、O、P、Q来表示）；
2、在离核较近的区域运动的电子能量较低，在 离核较远的区域运动的电子能量较高，原子核 外的电子总是尽可能地先从内层排起；
1 K 2 3 4 5 6 7 L M N O P Q
由内到外，能量逐渐升高
3、电子排布的规律 (1) 电子总是先占据能量低的电子层 (2) 每层最多填充电子数 2n2 (3) 最外层电子数不能超过 8个，次外层电子数不 能超过 18个，倒数第三层不能超过32个
4、核外电子排布的表示方法
Cl
核电荷数
原子核外电子的排布
9 3d7 4s2 10 3d8 4s2 11 3d10 4s1 12 3d10 4s2
“交流与讨论”P14
1. 氟原子核外的9个电子应该排布在哪些
轨道上？
1s22s22p5
2.用到了哪些排布原则
C
Na
3.氮、镁原子的电子排布式和轨道表示式
N 1s22s22p3
↓↓↓ 或
Mg 1s22s22p63s2
轨道表示式 计算单电子数
↑1↓s ↑2↓s ↑ 2↑p ↑ ↑1↓s ↑2↓s ↑↓ 2p 1s 2s 2p
洪特规则特例
应能用量：相能同量的相轨近道的，轨全道充的满电、子半排充布满、全 空的状态比较稳定。课本P22或练习册P5
已知3d、4s轨道能量相近，且3d>4s现在还
有6个电子，全如充何满排布p6，d体10 系f 14比较稳定？
基态原子核外电子排布遵循的原理
1.能量最低原理 ——能量不同的轨道 全
是
2.泡利不相容原理 ——同一个轨道
为 了
能
3.洪特规则 ——能量相同的多个轨道
量 最
低
4.洪特规则特例 ——能量相近的轨道
原子核外电子排布的表示
电子排布式 ①电子排布式 用原子实简化的电子排布式
外围（价）电子排布式 ②轨道表示式 ③原子结构示意图
第一次作业
作业
课本P16：1-6、8
练习册P6：3、8、9、12、13
练习
1．下列各原子或离子的电子排布式 错误的是（ D ） A Al 1s22s22p63s23p1 B O2- 1s22s22p6 C Na+ 1s22s22p6 D Si 1s22s22p2
2：下列各原子或离子的电子排布式错误
1.2.1 原子核外电子排布
元素的金属性、非金属性。
二、元素周期律
1、概念：
元素的性质随着原子序数的递增而呈现周期性 的变化的规律叫做元素周期律。
2、本质：
元素性质的周期性变化规律是元素原子核外 电子排布周期性变化的必然结果。
随堂练习：
1、R元素形成的化合物RH3，其中R的化合价是其 最低负化合价，则R元素最高价氧化物的化学式是：
111
88
77
N（氮） O（氧） F（氟）
70
66
64
Ne（氖） —
11~17 号元素 Na（钠） Mg（镁） Al（铝） Si（硅） P（磷）
原子半
径/pm
186
160
143
117
110
S（硫） 104
Cl（氯） Ar（氩）
99
—
提示：（1）稀有气体元素原子半径的测定依据与其它元素不同，没有可比性。 （2）表中数据的单位是pm（皮米），1pm=10-12m。
1.2.1 原子核外电子排布
一、原子核外电子排布 原子结构示意图
一、原子核外电子排布
各电子层排布的电子数
电子层(从里到外为K、L、M······层) 核电荷数
原子核
一、原子核外电子排布
1、原子核外电子排布
(1)核外电子按能量高低分层排布（运动）
电子层: 根据电子的能量差异和通常运动区域离核
（能层）
〔观察思考2〕观察下表：原子序数为3~9、11~17的元素的原子 半径。用横坐标表示元素原子核外最外层电子数，以纵坐标表 示原子半径，根据数据表作图，表示出3～9、11～17的元素的 原子最外层电子数与原子半径的函数图像。
3~9号 元素
原子半 径/pm
原子核外电子排布
最高价氧化 Na2O 物
SiO2 P2O5
最高价氧化 NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3 H4SiO4 H3PO4 H2SO4 HClO4 物对应水化 强碱 中强碱 两性氢 弱酸 中强酸 强酸 最强酸 氧化物 物的酸碱性 金属性和非 金属性递变 从左到右，碱性逐渐减弱，酸性逐渐增强； 从左到右，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强
A. 原子半径
X > Y > Z
HX > H2Y > X > Y > Z
核电荷数越大，则离子半径越小。 如 O2- ＞ F- ＞ Na+＞ Mg2+ ＞ Al3+； S2-＞ Cl-＞ K+ ＞ Ca2+
