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2019-2020年高中化學(xué) 1.2.1原子結(jié)構(gòu)與元素周期表教案 魯教版選修3 【教學(xué)目標(biāo)】 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(hào)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(hào)元素基態(tài)原子的核外電子排布和價(jià)電子排布； 【教學(xué)重難點(diǎn)】 解釋1~36號(hào)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(xué)方法】 引導(dǎo)式 啟發(fā)式教學(xué) 【教學(xué)過(guò)程】 【知識(shí)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(yùn)動(dòng)? 3.比較下列軌道能量的高低（幻燈片展示） 【聯(lián)想質(zhì)疑】 為什么第一層最多只能容納兩個(gè)電子，第二層最多只能容納八個(gè)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(gè)電子？原子核外電子的排布與原子軌道有什么關(guān)系？ 【引入新課】 通過(guò)上一節(jié)的學(xué)習(xí)，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(gè)能層的電子，能量也可能不同，還可以把它們分成能級(jí)(s、p、d、f)，就好比能層是樓層，能級(jí)是樓梯的階級(jí)。各能層上的能級(jí)是不一樣的。原子中的電子在各原子軌道上按能級(jí)分層排布，在化學(xué)上我們稱(chēng)為構(gòu)造原理。下面我們要通過(guò)探究知道基態(tài)原子的核外電子的排布。 【板書(shū)】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(guò)前面的學(xué)習(xí)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(kāi)始的，然后到能量較高的電子層，逐層遞增的。也就是說(shuō)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(shuō)用軌道符號(hào)前的數(shù)字表示該軌道屬于第幾電子層，用軌道符號(hào)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(méi)有發(fā)生躍遷的原子，此時(shí)整個(gè)原子能量處于最低． 【板書(shū)】1.能量最低原則 【講解】原則內(nèi)容：通常情況下，電子總是盡先占有能量最低的軌道，只有當(dāng)這些軌道占滿(mǎn)后，電子才依次進(jìn)入能量較高的軌道，這就是構(gòu)造原理。原子的電子排布遵循構(gòu)造原理能使整個(gè)原子的能量處于最低狀態(tài)，簡(jiǎn)稱(chēng)能量最低原則。打個(gè)比方，我們把地球比作原子核，把能力高的大雁、老鷹等鳥(niǎo)比作能量高的電子，把能力低的麻雀、小燕子等鳥(niǎo)比作能量低的電子。能力高的鳥(niǎo)常在離地面較高的天空飛翔，能力低的鳥(niǎo)常在離地面很低的地方活動(dòng)。 【練習(xí)】請(qǐng)按能量由低到高的順序?qū)懗龈髟榆壍馈? 【學(xué)生】 1s2s2p3s3p3d4s4p4d4f5s5p5d5f5g6s 【講解】但從實(shí)驗(yàn)中得到的一般規(guī)律，卻跟大家書(shū)寫(xiě)的不同，順序?yàn)?s→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(shū)】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(guò)渡】氦原子有兩個(gè)原子，按照能量最低原則，兩電子都應(yīng)當(dāng)排布在1s軌道上，電子排布式為1s2。如果用個(gè)圓圈（或方框、短線(xiàn)）表示滿(mǎn)意一個(gè)給定量子數(shù)的原子軌道，這兩個(gè)電子就有兩種狀態(tài)：自旋相同 或自旋相反。事實(shí)確定，基態(tài)氦原子的電子排布是，這也是我們對(duì)電子在原子軌道上進(jìn)行排布必須要遵循的另一個(gè)原則――泡利不相容原理。原理內(nèi)容：一個(gè)原子軌道中最多只能容納兩個(gè)電子，并且這兩個(gè)電子的自旋方向必須相反；或者說(shuō)，一個(gè)原子中不會(huì)存在四個(gè)量子數(shù)完全相同的電子。 【板書(shū)】2.泡利不相容原理 【講解】在同一個(gè)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(zhuǎn)，自旋只有兩種方向：順時(shí)針?lè)较蚝湍鏁r(shí)針?lè)较?。在一個(gè)原子中沒(méi)有兩個(gè)電子具有完全相同的四個(gè)量子數(shù)。因此一個(gè)s軌道最多只能有2個(gè)電子，p軌道最多可以容納6個(gè)電子。