3103原子轨道表示式学案
选修3《物质结构与性质》第一节原子结构第二课时 基态原子的核外电子排布 原子轨道(导学案)
第2课时基态原子的核外电子排布原子轨道▍课标要求▍1．了解原子核外电子的运动状态。
2．知道原子核外电子在一定条件下会发生跃迁，了解其简单应用。
要点一能量最低原理、基态与激发态、光谱1．能量最低原理原子核外电子的排布遵循构造原理，按轨道能量依次排列，使整个原子处于的能量状态。
2．基态原子与激发态原子3．光谱与光谱分析(1)光谱形成原因不同元素的原子发生时会吸收或释放不同的光。
(2)光谱分类(3)光谱分析在现代化学中，利用上的来鉴定元素的分析方法。
要点二电子云与原子轨道1．电子云的概念及形状(1)电子云是处于一定空间运动状态的电子在原子核外空间的分布的形象化描述。
(2)2．原子轨道(1)定义：电子在原子核外的一个空间运动状态称为一个原子轨道。
(2)数目n s能级各有__ __个轨道，n p能级各有__ __个轨道，n d能级各有__ __个轨道，n f能级各有__ __个轨道。
要点三泡利原理和洪特规则1．泡利原理在一个原子轨道里，最多只能容纳___个电子，而且自旋状态，用“”表示。
2．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一个轨道，而且相同。
3．电子排布图用方框表示原子轨道，用上下箭头(↑和↓)表示自旋状态不同的电子的式子。
Al原子电子排布图模板及涵义如氧原子的电子排布图是。
思考2：请画出n p轨道上有2个未成对电子的电子排布图。
考点一基态与激发态1．基态原子与激发态原子的相互转化关系光(辐射)是电子释放能量的重要形式之一(在日常生活中看到的许多可见光，如灯光、霓虹灯光、激光、焰火……都与原子核外电子发生跃迁释放能量有关)。
2．基态与激发态的原子的电子排布基态原子与激发态原子可以能层不同、能级数不同、电子总数相同。
例如：基态He原子激发态He原子1s21s12s1【例题1】下列叙述错误的是()A．1s22s12p1表示的是激发态的原子的电子排布B．碳原子的核外电子排布由1s22s22p2转变为1s22s12p3时，要从外界环境中吸收能量C．我们看到的灯光是原子核外电子发生跃迁吸收能量的结果D．电子由3d能级跃迁至4p能级时，可通过光谱仪直接摄取吸收光谱【变式1】以下电子排布式不是基态原子的电子排布式的是()①1s12s1②1s22s12p3③1s22s22p63s2④1s22s22p63s1A．①②B．②③C．①④D．③④考点二电子云与原子轨道1．电子云(1)电子云的特点①电子云表示电子在核外空间等处出现的概率，不代表电子的运动轨迹。
高中化学第一节第4课时学案
第4课时核外电子排布的规范书写与应用一、核外电子排布的规范书写1．核外电子排布式与原子结构示意图、轨道表示式(电子排布图)的关系原子结构示意图→电子排布式→轨道表示式逐步细化核外电子的运动状态。
2．核外电子的排布表示方法的常见误区(1)当出现d轨道时，虽然电子按n s、(n－1)d、n p的顺序填充，但在书写电子排布式时，仍把(n－1)d放在n s 前，如Fe：1s22s22p63s23p63d64s2正确，Fe：1s22s22p63s23p64s23d6错误。
(2)在画基态原子的轨道表示式时，常出现以下错误：①(违反能量最低原理)；②(违反泡利原理)；③(违反洪特规则)；④(违反洪特规则)；⑤画轨道表示式时，不能省略空轨道。
如C的轨道表示式应为，而不是。
1．下列几种表示电子排布的方法中正确的是()A．32Ge原子的电子排布式：4s24p2B．28Ni原子的电子排布式：1s22s22p63s23p63d94s1C．O原子的轨道表示式：D．29Cu＋的价层电子排布式：3d94s1答案C解析32Ge原子的电子排布式：1s22s22p63s23p63d104s24p2，A错误；28Ni原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d84s2，B错误；能层高的电子先失去，即先失去4s电子，后失去3d电子，Cu＋的价层电子排布式为3d10，D错误。
