化学元素核外电子排布表(各亚层电子排布)[PDF]
注：①d 亚层在s 亚层外，常多填d 亚层（使之趋于全满/半满），少填s 亚层②d 亚层在f 亚层外，常多填d 亚层，少填f 亚层（使之趋于全空/半满）
核外电子排布规律和表示方法及其强化练习
核外电子排布规律和表示方法 一、能层、能级与轨道 总规律：元素的原子核外电子按照能量由低到高的顺序依次排布在不同的能级中。 1、核外电子的能量主要取决于电子层和电子亚层。电子层又叫能层，它决定电子的能量高低和离核远近；同一电子层还可以分成一个或几个电子亚层，电子亚层决定同一电子层的电子的能量差异和电子云的形状。s 亚层呈球形，p 亚层呈哑铃形，d 亚层成四瓣花瓣形，f 亚层形状更复杂。能级就由能层和电子亚层共同构造。 2、能层用n 表示，按能量由低到高的顺序依次表示为1、2、 3、 4、 5、 6、7，依次对应K 、L 、M 、N 、O 、P 、Q 层。 电子亚层 s 、p 、d 、f 表示。各电子层最多容纳的电子亚层是n 种。K 层只有s 一种亚层，L 层有s 、p 2种亚层，M 层有s 、p 、d 3种亚层，N 层有s 、p 、d 、f 4种亚层，O 层有 5种亚层，P 层有6种亚层，Q 层有7种亚层。 能层用电子层和电子亚层共同表示，在电子亚层符号的前面加上能层序号就是能级符号。 例如：1s 、2s 、2p 、3s 、3p 、3d 、4s 、4p 、4d 、4f 、5s 、5p 、5d 、5f 、6s 、6p 、6d 、6f 、7s 、7p 、7d 、7f 、 3、同一电子亚层形状相同但伸展方向不同，可以构成不同轨道。s 有1个轨道，p 有3个轨道，d 有5个轨道，f 有7个轨道，可用方框来表示。 s 轨道 p 轨道 f 轨道 4、能量关系：①相同能层的原子轨道能量高低：ns < np < nd < nf ； ②形状相同的原子轨道能量高低：1s < 2s< 3s< 4s ； 同一电子亚层形状相同但伸展方向不同的原子轨道能量相同。2p x =2p y =2p z 51、能量最低原理：原子的核外电子排布遵循构造原理，使整个原子的能量处于最低状态。 也即：原子的核外电子排布总是尽先排布在能量最低的轨道中，然后按能量由低到高的顺序依次排入。 构造原理：即能级顺序：1s 、2s 、2p 、3s 、3p 、4s 、3d 、4p 、5s 、4d 、5p 、6s 、4f 、5d 、6p 、7s 、5f 、6d 、7p 。记忆方法：1，22，33，434，545，6456，7567。 2、泡利原理：一个原子轨道里最多容纳2个电子，而且它们的自旋状态相反。 3、洪特规则：电子排布在同一能级的不同轨道时，基态原子的电子总是优先单独占据一个轨道，而且自旋状态相同。 当能量相同的原子轨道在全满（p 6、d 10、f 14）、半满（p 3、d 5、f 7）、全空（p 0、d 0、f 0）状态时，体系能量最低。这个可以看成洪特规则的特列。 这三个排布规律解释了各电子层最多容纳的电子数为2n 2个，解释了最外层电子数不超
化学元素核外电子排布表教学文稿
元素核外电子排布表 精品文档
76 锇Os [Xe]6s2 4f14 5d6 2.8.18.32.14.2 77 铱Ir [Xe]6s2 4f14 5d7 2.8.18.32.15.2 78 铂Pt [Xe]6s1 4f14 5d9 2.8.18.32.17.1 d8->d9，注① 79 金Au [Xe]6s1 4f14 5d10 2.8.18.32.18.1 d9->d10，注①全满 80 汞Hg [Xe]6s2 4f14 5d10 2.8.18.32.18.2 81 铊Tl [Xe]6s2 4f14 5d10 6p1 2.8.18.32.18.3 82 铅Pb [Xe]6s2 4f14 5d10 6p2 2.8.18.32.18.4 83 铋Bi [Xe]6s2 4f14 5d10 6p3 2.8.18.32.18.5 84 钋Po [Xe]6s2 4f14 5d10 6p4 2.8.18.32.18.6 红色为放射性元素 85 砹At [Xe]6s2 4f14 5d10 6p5 2.8.18.32.18.7 86 氡Rn [Xe]6s2 4f14 5d10 6p6 2.8.18.32.18.8 [Rn] 87 钫Fr [Rn]7s1 2.8.18.32.18.8.1 88 镭Ra [Rn]7s2 2.8.18.32.18.8.2 89 锕Ac [Rn]7s2 5f0 6d1 2.8.18.32.18.9.2 f1->f0，注②全空 90 钍Th [Rn]7s2 5f0 6d2 2.8.18.32.18.10.2 f2->f0，注②全空 91 镤Pa [Rn]7s2 5f2 6d1 2.8.18.32.20.9.2 f3->f2，注② 92 铀Ｕ[Rn]7s2 5f3 6d1 2.8.18.32.21.9.2 f4->f3，注② 