3~9号 Li（锂） Be（铍） B（硼） C（碳） N（氮） O（氧） F（氟） Ne（氖） 元素
最高正 化合价 最低负 化合价 11~17 号元素
最高正 化合价 最低负 化合价
He Be Mg
N P C
4）最外层电子数是次外层电子数2倍的原子
5）M层电子数是L层电子数0.5倍的原子
Si
变式训练 1
下列说法不 正确的是( B ) ． A． 原子核外每层最多容纳的电子数为 2n 2 个(n 为电子层数) B． 同一原子核外的 M 层上的电子数一定比 L 层上的电子数多 C ．如果原子只有一个电子层，该原子的核电 荷数不超过 2 个 D． 1～18 号元素， 每层电子数都满足 2n 2 个电 子的元素只有 2 种
B﹥A ﹥ C ﹥ D
3、有A、B、C三种元素的原子，它们的核电荷数 之和为28。A元素的原子核外只有1个电子；B元素的 原子核外有三个电子层，其最外层电子数恰好为稳定 结构。则A、B、C三种元素的元素符号：A是 H ，B 是 Ar ，C是 F ， C元素的原子结构示意图为 。
核外电子的排布规律
核外电子的排布规律原子核外电子排布应遵循能量最低原理、Hund(洪特)规则和Pauli(泡利)不相容原理。
1.能量最低原理能量最低原理是指通过对基态原子的核外电子进行排布，使整个原子的能量处于最低状态，而非是使电子尽可能地排布在能量最低的原子轨道。
注意：电子尽可能地排布在能量最低的原子轨道≠整个原子的能量处于最低状态，因为整个原子的能量不能机械地认为是各电子所占轨道的能量之和。
基态原子：能量处于最低状态的原子。
能级顺序为从上至下箭头依次穿过的先后顺序，如：1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→5s→……。
电子按原子轨道的能级顺序进行排布，以保证整个原子的能量处于最低状态。
例：Br(35)的核外电子排布为1s22s22p63s23p64s23d104p5，书写时按主量子数的大小顺序进行排列1s22s22p63s23p63d104s24p5。
2. Pauli(泡利)不相容原理Pauli不相容原理是指每个轨道(原子轨道中的轨道)最多只能容纳2个电子，且自旋方向相反(↑↓）。
s电子亚层只有一个s轨道，只能容纳2个电子；p电子亚层含有三个简并轨道，能容纳6个电子；d电子亚层含有五个简并轨道，能容纳10个电子；f电子亚层含有七个简并轨道，能容纳14个电子。
3. Hund(洪特)规则Hund规则是指在能量相等的简并轨道上，电子优先以自旋方向相同的方式分别占据不同的简并轨道，使原子的总能量最低。
简并轨道：能量相等的轨道，如：px，py，pz就是三个能量相等的简并轨道。
例：N原子核外有7个电子，根据能量最低原理和Pauli不相容原理，1s轨道排2个电子，2s轨道排2个电子，根据Hund规则，剩余的3个电子将以自旋方向相同的方式排在三个简并的2px，2py，2pz轨道。
简并轨道处于全满、半满和全空状态时比较稳定全满：p6,d10,f14半满：p3,d5,f7全空：p0,d0,f0例：Cu(29)的核外电子排布：1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s1。
原子的核外电子排布
04 核外电子排布的实例
氢原子的核外电子排布
1
氢原子只有一个电子，排布在1s轨道上。
2
氢原子是所有原子中最简单的，其核外电子排布 遵循泡利不相容原理和能量最低原理。
3
氢原子核外电子排布的能量状态由主量子数n决 定，本例中n=1。
轨道表示式
轨道表示式是另一种表示原子核外电 子排布的方法，它通过图形的方式表 示电子云的分布和电子的运动状态。
轨道表示式的优点是可以直观地展示 电子云的分布情况和电子的运动状态， 有助于理解电子的行为和性质。
能级交错现象
能级交错现象是指在实际的原子核外电子排布中，有些电子 会出现在比其理论能级高的能级上，这种现象称为能级交错 。
。
05 核外电子排布的意义
对元素性质的影响
决定元素的化学性质
核外电子排布决定了元素的化学性质，因为元素的化学反应主要涉及电子的得失或偏移。
元素周期表中的位置与性质
同一周期内，随着原子序数的增加，核外电子数增多，电子填充到更高能级，元素的非金属性增强，金属性减弱。
对周期律的解释
周期表的形成
核外电子排布规律是形成元素周期表的基础，周期表中元素的排列顺序是根据核外电子排布来确定的 。
最低。
当电子从高能级跃迁到低能级时， 会释放出能量，这个能量可以通
过发射光子的方式释放出去。