2．下列说法错误的是()A．n s电子的能量可能低于(n－1)p电子的能量B．6C的电子排布式为1s22s22p2x，违反了洪特规则C．电子排布式(21Sc)1s22s22p63s23p63d3违反了能量最低原理D．电子排布式(22Ti)1s22s22p63s23p10违反了泡利原理答案A解析电子的能量与能层、能级有关，n s电子的能量一定高于(n－1)p电子的能量，A错误；根据洪特规则知，2p能级上的两个电子应排在两个不同轨道上，B正确；根据能量最低原理知，电子先排能量低的轨道，后排能量高的轨道，故应先排4s轨道，即电子排布式应为1s22s22p63s23p63d14s2，C正确；根据泡利原理知，3p能级最多容纳6个电子，D正确。
化学选修3(03)
2011-2012学年度第一学期高二化学选修3导学案 编号：303 班级： 姓名： 学习小组： 层级编码： 组内评价： 教师评价： 第一页 第二页主备人：李睿 审核： 包科领导： 年级主任： 使用时间：第一节 原子结构（3）【学习目标】1、 了解泡利原理、洪特规则，熟练掌握常见元素核外电子排布式和电子排布图（轨道表示式）。
2、 通过对原理、规则的学习，提高空间想象能力、分析推理能力及抽象概括能力。
3、 在抽象思维、理论分析的过程中逐步形成科学的价值观。
【学习重点、难点】重点：泡利原理，洪特规则，电子排布式，电子排布图（轨道表示式） 难点：泡利原理、能量最低原理、洪特规则的综合分析。
【使用说明及学法指导】1、阅读课本等相关内容，完成导学案。
2、疑难问题用红笔标出，上课时重点解决。
自 主 学 习一、基态原子核外电子排布规则 1、能量最低原理原子核外电子排布遵循构造原理，按轨道能量 依次排列，使整个原子能量处于状态。
2、泡利原理在一个原子轨道里，最多只能容纳 个电子，而且它们的 相反，用“↑↓”表示。
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 ，而且它们的相同。
二、用电子排布图表示原子核外电子排布如氖原子电子排布图则氮(N)原子的电子排布图为：合 作 探 究课题一：泡利原理和洪特规则1、什么是泡利原理？2、什么是洪特规则？3、Cr 的电子排布式为1s 22s 22p 63s 23p 63d 54s 1，为什么不能写成1s 22s 22p 63s 23p 63d 44s 2？4、 写出Cu 的电子排布式。
课题二：原子核外电子排布的方法1、写出氧原子的原子结构示意图、电子排布式、电子排布图（轨道表示式）。
2、写出K +、Br -、Fe 、Cl 、Mg 的电子排布式和排布图？第三页 第四页迁 移 应 用1、下列排布不符合泡利原理的是（ ）A 、2p 能级：B 、3d 能级：C 、2p 能级：D 、3d 能级：2、下列价电子表示正确的是（ ）A 、铜：3d 94s 2B 、钙：3d 2C 、钠：3s 1D 、铁：3d 64s 2 3、按照下列元素基态原子的电子排布特征判断元素，并回答问题。
原子物理轨道知识
原子轨道原子轨道（Atomic orbital）是单电子薛定谔方程的合理解ψ（x，y，z)。
若用球坐标来描述这组解，即ψ（r，θ，φ)=R(r)·Y(θ，φ)，这里R(r)是与径向分布有关的函数，称为径向分布函数，用图形描述就是原子轨道的径向分布函数；Y(θ，φ)是与角度分布有关的函数，用图形描述就是角度分布函数。
1简介原子轨道（英语：atomic orbital），又称轨态，是以数学函数描述原子中电子似波行为[1][2]。
此波函数可用来计算在原子核外的特定空间中，找到原子中电子的机率，并指出电子在三维空间中的可能位置[1][3]。
“轨道”便是指在波函数界定下，电子在原子核外空间出现机率较大的区域。
具体而言，原子轨道是在环绕着一个原子的许多电子（电子云）中，个别电子可能的量子态，并以轨道波函数描述。