93 镎Np [Rn]7s2 5f4 6d1 2.8.18.32.22.9.2 f5->f4，注② 94 钚Pu [Rn]7s2 5f6 2.8.18.32.24.8.2 95 镅Am [Rn]7s2 5f7 2.8.18.32.25.8.2 加粗为人造元素 96 锔Cm [Rn]7s2 5f7 6d1 2.8.18.32.25.9.2 f8->f7，注②半满 97 锫Bk [Rn]7s2 5f9 2.8.18.32.27.8.2 98 锎Cf [Rn]7s2 5f10 2.8.18.32.28.8.2 99 锿Es [Rn]7s2 5f11 2.8.18.32.29.8.2 100 镄Fm [Rn]7s2 5f12 2.8.18.32.30.8.2 101 钔Md [Rn]7s2 5f13 2.8.18.32.31.8.2 兰色为估计排布式102 锘No [Rn]7s2 5f14 2.8.18.32.32.8.2 103 铹Lr [Rn]7s2 5f14 6d1 2.8.18.32.32.9.2 104 Rf [Rn]7s2 5f14 6d2 2.8.18.32.32.10.2 105 Ha [Rn]7s2 5f14 6d3 2.8.18.32.32.11.2 106 [Rn]7s2 5f14 6d4 2.8.18.32.32.12.2 107 [Rn]7s2 5f14 6d5 2.8.18.32.32.13.2 108 [Rn]7s2 5f14 6d6 2.8.18.32.32.14.2 109 [Rn]7s2 5f14 6d7 2.8.18.32.32.15.2 110 [Rn]7s1 5f14 6d9 2.8.18.32.32.17.1 d8->d9，注① 111 [Rn]7s1 5f14 6d10 2.8.18.32.32.18.1 d9->d10，注①全满112 [Rn]7s2 5f14 6d10 2.8.18.32.32.18.2 113 [Rn]7s2 5f14 6d10 7p1 2.8.18.32.32.18.3 114 [Rn]7s2 5f14 6d10 7p2 2.8.18.32.32.18.4 115 [Rn]7s2 5f14 6d10 7p3 2.8.18.32.32.18.5 116 [Rn]7s2 5f14 6d10 7p4 2.8.18.32.32.18.6 117 [Rn]7s2 5f14 6d10 7p5 2.8.18.32.32.18.7 灰色为未发现元素118 [Rn]7s2 5f14 6d10 7p6 2.8.18.32.32.18.8 ②d亚层在f亚层外，常多填d亚层，少填f亚层（使之趋于全空/半满） 精品文档
《原子核外电子的排布》教学设计
《原子核外电子的排布》教学设计 一、教材分析 本章《物质结构元素周期律》是高中必修二第一章的内容，是在九年级化学上册第四单元《物质构成的奥秘》的理论基础上进一步的深入学习，而本节内容——原子核外电子的排布又是本章的核心内容，是后面学习元素周期律的基础。 二、学生分析 学生初中时已经学习了原子的构成和元素，对核外电子是分层排布这一知识点也做了初步了解，所以在此节内容的学习之前学生就已经具备了一些原子的相关基础知识。同时也具备一定的数学基础，能够对一些数据进行分析处理。 三、教学目标 （一）知识与技能目标 1．了解原子核外电子运动的特征。 2．了解元素原子核外电子排布的基本规律，能用原子（离子）结构示意图表示常见原子(离子)的核外电子排布。 （二）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。 四、教学重难点 重点：原子核外电子分层排布、原子核外电子的排布及其规律。 难点：原子核外电子排布规律间相互制约关系。 五、教学过程 【引入】大家好，这节课我们进入到新课的学习：
【板书】原子核外电子的排布 【提问】在进入新课内容之前，我们先来复习一下以前学习的内容。初中的时候在《物质构成的奥秘》这一章当中我们就学习了原子的相关知识，下面我们来回顾一下，什么是原子？原子由什么微粒构成？ 【学生回顾】…… 【板书】 外电子数 核电荷数＝质子数＝核的负电荷核外电子：带一个单位 中子：不带电 个单位的正电荷质子：带原子核原子????????1 【教师】原子由原子核和核外电子构成，而原子核又由质子和中子构成，其中质子带一个单位的正电荷，中子不带电。核外电子则带一个单位的负电荷。 【提问】那么为什么原子对外显电中性呢？ 【学生】质子所带的正电荷数等于核外电子所带的负电荷数，所以原子不显电性。 【教师】很好，其中我们还学习到了一个重要的等式关系：核电荷数=质子数=核外电子数。所以质子所带的正电荷与核外电子所带的负电荷相互抵消，导致原子不显电性。 【过渡】好，我们都知道了原子的结构。现在我们来研究一下电子在原子核外究竟是怎么运动的。 【教师】大家来看ppt 上这张熟悉的原子结构图。我们可以看到原子核外有一圈圈的层状区域，由里往外分为好几个圈层，这就是我们以前初三所学习到的电子层——核外电子的运动有自己的特点，它不像行星绕太阳旋转有固定的轨道，但却有经常出现的区域，科学家把这些区域称为电子层。而核外电子就是在这样不同的电子层内运动，我们把这种现象称为核外电子的分层排布。这些都是同学们初中已经学习过的内容。 【过渡】那么，大家知道了核外电子的分层排布之后，是不是产生了这样的疑问：核外电子究竟是怎么分层排布的呢？好，接下来我们一起来共同解决同学们的疑问——我们来探究核外电子的排布规律。 【板书】核外电子的排布规律 【提问】我们来看这个原子结构，从黄色最里一层原子层到蓝色最外一层原子层，