洪特规则
洪特规则指出，在任何一个原子中，对于同一 能级上的电子，总是优先以等价的方式占据不 同的轨道。
这个规则的原因是，当电子以等价的方式占据 不同的轨道时，它们之间的相互作用是最小的， 从而使得整个原子的能量最低。
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【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<nP<nd<nf2．形状相同的原子轨道能量的高低：1s<2s<3s<4s ……3．电子层和形状相同的原子轨道的能量相等，如：2p x 、2p y 、2p z 轨道能量相等 *4．各原子轨道能量高低的顺序：ns<(n-2)f<(n-1)d<np （能级交错现象） 用鲍林近似能级图总结如下：指出：大多数原子的核外电子在轨道中填充顺序与能级图相符合，但有个别过渡元素例外（如：Cr 、Cu ）[拓宽介绍]电子核外运动状态的三个参数：a 、主量子数n （主量子数n 相同的电子位于同一个电子层，n 主要决定着电子的能级）主量子数n 1、 2、 3、 4、 5、 6 … 电子层符号 K 、 L 、 M 、 N 、 O 、 P …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。
3．洪特规则_____________________________________________________________________________ _____________________________________________________________________________指出：在等价轨道上的电子排布全充满和全空状态具有较低的能量和较大的稳定性，半充满状态也具有相对较低的能量和相对较大的稳定性。
即：作为洪特规则的特例，全空（s0,p0，d0，f0）、全满（s2,p6，d10，f14）、半满（s1,p3，d5，f7）时较稳定。
例如：铬原子的电子排布式是ls22s22p63s23p63d54s1，而不是s22s22p63s23p63d44s2。
三、原子核外电子排布的表达方式1．原子结构示意图：如Na2．电子排布式：如Na 1s22s22p63s1（式中右上角的数字表示该轨道中电子的数目）“原子实”法：将内层电子已达稀有气体的部分写成“原子实”，例如钠的电子排布式又可表示为[Ne]3s1指出：化学反应中，原子的外围电子发生变化而“原子实”不受影响。
所以描述原子核外电子排布时，也可以省去“原子实”仅写出外围电子排布式（对于主族元素的原子，外围电子又称价电子），又称为特征电子构型。
例如钠原子的特征电子构型为3s1。
3.轨道表示式：如Na试一试：分别写出下列几种原子的原子结构示意图、电子排布式和轨道表示式。
原子结构示意图电子排布式（特征电子构型）轨道表示式CO2-NMgCaHeNeAr讨论问题一：24号铬元素、29号铜元素的核外电子排布式讨论问题二：为什么每周期元素的原子最外层电子数最多不超过8个，次外层电子数最多不超过18个，而不都是各个电子层电子最大容纳数2n2个？四、基态、激发态、光谱1．基态：最低能量状态。
通常情况下，原子核外电子的排布总是使整个原子处于能量最低的状态，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）。
基态原子的电子吸收能量后，电子跃迁至能量较高的轨道成为激发态原子。
3．光谱：不同元素原子的电子发生跃迁时会吸收（基态→激发态）或放出（激发态→基态）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。
历史上许多元素就是通过原子光谱发现的，如稀有气体氦就是1868年分析太阳光谱时发现的。
电子从能量较高的轨道跃迁到能量较低的轨道时，能量主要以光的形式释放，我们日常生活中看到的霓虹灯光、激光、焰火等都与原子核外电子跃迁释放能量有关。
４.【巩固练习】1．写出1—36号元素的电子排布式。