电子的原子与分子轨道，依照能阶排序现今普遍公认的原子结构是波耳氢原子模型：电子像行星，绕着原子核（太阳）运行。
然而，电子不能被视为形状固定的固体粒子，原子轨道也不像行星的椭圆形轨道。
更精确的比喻应是，大范围且形状特殊的“大气”（电子），分布于极小的星球（原子核）四周。
只有原子中存在唯一电子时，原子轨道才能精准符合“大气”的形状。
当原子中有越来越多电子时，电子越倾向均匀分布在原子核四周的空间体积中，因此“电子云”[4]越倾向分布在特定球形区域内（区域内电子出现机率较高）。
早在1904年，日本物理学家长冈半太郎首度发表电子以类似环绕轨道的方式在原子内运转的想法[5]。
1913年，丹麦物理学家尼尔斯·波耳提出理论，主张电子以固定的角动量环绕着体积极小的原子核运行[6]。
然而，一直到1926年、量子力学发展后，薛定谔方程式才解释了原子中的电子波动，定下关于新概念“轨道”的函数[1][7]。
由于这个新概念不同于古典物理学中的轨道想法，1932年美国化学家罗伯特·马利肯提出以“轨道”（orbital）取代“轨道”（orbit）一词[8]。
杂化轨道理论_(公开课)学习教案
V形 三角锥形
第二页，共35页。
思考(sīkǎo)与交流
1.回忆： CH４分子中C原子形成几个(jǐ ɡè)共价键？ 分子空间构型怎样？
2.写出基态C原子价电子的电子排布图,并推测：CH
４分子的C原子怎样才能形成四个共价键？
3.如果C原子就以１个２s轨道和３个２p轨道上的单 电子，分别与四个Ｈ原子的１s轨道上的单电子重叠 成键，所形成的四个共价键能否完全相同？这与CH ４分子的实际情况(qíngkuàng)是否吻合？
在形成分子时由于原子的相互影响同一原子中的若干不同类型能量相近xinjn的原子轨道混合起来重新分配能量和调整空间方向组成数目相同能量相等的新的原子轨道这种轨道重新组合的过程称为原子轨道的杂化混合平均化杂化轨道gudo概念三杂化轨道gudo理论简介第九页共35页
会计学
1
第一页，共35页。
复习回顾
一、形形色色的分子
每个sp杂化轨道的形状为 一头(yītóu)大，一头(yītóu)小； 含有1/2 s 轨道和1/2 p 轨道的成分； 两个轨道间的夹角为180°，呈直线型。
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第十四页，共35页。
BeCl2分子结构
(fēn zsǐpjié ɡòu)
px
px
Cl
Cl
Cl
Be
Cl
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第十五页，共35页。
(3) 杂化前后原子轨道数目不变：参加杂化的轨道数 目 =形成的杂化轨道数目=中心原子价层电子对数
（4) 杂化轨道在空间构型上都具有一定的对称性（以 减小化学键之间的排斥力）。
(5)分子的构型主要取决于原子轨道的杂化类型。
(6)杂化轨道只能用于形第9页成/共σ35键页 或容纳孤电子对，不 能用于形成∏键。
杂化轨道理论和配合物导学案
杂化轨道和配合物理论（第一课时）班级： 姓名： 小组： 。
【学习目标】1.学生通过阅读课本39-40，记忆SP SP 2 SP 3轨道组成、形状，说出杂化轨道的特点及用途。
2.学生通过阅读课本41页表2-6，能判断杂化轨道的数目、类型及与分子构型之间的关系。
3.学生通过阅读课本41-43页内容，能利用定义判断中心原子、配体，并正确表示配位键。
4.学生通过教师讲解，结合内、外界原子性质的不同，利用实验现象确定配合物的结构。
【重点难点】重点：判断杂化轨道类型，推断分子的立体构型，常见配合物的形成结构及表示方法。
难点：杂化轨道类型及分子构型的判断。
【导学流程】一．基础感知1．结合课本39-41页“杂化轨道理论”内容，完成下列问题：1）2）确定杂化轨道步骤①计算中心原子的价层电子对②确定VSEPR 模 ③确定杂化轨道类型 由上述步骤确定中心原子采取的杂化轨道类型，并推测分子的立体构型。