第2讲 原子核外电子排布的规律练习题
第二讲原子核外电子的排布规律练习题 一、核外电子的排布规律 在含有多个电子的原子里，电子的能量并不相同，能量低的电子通常在离核近的区域运动，能量高的电子通常在离核远的区域运动。我们常用电子层来表明。离核最近的叫第一层，离核稍远的叫第二层，依次类推，由近及远叫三、四、五、六、七层，也可依次把它们叫做K、L、M、N、O、P、Q层。核外电子的分层运动，又叫核外电子的分层排布。如图。科学研究证明，电子一般总是尽先排布在能量最低的电子层里，即最先排布K层，当K层排满后，再排布L层，依次类推。 1-20号元素原子的电子层排布 核电 荷数 元素 名称 元素 符号 各电子层的电子数核电 荷数 元素 名称 元素 符号 各电子层的电子数 K L M N K L M N 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 氢 氦 锂 铍 硼 碳 氮 氧 氟 氖 H He Li Be B C N O F Ne 1 2 2 1 2 2 2 3 2 4 2 5 2 6 2 7 2 8 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 钠 镁 铝 硅 磷 硫 氯 氩 钾 钙 Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca 2 8 1 2 8 2 2 8 3 2 8 4 2 8 5 2 8 6 2 8 7 2 8 8 2 8 8 1 2 8 8 2 核外电子排布的一般规律是：①各电子层最多容纳的电子数目是2n2；②最外层电子数目不超过8个（K层为最外层时不超过2个），次外层电子数目不超过18个，倒数第三层电子数目不超过32个；③核外电子总是尽先排布在能量最低的电子层里，然后再由里往外依次排布在能量逐步升高的电子层里。1-18号元素的原子结构示意图。
高中化学《原子核外电子排布与元素周期律》教案9苏教版必修2.doc
专题一：微观结构与物质的多样性第一单元：原子核外电子排布与元 素周期律第一课时 一、教学目标 课标内容：了解原子核外电子的排布 会考考纲： 1．了解核外电子的排布（B） 2．能画出1~18 号元素的原子结构示意图（B） 教学目标： （一）知识与技能 原子核外电子排布规律 （二）过程与方法 掌握原子核外电子排布规律，通过 1-20 号元素的原子和离子结构示意图的学习，扩展到主族元素的电子排布规律的认识，初步体会归纳与演绎的学习方法。 （三）情感与价值观 通过原子核外电子排布规律，了解物质运动的复杂性和特殊性 二、教学重、难点和突破方法 教学重点：了解原子的结构，能画出1~18 号元素的原子结构示意图 教学难点：核外电子排布规律 三、教学过程： （一）设计思路 由原子的构成→原子核外电子分层排布运动→原子核外电子排布规律 （二）教学媒体和教具 学案、练习题、图表 （三）课堂教学流程 1.创设情境，引入新课 下表是构成原子的各微粒的一些参数，请根据表中所提供的信息回答问题： 表 1 微粒质量 /kg 相对质量电性和电量 /C 质子 1. 673×10 -27 1.007 +1. 602×10 -19 中子 1. 675× 10-27 1.008 0 电子9. 109×10 -31 1/1836 -1. 602×10 -19 问题解决： 1．原子是由、和三部分构成的。 2．在原子中，质量集中在上，其大小是由和之和决定的。 3．在原子中：＝＝ 4．原子不显电性的原因： 交流与讨论：原子核带正电荷，核外电子带负电荷，正负电荷相互吸引，那为什么电子 不会落入原子核内呢？ 2.进行新课
原子核外电子排布的原理
