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2019-2020年高中化學 1.2.1原子結構與元素周期表教案 魯教版選修3 【教學目標】 1. 理解能量最低原則、泡利不相容原理、洪特規(guī)則，能用以上規(guī)則解釋1~36號元素基態(tài)原子的核外電子排布； 2. 能根據(jù)基態(tài)原子的核外電子排布規(guī)則和基態(tài)原子的核外電子排布順序圖完成1~36號元素基態(tài)原子的核外電子排布和價電子排布； 【教學重難點】 解釋1~36號元素基態(tài)原子的核外電子排布； 【教師具備】 多媒體課件 【教學方法】 引導式 啟發(fā)式教學 【教學過程】 【知識回顧】 1.原子核外空間由里向外劃分為不同的電子層? 2.同一電子層的電子也可以在不同的軌道上運動? 3.比較下列軌道能量的高低（幻燈片展示） 【聯(lián)想質疑】 為什么第一層最多只能容納兩個電子，第二層最多只能容納八個電子而不能容納更多的電子呢？第三、四、五層及其他電子層最多可以容納多少個電子？原子核外電子的排布與原子軌道有什么關系？ 【引入新課】 通過上一節(jié)的學習，我們知道：電子在原子核外是按能量高低分層排布的，同一個能層的電子，能量也可能不同，還可以把它們分成能級(s、p、d、f)，就好比能層是樓層，能級是樓梯的階級。各能層上的能級是不一樣的。原子中的電子在各原子軌道上按能級分層排布，在化學上我們稱為構造原理。下面我們要通過探究知道基態(tài)原子的核外電子的排布。 【板書】一、基態(tài)原子的核外電子排布 【交流與討論】（幻燈片展示） 【講授】通過前面的學習我們知道了核外電子在原子軌道上的排布是從能量最低開始的，然后到能量較高的電子層，逐層遞增的。也就是說要遵循能量最低原則的。比如氫原子的原子軌道有1s、2s、2px、2py、2pz等，其核外的惟一電子在通常情況下只能分布在能量最低的1s原子軌道上，電子排布式為1s1。也就是說用軌道符號前的數(shù)字表示該軌道屬于第幾電子層，用軌道符號右上角的數(shù)字表示該軌道中的電子數(shù)（通式為：nlx）。例如，原子C的電子排布式為1s2s22p2?；鶓B(tài)原子就是所有原子軌道中的電子還沒有發(fā)生躍遷的原子，此時整個原子能量處于最低． 【板書】1.能量最低原則 【講解】原則內容：通常情況下，電子總是盡先占有能量最低的軌道，只有當這些軌道占滿后，電子才依次進入能量較高的軌道，這就是構造原理。原子的電子排布遵循構造原理能使整個原子的能量處于最低狀態(tài)，簡稱能量最低原則。打個比方，我們把地球比作原子核，把能力高的大雁、老鷹等鳥比作能量高的電子，把能力低的麻雀、小燕子等鳥比作能量低的電子。能力高的鳥常在離地面較高的天空飛翔，能力低的鳥常在離地面很低的地方活動。 【練習】請按能量由低到高的順序寫出各原子軌道。 【學生】 1s2s2p3s3p3d4s4p4d4f5s5p5d5f5g6s 【講解】但從實驗中得到的一般規(guī)律，卻跟大家書寫的不同，順序為1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→5s→4d→5p→6s→4f→5d→6p→7s…………大家可以看圖1-2-2。 【板書】能量由低到高順序：1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→5s→4d→5p→6s→4f→5d→6p→7s…… 【過渡】氦原子有兩個原子，按照能量最低原則，兩電子都應當排布在1s軌道上，電子排布式為1s2。如果用個圓圈（或方框、短線）表示滿意一個給定量子數(shù)的原子軌道，這兩個電子就有兩種狀態(tài)：自旋相同 或自旋相反。事實確定，基態(tài)氦原子的電子排布是，這也是我們對電子在原子軌道上進行排布必須要遵循的另一個原則――泡利不相容原理。原理內容：一個原子軌道中最多只能容納兩個電子，并且這兩個電子的自旋方向必須相反；或者說，一個原子中不會存在四個量子數(shù)完全相同的電子。 【板書】2.泡利不相容原理 【講解】在同一個原子軌道里的電子的自旋方向是不同的，電子自旋可以比喻成地球的自轉，自旋只有兩種方向：順時針方向和逆時針方向。在一個原子中沒有兩個電子具有完全相同的四個量子數(shù)。因此一個s軌道最多只能有2個電子，p軌道最多可以容納6個電子。