①PCl 3 ②BCl 2 ③CS 2 ④SCl 2 ⑤HCHO ⑥SO 42- ⑦H 3O +思考：有机物中标有“·”的碳原子的杂化方式依次为？2．结合课本41-43页“配合物理论”内容，完成下列问题：1)配合物的组成如右图所示，回答关于配合物[TiCl(H 2O)5]Cl 2•H 2O 的相关问题：A.配体是 ，配位数是B.作为配体的Cl −与非配体Cl −的数目关系C.中心离子是 ，配离子D.1mol 该物质与足量AgNO 3溶液作用，最多生成 molAgCl2）向CuSO 4溶液中加入过量的NaOH 溶液可生成[Cu(OH)4]2-，试回答：①提供孤电子对的是 ②提供空轨道的是③[Cu(OH)4]2-的结构可用示意图表示为杂化类型 轨道组成 轨道夹角 实例 立体构型 SPBeCl 2 SP 2 BF 3 SP 3 CH 4內界 (配离子)。
原子轨道理论
σ*2pz π*2pxπ*2py
3σu
(强反键) 强反键)
1πg 3σg(弱成键或非键) 弱成键或非键)
π2px π2py σ2pz σ*2s σ2s
1πu
2σu
(弱反键或非键) 弱反键或非键)
2σg(强成键) 强成键) O2 F2 B2 C2 N2
32
3
33
分 子 轨 道 式 与 键 级
分子轨道理论--MOT 分子轨道理论
A stream of liquid oxygen held between the poles of a magnet
1
3.2 分子轨道理论基本要点
电子在整个分子内中运动, 共有财产” 强调 电子在整个分子内中运动, “共有财产”
3.2 分子轨道理论基本要点
组态 电子排布的方式, 电子排布的方式 键级= 键级 例如： 例如： H2,
化学键的强度 化学键的强度
分子的稳定性 分子的稳定性
34
B2——N2的MO能级示意图 能级示意图
3σ u
2 pz 2 py 2 px
1π g 1π g
3σ g
1π u 1π u
2 px
2 py
2 pz
2σ u
2s
2σ g
2s
KK（2σg）2（2σu）2 (1πu) 2 (1πu) 2（3σg）2 （ σ σ π π σ 特点： 特点：σ+π+π，BO=3，反磁性。 π π ，反磁性 注意: 上述(1π 通常记作(1π 注意 上述 πu) 1 (1πu) 1 通常记作 πu) 2, 但电子分占 π 简并轨道; 通常记作(1π 简并轨道 而(1πu) 2 (1πu) 2 通常记作 πu) 4. 为使初学者更 π π 清楚地看出简并轨道, 暂且用了上述标记. 清楚地看出简并轨道 暂且用了上述标记
轨道理论
⑵.波函数和量子数因为原子轨道的能量是量子化的，因此可以通过一系列相关的量子数描述原子轨道（即波函数ψ）．ψ（ｘ，ｙ，ｚ）可变换为ψ（r, θ，φ），r与能级相关，而θ，φ与电子运动的角速度相关，因此，ψ可用量子数ｎ，Ｌ，ｍ来描述．ｎ：主量子数（能级），ｎ＝１，２，３，４，……∞，规定轨道能量；ｌ：角量子数（亚层），Ｌ＝０，１，２，３，……（ｎ－１），规定轨道图像；亚层符号：ｓ，ｐ，ｄ，ｆ，ｍ：磁量子数（轨道），ｍ＝０，±１，±２，±３，…±Ｌ，规定轨道方向；ｎ，Ｌ，ｍ之间的关系：ｎ决定Ｌ的数目，从而决定该能级亚层的数目ｎ＝１，Ｌ取一个值，即Ｌ＝０，（１ｓ亚层）ｎ＝２，Ｌ可取二个值，Ｌ＝０，（２ｓ亚层）Ｌ＝１,（２ｐ亚层）ｎ和Ｌ共同决定轨道的能量：ｎ的能量顺序：ｎ＝１<ｎ＝２<ｎ＝３<ｎ＝４<……Ｌ的能量顺序：Ｌ＝０<Ｌ＝１<Ｌ＝２<Ｌ＝３< Ｌ＝４<……即：ｎｓ<ｎｐｎｄ<ｎｆ<……Ｌ决定ｍ的数目，从而决定轨道的数目Ｌ＝０，ｍ取一个值，ｍ＝０（一个ｓ轨道）Ｌ＝１，ｍ取０,＋１,－１三个值（三个ｐ轨道）Ｌ＝２，ｍ取０，＋１，－１，＋２，－２五个值（五个ｄ轨道）若ｎ和Ｌ已确定，即能量已确定，不同的ｍ值只区分轨道在空间不同的伸展方向，不影响轨道的能量．例如上述三个ｐ轨道ｐx，ｐy，ｐz能量相同，五个ｄ轨道能量相同．ｎ，Ｌ，ｍ的组合可描述各种原子轨道．