原子核外电子排布的原理 处于稳定状态的原子，核外电子将尽可能地按能量最低原理排布，另外，由于电子不可能都挤在一起，它们还要遵守保里不相容原理和洪特规则，一般而言，在这三条规则的指导下，可以推导出元素原子的核外电子排布情况，在中学阶段要求的前36号元素里，没有例外的情况发生。 核外电子排布原理一——能量最低原理 电子在原子核外排布时，要尽可能使电子的能量最低。怎样才能使电子的能量最低呢？比方说，我们站在地面上，不会觉得有什么危险；如果我们站在20层楼的顶上，再往下看时我们心理感到害怕。这是因为物体在越高处具有的势能越高，物体总有从高处往低处的一种趋势，就像自由落体一样，我们从来没有见过物体会自动从地面上升到空中，物体要从地面到空中，必须要有外加力的作用。电子本身就是一种物质，也具有同样的性质，即它在一般情况下总想处于一种较为安全（或稳定）的一种状态（基态），也就是能量最低时的状态。当有外加作用时，电子也是可以吸收能量到能量较高的状态（激发态），但是它总有时时刻刻想回到基态的趋势。一般来说，离核较近的电子具有较低的能量，随着电子层数的增加，电子的能量越来越大；同一层中，各亚层的能量是按s、p、d、f的次序增高的。这两种作用的总结果可以得出电子在原子核外排布时遵守下列次序：1s、2s、2p、3s、3p、3d、4s、4p…… 原子轨道能量的高低(也称能级)主要由主量子数n和角量子数l决定。当l相同时，n越大，原子轨道能量E越高，例如E1s＜E2s＜E3s；E2p＜E3p ＜E4p。当n相同时，l越大，能级也越高，如E3s＜E3p＜E3d。当n和l 都不同时，情况比较复杂，必须同时考虑原子核对电子的吸引及电子之间的相互排斥力。由于其他电子的存在往往减弱了原子核对外层电子的吸引力，从而使多电子原子的能级产生交错现象，如E4s＜E3d，E5s＜E4d。Pauling根据光谱实验数据以及理论计算结果，提出了多电子原子轨道的近似能级图。用小圆圈代表原子轨道，按能量高低顺序排列起来，将轨道能量相近的放在同一个方框中组成一个能级组，共有7个能级组。电子可按这种能级图从低至高顺序填入。
元素电子排布规律
洪特规则 德国人洪特（F.Hund）根据大量光谱实验数据总结出一个规律，即分子分布到能量简并的原子轨道时，优先以自旋相同的方式分别占据不同的轨道，因为这种排布方式原子的总能量最低。所以在能量相等的轨道上，电子尽可能自旋平行地多占不同的轨道。例如碳原子核外有6个电子，按能量最低原理和泡利不相容原理，首先有2个电子排布到第一层的1s轨道中，另外2个电子填入第二层的2s轨道中，剩余2个电子排布在2个p轨道上，具有相同的自旋方向，而不是两个电子集中在一个p轨道，自旋方向相反。 1适用范围 该定则只适用于LS 耦合的情况。有少数例外是由于组态相互作用或偏离LS 耦合引起的。该定则可用量子力学理论和泡利不相容原理来解释。该定则对确定自由原子或离子的基态十分有用。 2洪特规则前提 洪特规则前提：对于基态原子来说 在能量相等的轨道上，自旋平行的电子数目最多时，原子的能量最低。所以在能量相等的轨道上，电子尽可能自旋平行地多占不同的轨道。例如碳原子核外有
6个电子，按能量最低原理和泡利不相容原理，首先有2个电子排布到第一层的1s轨道中，另外2个电子填入第二层的2s轨道中，剩余2个电子排布在2个不同的2p轨道上，具有相同的自旋方向，而不是两个电子集中在一个p轨道，自旋方向相反。作为洪特规则的补充，能量相等的轨道全充满、半满或全空的状态比较稳定。 根据以上原则，电子在原子轨道中填充排布的顺序为1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d…。3详细信息 具体内容：对于特定电子排布，不同组态的LS耦合，洪特规则确定了能量排列顺序： （1）总自旋S越大，能量越低 （2）S相等情况下，总轨道角动量L越大，能量越低（3）在S和L都相等情况下，对于未满半壳层或刚好半壳层，总角动量J越小能量越低，否则，J越大能量越低。 下面我们运用核外电子排布的三原则来讨论核外电子排布的几个实例。 氮(N)原子核外有7个电子，根据能量最低原理和泡利不相容原理，首先有2个电子排布到第一层的1s轨道中，又有2个电子排布到第二层的2s轨道中。按照洪
核外电子排布规律总结归纳
精心整理 原子核外电子排布规律 ①能量最低原理:电子层划分为K 人教版高中化学必修2《1.2.1原子核外电子的排布元素周期 律》巩固练习及答案 1.元素的性质呈周期性变化的根本原因是( )。 A.元素原子量的递增,量变引起质变 B.元素的原子半径呈周期性变化 C.元素原子的核外电子排布呈周期性变化 D.元素的金属性和非金属性呈周期性变化 【解析】元素周期律是元素原子核外电子排布随着元素核电荷数的递增发生周期性变化的必然结果。 【答案】C 2.已知最外层电子数相同的原子具有相似的化学性质。氧原子的核外电子分层排布示意图为 ,则下列原子中,与氧原子的化学性质相似的是( )。 【解析】氧原子最外层电子数为6,C项所示原子最外层电子数也是6。 【答案】C 3.下列叙述中不符合 ．．．原子核外电子排布基本规律的是( )。 A.核外电子总是优先排在能量最低的电子层上 B.K层是能量最低的电子层 C.N电子层为次外层时,最多可容纳的电子数为18 D.各电子层(n)最多可容纳的电子数为n2 【解析】第n电子层最多可容纳的电子数为2n2。 