2．具有下列电子排布式的原子中半径最大的是（）A．1s22s22p63s23p1B．1s22s22p3C．1s22s22p5D．1s22s22p63s23p4 3．下面是四种元素原子基态的电子排布式，其中化合价最高的是（）A．1s22s22p3 B．1s22s22p63s23p63d34s2C．1s22s22p63s23p6 D．1s22s22p54．根据下列原子基态时的最外层电子排布，不能确定该元素在元素周期表中位置的是A．1s2 B．3s23p1C．2s22p6 D．ns2np3（）5．外围电子构型为3d104s1的元素在周期表中应位于（）A．第四周期ⅠB族B．第五周期ⅡB族C．第四周期ⅦB族D．第五周期ⅢB族６．下列五种元素的原子电子排布式，其中表示惰性元素的是 （ ）A ．1s 22s 22p 63s 23p 63d 54s 2B ．1s 22s 22p 63s 2C ．1s 22s 22p 6D ．1s 22s 2７．下列各原子的电子排布式正确的是 （ ）A ．Be ：1s 22s 12p 1B ．C ：1s 22s 22p 2C ．He ：1s 12s 1D ．Cl ：1s 22s 22p 63s 23p 5 8．电子排布在同一类型轨道时，总是 （ ）A ．优先单独占据不同轨道，且自旋方向相同B ．优先单独占据不同轨道，且自旋方向相反C ．自由配对，优先占据同一轨道，且自旋方向相同D ．自由配对，优先占据同一轨道，且自旋方向相反 9．下列说法正确的是 （ ）A ．钾（K ）原子基态的原子结构示意图为B ．H 2O 电子式为C ．Mg 原子的价电子构型为3p 1D ．Ca 2+的电子排布式为1s 22s 22p 63s 23p 610. 下列表达方式错误的是 （ ）A ．甲烷的电子式B ．氟化钠的电子式C ．硫离子的核外电子排布式 1s 22s 22p 63s 23p 4D ．碳－12原子126C11. 下面最符合泡利不相容原理的说法是 （ ）A. 核外电子的运动状态必须从四个方面进行描述B. 在同一个原子中，不存在运动状态完全相同的电子C. 充满一个电子层需要8个电子D. 电子必须沿着椭圆轨道运动12. 下列轨道表示式能表示氮原子的最低．能量状态的是 （ ）A ．1S 2S 2PB ．1S 2S 2PC ．1S 2S 2PD ．1S 2S 2P13. 人们常将在同一原子轨道上运动的，自旋方向相反的2个电子，称为“电子对”；将在同一原子轨道上运动的单个电子，称为“未成对电子”。
以下有关主族元素原子的“未成对电子”的说法，错误的是 （ ） A ．核外电子数为奇数的原子，其原子轨道中一定含有“未成对电子”B．核外电子数为偶数的原子，其原子轨道中一定不含“未成对电子”C．核外电子数为偶数的原子，其原子轨道中可能含有“未成对电子”D．核外电子数为奇数的原子，其原子轨道中可能不含“未成对电子”14. 下列各原子或离子的电子排布式错误的是（）A．K+：1S22S22P63S23P6B．F：1S22S22P5C．S2-：1S22S22P63S23P4D．Ar：1S22S22P63S23P615. 第四周期元素原子中未成对电子数最多可达（）A．4个B．5个C．6个D．7个16. 下列元素中，外围电子排布不正确的是（）A．20Ca：4s2B．24Cr：3d44s2C．18Ar：3s23d6D．28Ni：3d84s217. 若某原子的外围电子排布为4d15s2，则下列说法正确的是（）A．该元素基态原子中共有3个电子B．该元素原子核外有5个电子层C．该元素原子最外层共有3个电子D．该元素原子M层共有8个电子18. 下列离子中外层d轨道达半充满状态的是（）A．Cr3+ B．Fe3+ C．Co3+ D．Cu+19. ．以下电子排布式表示基态原子电子排布的是（）A．1s22s22p63s13p3 B．1s22s22p63s23p63d104s1 4p1C．1s22s22p63s23p63d24s1 D．1s22s22p63s23p63d104s2 4p120. A原子的结构示意图为。
则X、Y及该原子3p轨道上的电子数分别为（）A．18、6、4 B．20、8、6C．18、8、6 D．15~20、3~8、1~621. ．当镁原子由1s22s22p63s2 →1s22s22p63p2时，以下认识正确的是（）A．镁原子由基态转化成激发态，这一过程中吸收能量B．镁原子由激发态转化成基态，这一过程中释放能量C．转化后位于p轨道上的两个电子处于同一轨道，且自旋方向相同D．转化后镁原子与硅原子电子层结构相同，化学性质相似22．基态原子的4s轨道中只有1个电子的元素共有（）A．1种B．2种C．3种D．8种23．下列说法正确的是（）A．自然界中的所有原子都处于基态B．同一原子处于激发态时的能量一定高于基态时的能量C．无论原子种类是否相同，基态原子的能量总是低于激发态原子的能量D．激发态原子的能量较高，极易失去电子，表现出较强的还原性24．对充有氖气的霓虹灯管通电，灯管发出红色光。