ｎ和Ｌ的组合可以确定能级和亚层，ｎ，Ｌ，ｍ的组合才能确定原子轨道例如：ｎ＝１，Ｌ＝０：１ｓ亚层ｎ＝１，Ｌ＝０，ｍ＝０：１ｓ轨道符号３ｐ用量子数表示为：ｎ＝３，Ｌ＝１符号３P X 用量子数表示为ｎ＝３，Ｌ＝１，ｍ＝０符号3P Y 用量子数表示为ｎ＝３，Ｌ＝１，ｍ＝＋1符号３P Z 用量子数表示为ｎ＝３, Ｌ＝１，ｍ＝－１处于原子轨道中的电子，其自旋有顺时针，反时针二个方向，可用自旋量子数ｍs 描述，ｍs 取值为：＋１／２或－１／２．故每一个轨道中最多能容纳二个电子，且自旋相反．处可容纳的电子总数为２ｎ２．一．二．基态原子核外电子的分布和元素的金属性和非金属性１．１．核外电子的分布式和价层电子构型⑴．⑴．核外电子分布原理：Ⅰ．能量最低原理：能级顺序（能级组）１ｓ < ２ｓ<２ｐ<３ｓ<３ｐ<４ｓ<３ｄ<４ｐ━━━━━━━━━━━━━━━━━━━<５ｓ<４ｄ<５ｐ< ６ｓ<４ｆ<５ｄ<６ｐ< ……━━━━━━━━━━━━━━━━━４ｓ<３ｄ，５ｓ<４ｄ，６ｓ<４ｆ……属于能级交错现象．Ⅱ．泡利不相容原理每个轨道最多容纳２个自旋相反的电子，每个原子中不可能存在四个量子数完全相同（运动状态完全相同）的二个电子．Ⅲ．洪特规则在同一亚层中，电子将尽可能单独占不同的等价轨道，且自旋平行．ｎｐ3(2).核外电子分布式，价电子构型及元素在周期表中的位置按能级组顺序排列电子按主量子数的顺序书写核外电子分布式例如：Ｎａ１ｓ２２ｓ２２ｐ６３ｓ１１１电子分布式为：１ｓ２２ｓ２２ｐ６３ｓ１Ｆｅ１ｓ２２ｓ２２ｐ６３ｓ２３ｐ６4ｓ２３ｄ６２６电子分布式为:１ｓ２２ｓ２２ｐ６３ｓ２３ｐ６３ｄ６４ｓ２Ｃｒ１ｓ２２ｓ２２ｐ６３ｓ２３ｐ６４ｓ１３ｄ５２４电子分布式为:１ｓ２２ｓ２２ｐ６３ｓ２３ｐ６３ｄ５４ｓ１(半充满稳定态)29Ｃｕ１ｓ２２ｓ２２ｐ６３ｓ２３ｐ６４ｓ１３ｄ１０电子分布式为：１ｓ２２ｓ２２ｐ６３ｓ２３ｐ６３ｄ１０４ｓ１(全充满稳定态)主族元素（Ａ），价电子构型：ｎｓ１→２，ｎｓ２ｎｐ１→６副族元素（Ｂ），价电子构型：（ｎ－１）ｄ１→１０ｎｓ１→２２．元素的金属性和非金属性及其递变规律从元素周期表中看出，元素分为金属元素和非金属元素，金属约占４／５，非金属１／５．金属原子容易失去电子变为阳离子，越容易失去电子，金属性越强；非金属原子容易得到电子变成阴离子，越容易得到电子，非金属性越强．金属元素分布于ｓ区（ⅠA，ⅡA）和ｐ区ⅢA，ⅣA的部分元素以及全部ｄ区（ⅢB──Ⅷ），ｄs区（ⅠB，ⅡB），ｆ区的元素．元素金属性非金属性的强弱和原子半径，核电荷数，价层电子数有关，可用电负性加以比较.电负性（Ｘ）是指元素原子与其他原子结合时吸引电子的能力．非金属元素电负性越大，非金属性越强，指定非金属性最强的氟（Ｆ）电负性Ｘ＝４．０，金属元素电负性越小，金属性越强，最活泼的金属铯（Ｃｓ）电负性才等于０．７．有效核电荷数增大，原子半径减小，电负性增大同一周期自左向右──────────────→金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强电子层数增加，原子半径增大，电负性减小同一族自上而下━━━━━━━━━━━━━━→金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱主族元素有效核电荷数，原子半径，电负性递变幅度较大，因此金属向非金属过渡明显；副族元素上述变化幅度较小，因此，金属性递变缓慢，镧系元素（希土金属）变化幅度更小，因此这些元素性质极其相似，以致于很难分离．§１．２共价键，分子的结构，分子间作用力基本要求：1．共价键的本质、特征、类型；2．杂化轨道的类型和分子空间几何构型的关系；3．共价键的极性和分子的极性的区别；4．分子间力（范德华力）和氢键对物质性质的影响：重点: 共价键的本质、特征、类型，分子的空间几何构型和极性；难点: 杂化轨道的类型和分子空间几何构型的关系；一．一．共价键，杂化轨道和分子的空间几何构型1.1.共价键：两个原子电负性相差不大（ΔＸ<１．