【答案】D 4.A和B是两种短周期元素,A-和B2+具有相同的电子层结构,下列说法中正确的是( )。 A.原子序数:A>B B.电子总数:A>B C.原子半径:A>B D.离子半径:A->B2+ 【答案】D 5.下列各组元素性质的递变规律错误 ．．的是( )。 A.Li、Be、B原子最外层电子数依次增多 B.P、S、Cl元素最高正价依次升高 C.Na、K、Rb的电子层数依次增多 D.N、O、F原子半径依次增大 【解析】此题考查元素性质的递变规律,随着原子序数的递增,原子结构、原子半径、元素的金属性和非金属性呈周期性的变化,A、B、C三项均正确,D项中原子半径应是依次减小。 【答案】D 6.已知33As、35Br位于同一周期,下列关系正确的是( )。 A.原子半径:As>Cl>P 《原子核外电子排布应遵循的三大规律》 （一）泡利不相容原理： 1．在同一个原子里，没有运动状态四个方面完全相同的电子存在，这个结论叫泡利不相容原理。 泡利：奥地利物理学家，1945年获诺贝尔物理学奖。 2．根据这个原理，如果有两个电子处于一个轨道（即电子层电子亚层电子云的伸展方向都相同的轨道），那么这两个电子的自旋方向就一定相反。 3．各个电子层可能有的最多轨道数为，每个轨道只能容纳自旋相反的两个电子，各电子层可容纳的电子总数为2个。 （二）能量最低原理： 1．在核外电子的排布中，通常状况下，电子总是尽先占有能量最低的原子轨道，只有当这些原子轨道占满后，电子才依次进入能量较高的原子轨道，这个规律叫能量最低原理。 2．能级：就是把原子中不同电子层和亚层按能量高低排布成顺序，象台阶一样叫做能级。 （1）同一电子层中各亚层的能级不相同，它们是按s，p，d，f的次序增高。 不同亚层：ns< np< nd< nf （2）在同一个原子中，不同电子层的能级不同。离核越近，n越小的电子层能级越低。 同中亚层：1s< 2s< 3s；1p< 2p< 3p； （3）能级交错现象：多电子原子的各个电子，除去原子核对它们有吸引力外，同时各个电子之间还存在着排斥力，因而使多电子原子的电子所处的能级产生了交错现象。 例如：E3d >E4S , E4d >E5S，n≥3时有能级交错现象。 3．电子填入原子轨道顺序：1s 2s2p 3s3p 4s3d4p 5s4d5p 6s4f5d6p 7s5f6d7p，能级由低渐高。 （三）洪特规则： 1．在同一亚层中的各个轨道上，电子的排布尽可能单独分占不同的轨道，而且自旋方向相同，这样排布整个原子能量最低。 2．轨道表示式和电子排布式： 轨道表示式：一个方框表示一个轨道 电子排布式：亚层符号右上角的数字表示该亚层轨道中电子的数目 原子核外电子排布规律 1、Pauli不相容原理：每个轨道最多只能容纳两个电子，且自旋相反配对 2、能量最低原理：电子尽可能占据能量最低的轨道 3、Hund规则：简并轨道（能级相同的轨道）只有被电子逐一自旋平行地占据后，才能容纳第二个电子 另外：等价轨道在全充满、半充满或全空的状态是比较稳定的，亦即下列电子结构是比较稳定的： 全充满---p6或d10 或f14 半充满----p3或d5或f7 全空-----p0 或d0或f0 还有少数元素（如某些原子序数较大的过渡元素和镧系、锕系中的某些元素）的电子排布更为复杂，既不符合鲍林能级图的排布顺序，也不符合全充满、半充满及全空的规律。而这些元素的核外电子排布是由光谱实验结构得出的，我们应该尊重光谱实验事实。 对于核外电子排布规律，只要掌握一般规律，注意少数例外即可。 处于稳定状态的原子，核外电子将尽可能地按能量最低原理排布，另外，由于电子不可能都挤在一起，它们还要遵守保里不相容原理和洪特规则，一般而言，在这三条规则的指导下，可以推导出元素原子的核外电子排布情况，在中学阶段要求的前36号元素里，没有例外的情况发生。 1．最低能量原理 电子在原子核外排布时，要尽可能使电子的能量最低。怎样才能使电子的能量最低呢？比方说，我们站在地面上，不会觉得有什么危险；如果我们站在20层楼的顶上，再往下看时我们心理感到害怕。这是因为物体在越高处具有的势能越高，物体总有从高处往低处的一种趋势，就像自由落体一样，我们从来没有见过物体会自动从地面上升到空中，物体要从地面到空中，必须要有外加力的作用。电子本身就是一种物质，也具有同样的性质，即它在一般情况下总想处于一种较为安全（或稳定）的一种状态（基态），也就是能量最低时的状态。当有外加作用时，电子也是可以吸收能量到能量较高的状态（激发态），但是它总有时时刻刻想回到基态的趋势。一般来说，离核较近的电子具有较低的能量，随着电子层数的增加，电子的能量越来越大；同一层中，各亚层的能量是按s、p、d、f的次序增高的。这两种作用的总结果可以得出电子在原子核外排布时遵守下列次序：1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p…… 2．保里不相容原理 我们已经知道，一个电子的运动状态要从4个方面来进行描述，即它所处的电子层、电子亚层、电子云的伸展方向以及电子的自旋方向。