按照這個(gè)原理，可得出第n電子層能容納的電子總數(shù)為2n2個(gè) 【板書(shū)】一個(gè)原子軌道最多容納２個(gè)電子且自旋方向必須相反 【交流研討】C：最外層的p能級(jí)上有三個(gè)規(guī)道 可能寫(xiě)出的基態(tài)C原子最外層p能級(jí)上兩個(gè)電子的可能排布： ①2p： ②2p: ③2p: ④2p p有3個(gè)軌道，而碳原子2p能層上只有兩個(gè)電子，電子應(yīng)優(yōu)先分占，而不是擠入一個(gè)軌道，C原子最外層p能級(jí)上兩個(gè)電子的排布應(yīng)如①所示，這就是洪特規(guī)則。 【板書(shū)】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(xiě)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(jié)第三周期元素原子核外電子排布的特點(diǎn) 2. 寫(xiě)出19K、22Ti、24Cr的電子排布式的簡(jiǎn)式和軌道表示式，思考35Br原子的電子排布，總結(jié)第四周期元素原子電子排布的特點(diǎn)，并仔細(xì)對(duì)照周期表，觀(guān)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(duì)于能量相同的軌道(同一電子亞層)，當(dāng)電子排布處于全滿(mǎn)（s2、p6、d10、f14）、半滿(mǎn)（s1、p3、d5、f7）、全空（s0、p0、d0、f0）時(shí)比較穩(wěn)定，整個(gè)體系的能量最低。 【小結(jié)】核外電子在原子規(guī)道上排布要遵循三個(gè)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(gè)原則并不是孤立的，而是相互聯(lián)系，相互制約的。也就是說(shuō)核外電子在原子規(guī)道上排布要同時(shí)遵循這三個(gè)原則。 【閱讀解釋表１－２－１】電子排布式可以簡(jiǎn)化，如可以把鈉的電子排布式寫(xiě)成[Ne]3S1。 【板書(shū)】４.核外電子排布和價(jià)電子排布式 【活動(dòng)探究】 嘗試寫(xiě)出19～36號(hào)元素K～Kr的原子的核外電子排布式。 【小結(jié)】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(gòu)造原理，有少數(shù)元素的基態(tài)原子的電子排布對(duì)于構(gòu)造原理有一個(gè)電子的偏差，如：K原子的可能電子排布式與原子結(jié)構(gòu)示意圖，按能層能級(jí)順序，應(yīng)為 1s22s22p63s23p63d1；+19 2 8 9 ，但按初中已有知識(shí)，應(yīng)為1s22s22p63s23p64s1；+19 2 8 8 1 事實(shí)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(hào)鉻Cr：1s22s22p63s23p63d54s1； 29號(hào)銅Cu：1s22s22p63s23p63d104s1； 這是因?yàn)槟芰肯嗤脑榆壍涝谌錆M(mǎn)（如p6和d10）、半充滿(mǎn)（如p3和d5）、和全空（如p0和d0）狀態(tài)時(shí)，體系的能量較低，原子較穩(wěn)定。 【講授】大量事實(shí)表明，在內(nèi)層原子軌道上運(yùn)動(dòng)的電子能量較低，在外層原子軌道上運(yùn)動(dòng)的電子能量較高，因此一般化學(xué)反應(yīng)只涉及外層原子軌道上的電子，我們稱(chēng)這些電子為價(jià)電子。元素的化學(xué)性質(zhì)與價(jià)電子的數(shù)目密切相關(guān)，為了便于研究元素化學(xué)性質(zhì)與核外電子間的關(guān)系，人們常常只表示出原子的價(jià)電子排布。例如，原子C的電子排布式為1s2s22p2，還可進(jìn)一步寫(xiě)出其價(jià)電子構(gòu)型：2s22p2　。圖１－２－５所示鐵的價(jià)電子排布式為3d64s2。 【總結(jié)】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(hào)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(hào)元素基態(tài)原子的核外電子排布和價(jià)電子排布。 一個(gè)原子軌道里最多只能容納2個(gè)電子，而且自旋方向相反，這個(gè)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(dāng)電子排布在同一能級(jí)的不同軌道時(shí)，總是優(yōu)先單獨(dú)占據(jù)一個(gè)軌道，而且自旋方向相同，這個(gè)規(guī)則是洪特規(guī)則。 【板書(shū)設(shè)計(jì)】 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(gè)原子軌道最多容納２個(gè)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(jià)電子排布式