７）时，通过共用电子对结合，形成共价键．共价键成键的条件是：成键原子双方必须具有未成对电子，且自旋相反．共价键的本质是：原子轨道的重迭；共价键的类型是：σ键和π键；例如Ｈ2中Ｈ－Ｈ共价单键形成时，二个１ｓ轨道重迭，二个自旋相反的未成对电子相互成对，形成σ键：↑↓↑↓１ｓ１１ｓ１（ｓ－ｓ）σ键共价单键即σ键，如ＨＣｌ中的Ｈ－Ｃｌ键，Ｈ２Ｏ中的Ｈ－Ｏ键，ＣＨ４中的Ｃ──Ｈ键，ＣＯ２中的Ｃ＝Ｏ键，Ｃ２Ｈ４中的Ｃ＝Ｃ键等共价双键中有一条σ键和一条π键，而共价三键中有一条σ键和二条π键．如: Ｎ2中的Ｎ≡Ｎ共价三键中包括有σ键和π键Ｎ的价电子层构型为２ｓ２２ｐ３Ｎ原子相互结合时，２ｐｘ─２ｐｘ形成σ键，２ｐｙ─２ｐｙ和２ｐｚ─２ｐｚ形成π键(正面重迭形成σ键)２ｐy１（或ｐz）２ｐy１（或ｐz）（ｐy－ｐy）π键（ｐz－ｐz）π键2.2.杂化轨道和分子的空间几何构型共价键形成共价分子．对于ＡＢx型共价分子有双原子分子，三原子分子，四原子分子，五原子分子……之分，其中，Ａ为中心原子，Ｂ为配位原子．它们分别有各自的空间几何构型，与中心原子价层轨道杂化以及所形成杂化轨道的空间几何构型有关．几种杂化轨道及其对应的空间几何构型：（１）．等性ｓｐ杂化和直线形对称Ｂｅ２ｐ（未杂化）2s 2p sp杂化轨道（二条sp杂化轨道互为１８０°夹角,直线形对称）( 2 ).等性s p2杂化和平面正三角形对称（三条sp2杂化轨道互为１２０°夹角，平面正三角形对称）（３）．等性ｓｐ３杂化和正四面体对称例如：ＣＨ4中，Ｃ为中心原子２ｓ２ｐ（四条sp3杂化轨道互为１０９°２８’夹角为正四面体对称,若CH3Cl,CH2Cl2,CHCl3为一般四面体）（４）．不等性ｓｐ３杂化和三角锥形，Ｖ字形等不对称空间构型例如：ＮＨ3中，Ｎ为中心原子，２ｓ２ｐ（三条互为１０７夹角，为三角锥形不对称结构）在Ｈ2Ｏ中，Ｏ为中心原子，２ｓ２ｐ不等性ｓｐ３杂化（二条互为１０４°夹角,为Ｖ字形不对称结构）在ＨＣｌ中,Cl为中心原子,3s 3p 不等性sp3杂化（为一字形）3.3.分子的极性：共价键的极性：共用电子对偏向电负性较大的原子，使共价键具有极性，如：Ｈ──────Ｃｌ分子的极性：分子中正，负电中心不重合，分子具有极性，是极性分子；正，负电中心重合，分子无极性，是非极性分子．如：ＨＣｌ为极性分子Ｈ2为非极性分子．对于多原子分子，凡形成空间对称（直线形，平面正三角形，正四面体等）的，由于分子中健的极性被抵消，成为非极性分子；如：ＣＯ2，ＢｅＣｌ2，Ｃ2Ｈ2，ＢＦ3，Ｃ2Ｈ4，ＣＨ4，ＣＣｌ4为非极性分子；空间不对称（ｖ字形，三角锥形等）的，分子中键的极性不能抵消，为极性分子．如：Ｈ2Ｏ，Ｈ2Ｓ，ＮＨ3，ＮＣｌ3,ＰＨ3为极性分子．一、排布原理1、泡利原理每一个原子轨道中，最多只能容纳2个自旋相反的电子。
选修31.1原子结构(第1课时)教学设计
《原子结构》（第 1 课时）授课方案课题教材解析学情解析授课目标重难点授课方法课前准备原子结构课型新授课课时 1 课时本节内容选自人教版高中化学选修 3 第一章第一节，从内容的地位与功能上讲，本节内容一方面是对初中化学和必修化学 2 中原子结构知识的连结与深入；同时，系统而深入地介绍原子结构知识为后续章节的学习确定重要基础，有助于帮助学生成立结构与性质亲密联系的基本看法。
知识层面，学生已经拥有原子核、核外电子、电子层等基本知识；认知层面，学生学习本节的困难即是由于内容自己的抽象性和远离学生生活经验而以致理解、成立以及迁移应用知识上的阻挡。
1.认识人类认识原子结构的历程。
2.熟知核外电子能层与电子层的关系 , 认识原子核外电子的能层、能级分布 , 能用符号表示原子核外的不相同能级。
要点：认识核外电子的能层、能级分布及表示方法难点：成立能层、能级的看法学生参加、互动商议、合作学习的导学式谈论授课法，让学生在活动中建构知识，参加中培养能力，合作中学会学习。