在同一个原子中没有也不可能有运动状态完全相同的两个电子存在，这就是保里不相容原理所告诉大家的。根据这个规则，如果两个电子处于同一轨道，那么，这两个电子的自旋方向必定相反。也就是说，每一个轨道中只能容纳两个自旋方向相反的电子。这一点好像我们坐电梯，每个人相当于一个电子，每一个电梯相当于一个轨道，假设电梯足够小，每一个电梯最多只能同时供两个人乘坐，而且乘坐时必须一个人头朝上，另一个人倒立着（为了充分利用空间）。根据保里不相容原理，我们得知：s亚层只有1个轨道，可以容纳两个自旋相反的电子；p亚层有3个轨道，总共可以容纳6个电子；f亚层有5个轨道，总共可以容纳10个电子。我们还得知：第一电子层（K 层）中只有1s亚层，最多容纳两个电子；第二电子层（L层）中包括2s和2p两个亚层，总共可以容纳8个电子；第3电子层（M层）中包括3s、3p、3d三个亚层，总共可以容纳 元素核外电子排布表 只供学习与交流 76 锇Os [Xe]6s2 4f14 5d6 2.8.18.32.14.2 77 铱Ir [Xe]6s2 4f14 5d7 2.8.18.32.15.2 78 铂Pt [Xe]6s1 4f14 5d9 2.8.18.32.17.1 d8->d9，注① 79 金Au [Xe]6s1 4f14 5d10 2.8.18.32.18.1 d9->d10，注①全满 80 汞Hg [Xe]6s2 4f14 5d10 2.8.18.32.18.2 81 铊Tl [Xe]6s2 4f14 5d10 6p1 2.8.18.32.18.3 82 铅Pb [Xe]6s2 4f14 5d10 6p2 2.8.18.32.18.4 83 铋Bi [Xe]6s2 4f14 5d10 6p3 2.8.18.32.18.5 84 钋Po [Xe]6s2 4f14 5d10 6p4 2.8.18.32.18.6 红色为放射性元素 85 砹At [Xe]6s2 4f14 5d10 6p5 2.8.18.32.18.7 86 氡Rn [Xe]6s2 4f14 5d10 6p6 2.8.18.32.18.8 [Rn] 87 钫Fr [Rn]7s1 2.8.18.32.18.8.1 88 镭Ra [Rn]7s2 2.8.18.32.18.8.2 89 锕Ac [Rn]7s2 5f0 6d1 2.8.18.32.18.9.2 f1->f0，注②全空 90 钍Th [Rn]7s2 5f0 6d2 2.8.18.32.18.10.2 f2->f0，注②全空 91 镤Pa [Rn]7s2 5f2 6d1 2.8.18.32.20.9.2 f3->f2，注② 92 铀Ｕ[Rn]7s2 5f3 6d1 2.8.18.32.21.9.2 f4->f3，注② 93 镎Np [Rn]7s2 5f4 6d1 2.8.18.32.22.9.2 f5->f4，注② 94 钚Pu [Rn]7s2 5f6 2.8.18.32.24.8.2 95 镅Am [Rn]7s2 5f7 2.8.18.32.25.8.2 加粗为人造元素 96 锔Cm [Rn]7s2 5f7 6d1 2.8.18.32.25.9.2 f8->f7，注②半满 97 锫Bk [Rn]7s2 5f9 2.8.18.32.27.8.2 98 锎Cf [Rn]7s2 5f10 2.8.18.32.28.8.2 99 锿Es [Rn]7s2 5f11 2.8.18.32.29.8.2 100 镄Fm [Rn]7s2 5f12 2.8.18.32.30.8.2 101 钔Md [Rn]7s2 5f13 2.8.18.32.31.8.2 兰色为估计排布式102 锘No [Rn]7s2 5f14 2.8.18.32.32.8.2 103 铹Lr [Rn]7s2 5f14 6d1 2.8.18.32.32.9.2 104 Rf [Rn]7s2 5f14 6d2 2.8.18.32.32.10.2 105 Ha [Rn]7s2 5f14 6d3 2.8.18.32.32.11.2 106 [Rn]7s2 5f14 6d4 2.8.18.32.32.12.2 107 [Rn]7s2 5f14 6d5 2.8.18.32.32.13.2 108 [Rn]7s2 5f14 6d6 2.8.18.32.32.14.2 109 [Rn]7s2 5f14 6d7 2.8.18.32.32.15.2 110 [Rn]7s1 5f14 6d9 2.8.18.32.32.17.1 d8->d9，注① 111 [Rn]7s1 5f14 6d10 2.8.18.32.32.18.1 d9->d10，注①全满112 [Rn]7s2 5f14 6d10 2.8.18.32.32.18.2 113 [Rn]7s2 5f14 6d10 7p1 2.8.18.32.32.18.3 114 [Rn]7s2 5f14 6d10 7p2 2.8.18.32.32.18.4 115 [Rn]7s2 5f14 6d10 7p3 2.8.18.32.32.18.5 116 [Rn]7s2 5f14 6d10 7p4 2.8.18.32.32.18.6 117 [Rn]7s2 5f14 6d10 7p5 2.8.18.32.32.18.7 灰色为未发现元素118 [Rn]7s2 5f14 6d10 7p6 2.8.18.32.32.18.8 ②d亚层在f亚层外，常多填d亚层，少填f亚层（使之趋于全空/半满） 只供学习与交流 原子核外电子排布规律 ①能量最低原理:电子层划分为K 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 …… 一、教学目标 （一）知识与技能目标 引导学生了解原子核外电子的排布规律，使他们能画出1～18号元素的原子结构示意图；了解原子的最外层电子排布与元素的原子得、失电子能力和化合价的关系。 （二）过程与方法目标 通过对原子核外电子的排布规律问题的探讨，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。 （三）情感态度与价值观目标 培养他们的科学态度和科学精神，体验科学研究的艰辛与喜悦。 二、教学重点、难点 （一）知识上重点、难点：核外电子排布规律。 （二）方法上重点、难点：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。 三、教学过程 【引言】 首先，请同学们观看一段视频 ——这是著名的α粒子散射实验，卢瑟福就是通过这个实验，提出了原子是由原子核和电子构成的核式结构模型的。视频中还介绍了原子核的体积很小，核外有着非常广阔的相对空间，电子就是在这非常“广阔”的空间里作高速的绕核运动。那么电子的绕核运动还有着哪些特征？这些运动的电子在核外又是怎样排布的？这就是本节课我们所要研究的内容。 【板书】二、核外电子排布 【讲述】同学们请看，屏幕上展示的是核外电子的运动特征，我们共同看一下。 （1）质量很小（9.109×10-31kg）。 （2）运动速度快（接近光速）。 （3）运动空间范围小（直径约10-10m）。 【过渡】根据核外电子的运动特征，请同学们充分发挥想象力，电子在核外的运动到底是一个什么样的情形？ 【设想猜测】电子在核外的运动到底是一个什么样的情形？ 【学生活动】略。 【质疑一】电子的绕核运动有没有固定的轨迹？ 【质疑二】电子的绕核运动没有固定的轨迹，是不是说电子绕核运动就没有规律？ 【讲述并投影】电子在原子核外的这个极小的空间内作高速运动，时而出现在离核远处，时而出现在离核近处，我们不能同时测定出电子在某一时刻的位置和速度，但是能从理论上统计出它在原子核外某一范围内出现的机会的多少——这就是我们将要在《物质结构与性质》选修教材中加以学习的电子云。 【过渡】同学们太伟大了！我们研究分析原子结构中电子的运动情况，用了不到10 分钟的时间，而科学家们却用去了一个多世纪！让我们踏着科学的足迹，重温这段曲折、坎坷、震撼世人的科学探索过程！ 【投影】历史回眸 1．最早提出“原子”一词的是古希腊哲学家德谟克利特，他认为万物都是由原子组成的，原子是不可分割的最小微粒。但是很可惜，由于种种原因，这一伟大的学说没有为人们所重视，被忽视了20多个世纪——这是科学界的一大憾事！ 2．直到1803年英国科学家道尔顿通过对当时化学实验的现象分析，创立了近代原子学说，第一次将原子学说从推测转变为科学概念。很长一段时间，人们都认为原子就像道尔顿说得那样，是一个小得不能再小的实心球，里面再也没有什么花样了。 一、原子核外电子排布的原理 处于稳定状态的原子，核外电子将尽可能地按能量最低原理排布，另外，由于电子不可能都挤在一起，它们还要遵守保里不相容原理和洪特规则，一般而言，在这三条规则的指导下，可以推导出元素原子的核外电子排布情况，在中学阶段要求的前36号元素里，没有例外的情况发生。 1．最低能量原理 电子在原子核外排布时，要尽可能使电子的能量最低。怎样才能使电子的能量最低呢？比方说，我们站在地面上，不会觉得有什么危险；如果我们站在20层楼的顶上，再往下看时我们心理感到害怕。这是因为物体在越高处具有的势能越高，物体总有从高处往低处的一种趋势，就像自由落体一样，我们从来没有见过物体会自动从地面上升到空中，物体要从地面到空中，必须要有外加力的作用。电子本身就是一种物质，也具有同样的性质，即它在一般情况下总想处于一种较为安全（或稳定）的一种状态（基态），也就是能量最低时的状态。当有外加作用时，电子也是可以吸收能量到能量较高的状态（激发态），但是它总有时时刻刻想回到基态的趋势。一般来说，离核较近的电子具有较低的能量，随着电子层数的增加，电子的能量越来越大；同一层中，各亚层的能量是按s、p、d、f的次序增高的。