按照這個原理，可得出第n電子層能容納的電子總數(shù)為2n2個 【板書】一個原子軌道最多容納２個電子且自旋方向必須相反 【交流研討】C：最外層的p能級上有三個規(guī)道 可能寫出的基態(tài)C原子最外層p能級上兩個電子的可能排布： ①2p： ②2p: ③2p: ④2p p有3個軌道，而碳原子2p能層上只有兩個電子，電子應優(yōu)先分占，而不是擠入一個軌道，C原子最外層p能級上兩個電子的排布應如①所示，這就是洪特規(guī)則。 【板書】３.洪特規(guī)則 在能量相同的軌道上排布，盡可能分占不同的軌道并切自旋方向平行 【交流與討論】 1. 寫出 11Na、13Al的電子排布式和軌道表示式，思考17Cl原子核外電子的排布，總結第三周期元素原子核外電子排布的特點 2. 寫出19K、22Ti、24Cr的電子排布式的簡式和軌道表示式，思考35Br原子的電子排布，總結第四周期元素原子電子排布的特點，并仔細對照周期表，觀察是否所有原子電子排布都符合前面的排布規(guī)律 [講述]洪特規(guī)則的特例:對于能量相同的軌道(同一電子亞層)，當電子排布處于全滿（s2、p6、d10、f14）、半滿（s1、p3、d5、f7）、全空（s0、p0、d0、f0）時比較穩(wěn)定，整個體系的能量最低。 【小結】核外電子在原子規(guī)道上排布要遵循三個原則：即能量最低原則、泡利不相容原理和洪特規(guī)則。這三個原則并不是孤立的，而是相互聯(lián)系，相互制約的。也就是說核外電子在原子規(guī)道上排布要同時遵循這三個原則。 【閱讀解釋表１－２－１】電子排布式可以簡化，如可以把鈉的電子排布式寫成[Ne]3S1。 【板書】４.核外電子排布和價電子排布式 【活動探究】 嘗試寫出19～36號元素K～Kr的原子的核外電子排布式。 【小結】鉀K：1s22s22p63s23p64s1； 鈣Ca：1s22s22p63s23p64s2； 鉻Cr：1s22s22p63s23p63d44s2；鐵Fe：1s22s22p63s23p63d64s2； 鈷Co：1s22s22p63s23p63d74s2；銅Cu：1s22s22p63s23p63d94s2； 鋅Zn：1s22s22p63s23p63d104s2；溴Br：1s22s22p63s23p63d104s24p5； 氪Kr：1s22s22p63s23p63d104s24p6； 注意：大多數(shù)元素的原子核外電子排布符合構造原理，有少數(shù)元素的基態(tài)原子的電子排布對于構造原理有一個電子的偏差，如：K原子的可能電子排布式與原子結構示意圖，按能層能級順序，應為 1s22s22p63s23p63d1；+19 2 8 9 ，但按初中已有知識，應為1s22s22p63s23p64s1；+19 2 8 8 1 事實上，在多電子原子中，原子的核外電子并不完全按能層次序排布。再如： 24號鉻Cr：1s22s22p63s23p63d54s1； 29號銅Cu：1s22s22p63s23p63d104s1； 這是因為能量相同的原子軌道在全充滿（如p6和d10）、半充滿（如p3和d5）、和全空（如p0和d0）狀態(tài)時，體系的能量較低，原子較穩(wěn)定。 【講授】大量事實表明，在內層原子軌道上運動的電子能量較低，在外層原子軌道上運動的電子能量較高，因此一般化學反應只涉及外層原子軌道上的電子，我們稱這些電子為價電子。元素的化學性質與價電子的數(shù)目密切相關，為了便于研究元素化學性質與核外電子間的關系，人們常常只表示出原子的價電子排布。例如，原子C的電子排布式為1s2s22p2，還可進一步寫出其價電子構型：2s22p2　。圖１－２－５所示鐵的價電子排布式為3d64s2。 【總結】本節(jié)課理解能量最低原則、泡利不相容原理、洪特規(guī)則，能用以上規(guī)則解釋1～36號元素基態(tài)原子的核外電子排布；能根據(jù)基態(tài)原子的核外電子排布規(guī)則和基態(tài)原子的核外電子排布順序圖完成1~36號元素基態(tài)原子的核外電子排布和價電子排布。 一個原子軌道里最多只能容納2個電子，而且自旋方向相反，這個原理成為泡利原理。推理各電子層的軌道數(shù)和容納的電子數(shù)。當電子排布在同一能級的不同軌道時，總是優(yōu)先單獨占據(jù)一個軌道，而且自旋方向相同，這個規(guī)則是洪特規(guī)則。 【板書設計】 一、基態(tài)原子的核外電子排布 1.能量最低原則 能量由低到高順序： 1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→5s→4d→5p→6s→4f→5d→6p→7s…… 2.泡利不相容原理 一個原子軌道最多容納２個電子且自旋方向必須相反 ３.洪特規(guī)則 在能量相同的軌道上排布，盡可能分占不同的軌道并切自旋方向平行 ４.核外電子排布和價電子排布式