教师准备：教学设计、微课、课堂检测题目学生准备：课前自学教材4—5 页，完成教学设计中部分内容授课过程授课环节教师行为学生行为（预设）媒体运用显现一张 A4 纸，将其一分为二、连续撕为四份、八份、十六份从而惹起思虑能否将这张纸无量的撕下去呢？而这个问题可以概括到物质的构成，这张纸可新课导入以认为是由两份、四份、八份、十聆听并思虑PPT显现课题六份更小的纸块构成，连续分割下去，直到我们肉眼观察不到，那就是物质是由原子构成。
原子能否再分呢？现在的我们来回答是简单的，但在人类认识原子结构的历史倒是一段漫长、曲折的过程。
微课：人类认识原子结构的历程1. 公元前 401 年古希腊哲学家德谟克利特提出原子2.1803 年英国化学家道尔顿提出实心球模型3.1904 年汤姆生提出“葡萄干面包观看微课，认识人类认识原式”模型（枣糕模型）子结构的历程，并将要点信4.1911 年英国物理学家卢瑟福提息补充在教学设计上出“核式”模型5.1913 年丹麦科学家玻尔进一步认知铺垫成立起核外电子分层排布的原子结构模型6.1926 年景立原子结构的电子云模型对原子结构的认识逐渐清晰化；科学发展是一个艰交流：在认识了原子结构的发展历辛、复杂，充满思辨、思疑、程后同学们有何感觉？假设、实证、修正的过程，也让我们领悟到了科学家们的求真务实、睿智的伟大人格魅力。
高二化学人教版选修3第一章 第一节 原子结构3 学案
高二化学人教版选修3第一章第一节原子结构3 学案
2.原子轨道: 电子云轮廓图绘出了电子在核外空间经常出现的。
人们把这种叫做原子轨道。
（量子力学把电子在原子核外的一个空间运动状态称为一个原子轨道）
S电子云是形的，只有个原子轨道，
p电子云是形的，有个原子轨道，
d电子云有原子个轨道， f电子云有个原子轨道。
S能级的原子轨道：
* 能层序数n越大, 原子轨道半径
P能级的原子轨道：
课堂练习：
1、当基态原子的电子吸收能量后，电子会
______________ ，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_______ 能量。
光是电子
________ 能量的重要形式之一。
2、判断下列表达是正确还是错误
1）1s 2
2p
1
属于基态； 2）1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
3d
5
4s
2
属于激发态；
3）1s 2
2s
2
2p
6
3d
1
属于激发态； 4）1s
2
2s
2
2p
6
3p
1
属于基态；
3、由下列微粒的最外层电子排布，能确定该微粒在元素周期表中位置的是（）
A．1s2 B．3s23p1 C．2s22p6 D．ns2np3。
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1
第一节 原子结构(第三课时)
学习目标 1．知道不同原子轨道的形状，伸展方向、能量高低顺序和表示形式。 2．知道不同能层含有的原子轨道的类型、数目和不同原子轨道最多可容纳的电子数。 3．知道多电子原子中核外电子分层排布遵循能量最低原理、泡利不相容原理和洪特规则。 4．了解电子排布的涵义，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。 学习过程： 活动一：认识核外电子的运动特点及研究方法 ⒈讨论宏观物体与微观粒子运动的区别 质量 速率 位移 能量 轨迹 宏观物体 微观粒子 ⒉原子核外电子运动状态的描述——电子云 ①电子云真的存在吗？ ②氢原子的电子云示意图中小黑点的意义。 ③氢原子的电子云示意图中小黑点的分布有何规律？说明了什么问题？ ⒊认识原子轨道 原子轨道： 。 量子力学告诉我们： ⑴ ns能级只有 个原子轨道，是 形对称的。能层序数n越大，原子轨道的半径越 。 ⑵ np能级有 个原子轨道，是 形的，它们相互垂直，分别以px、py、pz为符号，且p电子原子轨道的平均半径也随能层序数n的增大而增大。 ⑶ nd能级有 个原子轨道，nf能级有 个原子轨道。 活动二：体会泡利（不相容）原理和洪特规则，学会书写电子排布图(轨道表示式)