这两种作用的总结果可以得出电子在原子核外排布时遵守下列次序：1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p…… 2．保里不相容原理 我们已经知道，一个电子的运动状态要从4个方面来进行描述，即它所处的电子层、电子亚层、电子云的伸展方向以及电子的自旋方向。在同一个原子中没有也不可能有运动状态完全相同的两个电子存在，这就是保里不相容原理所告诉大家的。根据这个规则，如果两个电子处于同一轨道，那么，这两个电子的自旋方向必定相反。也就是说，每一个轨道中只能容纳两个自旋方向相反的电子。这一点好像我们坐电梯，每个人相当于一个电子，每一个电梯相当于一个轨道，假设电梯足够小，每一个电梯最多只能同时供两个人乘坐，而且乘坐时必须一个人头朝上，另一个人倒立着（为了充分利用空间）。根据保里不相容原理，我们得知：s亚层只有1个轨道，可以容纳两个自旋相反的电子；p亚层有3个轨道，总共可以容纳6个电子；f亚层有5个轨道，总共可以容纳10个电子。我们还得知：第一电子层（K层）中只有1s亚层，最多容纳两个电子；第二电子层（L层）中包括2s和2p两个亚层，总共可以容纳8个电子；第3电子层（M层）中包括3s、3p、3d三个亚层，总共可以容纳18个电子……第n层总共可以容纳2n2个电子。 3．洪特规则 原子核外电子排布 1 氢H 1 2 氦He 2 3 锂Li 2 1 4 铍Be 2 2 5 硼 B 2 3 6 碳 C 2 4 7 氮 N 2 5 8 氧 O 2 6 9 氟 F 2 7 。 10 氖 Ne 2 8 11 钠 Na 2 8 1 12 镁 Mg 2 8 2 13 铝 Al 2 8 3 14 硅 Si 2 8 4 15 磷 P 2 8 5 16 硫 S 2 8 6 17 氯 Cl 2 8 7 18 氩 Ar 2 8 8 % 19 钾 K 2 8 8 1 20 钙 Ca 2 8 8 2 21 钪 Sc 2 8 9 2 22 钛 Ti 2 8 10 2 23 钒 V 2 8 11 2 24 铬 Cr 2 8 13 1 25 锰 Mn 2 8 13 2 26 铁 Fe 2 8 14 2 27 钴 Co 2 8 15 2 28 镍 Ni 2 8 16 2 29 铜 Cu 2 8 18 1 & 30 锌 Zn 2 8 18 2 31 镓 Ga 2 8 18 3 32 锗 Ge 2 8 18 4 33 砷 As 2 8 18 5 34 硒 Se 2 8 18 6 35 溴 Br 2 8 18 7 36 氪 Kr 2 8 18 8 37 铷 Rb 2 8 18 8 1 38 锶 Sr 2 8 18 8 2 39 钇 Y 2 8 18 9 2 ) 40 锆 Zr 2 8 18 10 2 41 铌 Nb 2 8 18 12 1 42 钼 Mo 2 8 18 13 1 43 锝 Tc 2 8 18 13 2 44 钌 Ru 2 8 18 15 1 45 铑 Rh 2 8 18 16 1 46 钯 Pd 2 8 18 18 47 银 Ag 2 8 18 18 1 48 镉 Cd 2 8 18 18 2 49 铟 In 2 8 18 18 3 50 锡 Sn 2 8 18 18 4 ） 51 锑 Sb 2 8 18 18 5 52 碲 Te 2 8 18 18 6 53 碘 I 2 8 18 18 7 54 氙 Xe 2 8 18 18 8 55 铯 Cs 2 8 18 18 8 1 56 钡 Ba 2 8 18 18 8 2 57 镧 La 2 8 18 18 9 2 〖镧系〗 58 铈 Ce 2 8 18 19 9 2 〖镧系〗 59 镨 Pr 2 8 18 20 9 2 〖镧系〗 60 钕 Nd 2 8 18 21 9 2 〖镧系〗 — 61 钷 Pm 2 8 18 22 9 2 〖镧系〗 62 钐 Sm 2 8 18 23 9 2 〖镧系〗 63 铕 Eu 2 8 18 24 9 2 〖镧系〗 64 钆 Gd 2 8 18 25 9 2 〖镧系〗 65 铽 Tb 2 8 18 26 9 2 〖镧系〗 66 镝 Dy 2 8 18 27 9 2 〖镧系〗 67 钬 Ho 2 8 18 28 9 2 〖镧系〗 68 铒 Er 2 8 18 29 9 2 〖镧系〗 69 铥 Tm 2 8 18 30 9 2 〖镧系〗 70 镱 Yb 2 8 18 31 9 2 〖镧系〗 71 镥 Lu 2 8 18 32 9 2 〖镧系〗 、 72 铪 Hf 2 8 18 32 10 2 73 钽 Ta 2 8 18 32 11 2 74 钨 W 2 8 18 32 12 2人教版高中化学必修2《1.2.1原子核外电子的排布 元素周期律》巩固练习及答案
原子核外电子的排布应遵循三大规律
原子核外电子排布规律
化学元素核外电子排布表
核外电子排布规律总结.
教案《原子核外电子的排布》
原子核外电子排布教学设计
副族电子排布规律
原子核外电子排布