⒈泡利不相容原理:1个原子轨道里最多只能容纳 个电子，而且 相反。
在同一个原子中没有运动状态完全相同的电子，因为对电子的运动状态可从四个方面来描
述： 、 、 、 。
⒉洪特（Hund）规则： 。
⒊据构造原理、泡利不相容原理和洪特规则写出C、N、O、Fe的电子排布图(轨道表示式)。
⒋从元素周期表中查出铬、铜、银、金的外围电子层排布。它们是否符合构造原理？
Cr Cu Ag Au
元素周期表
构 造 原 理
结 论
⒌画出S、Cr、Fe外围电子排布图(轨道表示式)
巩固和提高
1．图1和图2分别是1s电子的概率概率分布图和原子轨道图。下列有关认识正确的是
A．图1中的每个小黑点表示1个电子
B．图2表示1s电子只能在球体内出现
C．图2表明1s轨道呈圆形，有无数对称轴
D．图1中的小黑点表示某一时刻，电子在核外所处的位置
2．下列说法中正确的是
A．任何一个能层最多只有s、p、d、f四个能级
B．用n表示能层序数，则每一能层最多容纳电子数为2n2
C．核外电子的运动的概率分布图（电子云）就是原子轨道
D．电子的运动状态可从能层、能级、轨道3个方面进行描述
3．比较下列多电子原子的原子轨道的能量高低(填“>”、“<”或“=”)。
⑴ 2s____3s ⑵2s____3d ⑶2px____2py ⑷4f____6f
4．化合物YX2、ZX2中，X、Y、Z的核电荷数小于18；X原子最外能层的p能级中有一个轨道充
填了2个电子，Y原子的最外层中p能级的电子数等于前一能层电子总数，且X和Y具有相同
的电子层；Z与X在周期表中位于同一主族。回答下列问题：
⑴X的电子排布式为 ，Y的轨道表示式为 ；
⑵ZX2的分子式是 ，YX2电子式是 ；
⑶Y与Z形成的化合物的分子式是_______，该化合物中化学键的种类是________。
x
y
z
x
y
z
x y z x
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x
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22
yxd
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竖起理想的桅，扬起信仰的帆，掌好前进的舵，划起自强的桨——起航吧，青春的船！
2
5.主族元素的原子失去最外层电子形成阳离子，主族元素的原子得到电子填充在最外层形成阴离
子。下列各原子或离子的电子排布式错误的是（ ）
A．Ca2+ ：1s22s22p63s23p6 B．F-：1s22s22p6
C．S： 1s22s22p63s23p4 D．Ar：1s22s22p63s23p6
3．下列电子排布式表示基态原子的电子排布的是
A．1s12s1 B．1s22s12p1 C．1s22s22p63s2 D．1s22s22p63p1
4．某元素的一种基态粒子的M能层p能级上有4个电子，有关该粒子的叙述错误的是
A．N层不含有电子 B．该粒子为中性原子
C．L层一定有8个电子 D．原子的最外层电子数为4
6.下列说法正确的是（ ）
A．因为p轨道是“8”字形的，所以p电子是“8”字形
B．第3能层有3s、3p、3d、3f四个轨道
C．氢原子中只有一个电子，故氢原子只有一个轨道
D．原子轨道与电子云都是用来形象描述电子运动状态的
7．下列原子的外围电子排布式（或外围轨道表示式）中，哪一种状态的能量较低？试说明理由。
⑴氮原子：A ． B．
⑵钠原子：A. 3s1 B. 3p1
⑶铬原子: A. 3d54s1 B. 3d44s2
⑷碳原子: A． B．
1．下列关于核外电子运动规律的描述错误的是
A．核外电子质量很小，在原子核外作高速运动
B．核外电子的运动不能用牛顿运动定律来解释
C．小黑点密表示电子在核外空间单位体积内出现的机会多
D．通常用小黑点表示电子绕核作高速圆周运动
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